Kemikaalit ovat asioita, jotka muodostavat ympäröivän maailman.
Kunkin kemiallisen aineen ominaisuudet on jaettu kahteen tyyppiin: nämä ovat kemialliset, jotka kuvaavat sen kykyä muodostaa muita aineita, ja fysikaaliset, joita tarkkaillaan objektiivisesti ja joita voidaan tarkastella erillään kemiallisista muutoksista. Joten esimerkiksi aineen fysikaalisia ominaisuuksia ovat sen aggregaatiotila (kiinteä, nestemäinen tai kaasumainen), lämmönjohtavuus, lämpökapasiteetti, liukoisuus eri väliaineisiin (vesi, alkoholi jne.), tiheys, väri, maku jne. .
Joidenkin kemiallisten aineiden muuttumista toisiksi aineiksi kutsutaan kemiallisiksi ilmiöiksi tai kemiallisiksi reaktioksi. On huomattava, että on myös fysikaalisia ilmiöitä, joihin luonnollisesti liittyy aineen fysikaalisten ominaisuuksien muutos ilman, että se muuttuu muiksi aineiksi. Fysikaalisia ilmiöitä ovat esimerkiksi jään sulaminen, veden jäätyminen tai haihtuminen jne.
Se, että minkä tahansa prosessin aikana tapahtuu kemiallinen ilmiö, voidaan päätellä tarkkailemalla kemiallisten reaktioiden tunnusomaisia merkkejä, kuten värin muutosta, sakan muodostumista, kaasun kehittymistä, lämmön ja/tai valon kehittymistä.
Joten esimerkiksi johtopäätös kemiallisten reaktioiden kulusta voidaan tehdä tarkkailemalla:
Sedimentin muodostuminen keitettäessä vettä, jota kutsutaan arkielämässä kalkkikiviksi;
Lämmön ja valon vapautuminen tulen palamisen aikana;
Tuoreen omenaviipaleen värin muuttaminen ilmassa;
Kaasukuplien muodostuminen taikinan käymisen aikana jne.
Pienimmät aineen hiukkaset, jotka kemiallisten reaktioiden prosessissa eivät käytännössä muutu, vaan ovat yhteydessä toisiinsa vain uudella tavalla, kutsutaan atomeiksi.
Ajatus tällaisten aineyksiköiden olemassaolosta syntyi muinaisessa Kreikassa muinaisten filosofien mielissä, mikä itse asiassa selittää termin "atomi" alkuperän, koska "atomos" kirjaimellisesti käännettynä kreikasta tarkoittaa "jakamaton".
Toisin kuin muinaisten kreikkalaisten filosofien ajatus, atomit eivät kuitenkaan ole aineen ehdoton minimi, ts. niillä on monimutkainen rakenne.
Jokainen atomi koostuu niin sanotuista subatomisista hiukkasista - protoneista, neutroneista ja elektroneista, jotka on merkitty vastaavasti symboleilla p + , n o ja e - . Käytetyn merkinnän yläindeksi osoittaa, että protonilla on yksikköpositiivinen varaus, elektronilla on yksikkö negatiivinen varaus ja neutronilla ei ole varausta.
Mitä tulee atomin laadulliseen rakenteeseen, jokaisessa atomissa on kaikki protonit ja neutronit keskittyneenä ns. ytimeen, jonka ympärille elektronit muodostavat elektronikuoren.
Protonin ja neutronin massat ovat käytännössä samat, ts. m p ≈ m n, ja elektronin massa on lähes 2000 kertaa pienempi kuin kunkin massa, ts. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
Koska atomin perusominaisuus on sen sähköinen neutraalisuus ja yhden elektronin varaus on yhtä suuri kuin yhden protonin varaus, voidaan tästä päätellä, että elektronien lukumäärä missä tahansa atomissa on yhtä suuri kuin protonien lukumäärä.
Joten esimerkiksi alla oleva taulukko näyttää atomien mahdollisen koostumuksen:
Saman ydinvarauksen omaavien atomien tyyppi, ts. joiden ytimissä on sama määrä protoneja, kutsutaan kemialliseksi alkuaineeksi. Yllä olevasta taulukosta voidaan siis päätellä, että atomi1 ja atomi2 kuuluvat yhteen kemialliseen alkuaineeseen ja atomi3 ja atomi4 kuuluvat toiseen kemialliseen alkuaineeseen.
Jokaisella kemiallisella alkuaineella on oma nimi ja yksilöllinen symboli, joka luetaan tietyllä tavalla. Joten esimerkiksi yksinkertaisimmalla kemiallisella alkuaineella, jonka atomit sisältävät vain yhden protonin ytimessä, on nimi "vety" ja se on merkitty symbolilla "H", joka luetaan "tuhkaksi", ja kemiallinen alkuaine. jonka ydinvaraus on +7 (eli sisältää 7 protonia) - "typpi", on symboli "N", joka luetaan "en".
Kuten yllä olevasta taulukosta näet, yhden kemiallisen alkuaineen atomit voivat poiketa ytimien neutronien lukumäärästä.
Atomeja, jotka kuuluvat samaan kemialliseen alkuaineeseen, mutta joilla on eri määrä neutroneja ja sen seurauksena massa, kutsutaan isotoopeiksi.
Joten esimerkiksi kemiallisella alkuaineella vedyllä on kolme isotooppia - 1 H, 2 H ja 3 H. H-symbolin yläpuolella olevat indeksit 1, 2 ja 3 tarkoittavat neutronien ja protonien kokonaismäärää. Nuo. kun tiedetään, että vety on kemiallinen alkuaine, jolle on tunnusomaista, että sen atomien ytimissä on yksi protoni, voidaan päätellä, että 1H-isotoopissa (1-1 = 0) ei ole lainkaan neutroneja. 2H-isotooppi - 1 neutroni (2-1=1) ja isotooppi 3H - kaksi neutronia (3-1=2). Koska, kuten jo mainittiin, neutronilla ja protonilla on samat massat ja elektronin massa niihin verrattuna mitätön, tämä tarkoittaa, että 2H-isotooppi on lähes kaksi kertaa raskaampi kuin 1H-isotooppi ja 3H-isotooppi. isotooppi on jopa kolme kertaa painavampi.. Vedyn isotooppien massojen näin suuren leviämisen yhteydessä 2H- ja 3H-isotoopeille annettiin jopa erilliset yksittäiset nimet ja symbolit, mikä ei ole tyypillistä millekään muulle kemialliselle alkuaineelle. 2H-isotooppi nimettiin deuteriumiksi ja sille annettiin symboli D, ja 3H-isotoopille annettiin nimi tritium ja sille annettiin symboli T.
Jos otetaan protonin ja neutronin massa yksikkönä ja jätetään huomiotta elektronin massa, itse asiassa vasen yläindeksi, protonien ja neutronien kokonaismäärän lisäksi atomissa, voidaan katsoa sen massaksi, ja siksi tätä indeksiä kutsutaan massaluvuksi ja sitä merkitään symbolilla A. Koska minkä tahansa protonin ytimen varaus vastaa atomia ja kunkin protonin varauksen katsotaan ehdollisesti olevan +1, protonien lukumäärä ydintä kutsutaan varausnumeroksi (Z). Kun atomissa olevien neutronien lukumäärä merkitään kirjaimella N, massaluvun, varausluvun ja neutronien lukumäärän välinen suhde voidaan ilmaista matemaattisesti seuraavasti:
Nykyaikaisten käsitteiden mukaan elektronilla on kaksois (hiukkasaalto) luonne. Sillä on sekä hiukkasen että aallon ominaisuuksia. Kuten hiukkasella, elektronilla on massa ja varaus, mutta samalla elektronien virtaukselle, kuten aallolle, on ominaista kyky diffraktioon.
Elektronin tilan kuvaamiseen atomissa käytetään kvanttimekaniikan käsitteitä, joiden mukaan elektronilla ei ole tiettyä liikerataa ja se voi sijaita missä tahansa avaruuden pisteessä, mutta eri todennäköisyyksillä.
Ytimen ympärillä olevaa avaruuden aluetta, jossa elektroni todennäköisimmin löytyy, kutsutaan atomikiertoradaksi.
Atomiradalla voi olla eri muoto, koko ja suunta. Atomiorbitaalia kutsutaan myös elektronipilveksi.
Graafisesti yksi atomikiertorata on yleensä merkitty neliömäiseksi soluksi:
Kvanttimekaniikassa on erittäin monimutkainen matemaattinen laitteisto, joten koulun kemian kurssin puitteissa tarkastellaan vain kvanttimekaniikan teorian seurauksia.
Näiden seurausten mukaan mikä tahansa atomikiertorata ja siinä oleva elektroni on täysin karakterisoitu 4 kvanttiluvulla.
- Pääkvanttiluku - n - määrittää elektronin kokonaisenergian tietyllä kiertoradalla. Pääkvanttiluvun arvoalue on kaikki luonnolliset luvut, ts. n = 1,2,3,4,5 jne.
- Orbitaalikvanttiluku - l - luonnehtii atomiradan muotoa ja voi ottaa minkä tahansa kokonaislukuarvon välillä 0 - n-1, missä n, muistutus, on pääkvanttiluku.
Orbitaaleja, joiden l = 0 kutsutaan s- kiertoradat. s-orbitaalit ovat pallomaisia ja niillä ei ole suuntaa avaruudessa:
Orbitaaleja, joiden l = 1 kutsutaan p- kiertoradat. Nämä kiertoradat ovat muodoltaan kolmiulotteisen kahdeksashahmon, ts. muoto, joka saadaan kiertämällä kahdeksaa symmetria-akselin ympäri ja muistuttaa ulkoisesti käsipainoa:
Orbitaaleja, joiden l = 2 kutsutaan d- kiertoradat, ja l = 3 – f- kiertoradat. Niiden rakenne on paljon monimutkaisempi.
3) Magneettinen kvanttiluku - m l - määrittää tietyn atomiradan avaruudellisen orientaation ja ilmaisee kiertoradan kulmamomentin projektion magneettikentän suuntaan. Magneettinen kvanttiluku m l vastaa kiertoradan suuntausta suhteessa ulkoisen magneettikentän voimakkuusvektorin suuntaan ja voi ottaa minkä tahansa kokonaislukuarvon välillä –l arvoon +l, mukaan lukien 0, ts. mahdollisten arvojen kokonaismäärä on (2l+1). Joten esimerkiksi l = 0 m l = 0 (yksi arvo), l = 1 m l = -1, 0, +1 (kolme arvoa), l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (5 magneettisen kvanttiluvun arvoa) jne.
Joten esimerkiksi p-orbitaalit, ts. kiertoradat, joiden kiertoradan kvanttiluku on l = 1 ja jotka ovat "kolmiulotteisen hahmon kahdeksan" muotoisia, vastaavat kolmea magneettisen kvanttiluvun arvoa (-1, 0, +1), jotka puolestaan vastaavat kolmeen suuntaan avaruudessa kohtisuorassa toisiaan vastaan.
4) Spin-kvanttiluvun (tai yksinkertaisesti spinin) - m s - voidaan ehdollisesti katsoa olevan vastuussa elektronin pyörimissuunnasta atomissa, se voi ottaa arvoja. Elektronit, joilla on eri spin, on merkitty eri suuntiin osoittavilla pystysuorilla nuolilla: ↓ ja .
Joukkoa kaikista atomissa olevista kiertoradoista, joilla on sama pääkvanttiluvun arvo, kutsutaan energiatasoksi tai elektronikuoreksi. Mikä tahansa mielivaltainen energiataso, jolla on jokin luku n, koostuu n 2 orbitaalista.
Joukko ratoja, joilla on samat pääkvanttiluvun ja kiertoradan kvanttiluvun arvot, on energian alataso.
Jokainen energiataso, joka vastaa pääkvanttilukua n, sisältää n alatasoa. Jokainen energiaalitaso, jolla on kiertoradan kvanttiluku l, puolestaan koostuu (2l+1) kiertoradoista. Siten s-alikerros koostuu yhdestä s-orbitaalista, p-alikerros - kolme p-orbitaalia, d-alikerros - viisi d-orbitaalia ja f-alikerros - seitsemän f-orbitaalia. Koska, kuten jo mainittiin, yhtä atomiorbitaalia merkitään usein yhdellä neliösolulla, s-, p-, d- ja f-alatasot voidaan kuvata graafisesti seuraavasti:
Jokainen orbitaali vastaa yksittäistä tiukasti määriteltyä kolmen kvanttiluvun n, l ja ml joukkoa.
Elektronien jakautumista kiertoradalla kutsutaan elektronikonfiguraatioksi.
Atomiratojen täyttyminen elektroneilla tapahtuu kolmen ehdon mukaisesti:
- Minimienergian periaate: Elektronit täyttävät kiertoradat alimmasta energian alatasosta alkaen. Alatasojen järjestys energian kasvun järjestyksessä on seuraava: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Jotta tämä elektronisten alatasojen täyttöjärjestys olisi helpompi muistaa, seuraava graafinen kuva on erittäin kätevä:
- Paulin periaate: Jokainen orbitaali voi sisältää enintään kaksi elektronia.
Jos kiertoradalla on yksi elektroni, sitä kutsutaan parittomaksi, ja jos niitä on kaksi, niin niitä kutsutaan elektronipariksi.
- Hundin sääntö: atomin vakain tila on sellainen, jossa atomilla on yhden alitason sisällä suurin mahdollinen määrä parittomia elektroneja. Tätä atomin vakaiinta tilaa kutsutaan perustilaksi.
Itse asiassa yllä oleva tarkoittaa, että esimerkiksi 1., 2., 3. ja 4. elektronin sijoittaminen p-alitason kolmelle kiertoradalle suoritetaan seuraavasti:
Atomiratojen täyttö vedystä, jonka varausnumero on 1, kryptoniin (Kr), jonka varausnumero on 36, suoritetaan seuraavasti:
Samanlaista esitystä järjestyksestä, jossa atomiorbitaalit täyttyvät, kutsutaan energiakaavioksi. Yksittäisten elementtien sähköisten kaavioiden perusteella voit kirjoittaa muistiin niiden ns. elektroniset kaavat (konfiguraatiot). Joten esimerkiksi elementti, jossa on 15 protonia ja sen seurauksena 15 elektronia, ts. fosforilla (P) on seuraava energiakaavio:
Kun fosforiatomi käännetään elektroniseksi kaavaksi, se saa muodon:
15 P = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3
Normaalikokoiset numerot alatason symbolin vasemmalla puolella osoittavat energiatason numeron ja yläindeksit alitason symbolin oikealla puolella vastaavan alitason elektronien lukumäärää.
Alla on D.I.:n 36 ensimmäisen elementin elektroniset kaavat. Mendelejev.
| ajanjaksoa | Tuote nro. | symboli | otsikko | elektroninen kaava |
| minä | 1 | H | vety | 1s 1 |
| 2 | Hän | heliumia | 1s2 | |
| II | 3 | Li | litium | 1s2 2s1 |
| 4 | Olla | beryllium | 1s2 2s2 | |
| 5 | B | boori | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | hiili | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | typpeä | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | happi | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluori | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | natriumia | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 |
| 12 | mg | magnesium | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 | |
| 13 | Al | alumiini | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1 | |
| 14 | Si | piitä | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 2 | |
| 15 | P | fosfori | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 | |
| 16 | S | rikki | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 4 | |
| 17 | Cl | kloori | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 | |
| 18 | Ar | argon | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 | |
| IV | 19 | K | kalium | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1 |
| 20 | Ca | kalsiumia | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 | |
| 21 | sc | skandium | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 1 | |
| 22 | Ti | titaani | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 2 | |
| 23 | V | vanadiini | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 3 | |
| 24 | Cr | kromi | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1 3 p 5 s päällä d alataso | |
| 25 | Mn | mangaani | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 5 | |
| 26 | Fe | rauta- | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 6 | |
| 27 | co | koboltti | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 7 | |
| 28 | Ni | nikkeli | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 8 | |
| 29 | Cu | kupari- | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1 3 p 10 s päällä d alataso | |
| 30 | Zn | sinkki | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 | |
| 31 | Ga | gallium | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 1 | |
| 32 | Ge | germanium | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 2 | |
| 33 | Kuten | arseeni | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 3 | |
| 34 | Se | seleeni | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 4 | |
| 35 | Br | bromi | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 5 | |
| 36 | kr | krypton | 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 6 |
Kuten jo mainittiin, perustilassaan atomikiertoradalla olevat elektronit on järjestetty vähiten energian periaatteen mukaan. Kuitenkin, kun atomin perustilassa on tyhjiä p-orbitaaleja, atomi voidaan usein siirtää ns. viritettyyn tilaan, kun siihen välitetään ylimääräistä energiaa. Joten esimerkiksi booriatomilla perustilassaan on elektroninen konfiguraatio ja seuraavan muotoinen energiakaavio:
5 B = 1 s 2 2 s 2 2 p 1
Ja jännittyneessä tilassa (*), ts. kun booriatomille annetaan energiaa, sen elektroninen konfiguraatio ja energiakaavio näyttävät tältä:
5 B* = 1 s 2 2 s 1 2 p 2
Riippuen siitä, mikä atomin alataso täytetään viimeksi, kemialliset alkuaineet jaetaan s-, p-, d- tai f-ryhmiin.
S-, p-, d- ja f-elementtien löytäminen taulukosta D.I. Mendelejev:
- s-elementeillä on viimeinen täytettävä s-alataso. Nämä elementit sisältävät elementtejä ryhmien I ja II pääalaryhmistä (taulukon solussa vasemmalla).
- P-elementtien p-alitaso täytetään. P-elementit sisältävät kunkin jakson kuusi viimeistä elementtiä ensimmäistä ja seitsemättä lukuun ottamatta sekä III-VIII ryhmien pääalaryhmien elementit.
- d-elementit sijaitsevat s- ja p-alkioiden välissä suurina ajanjaksoina.
- F-alkuaineita kutsutaan lantanideiksi ja aktinideiksi. D.I. on sijoittanut ne pöydän alaosaan. Mendelejev.
Atomi(kreikan kielestä atomos - jakamaton) - yksiydin, kemiallisesti jakamaton kemiallisen alkuaineen hiukkanen, aineen ominaisuuksien kantaja. Aineet koostuvat atomeista. Atomi itsessään koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneesta elektronipilvestä. Yleensä atomi on sähköisesti neutraali. Atomin koon määrää täysin sen elektronipilven koko, koska ytimen koko on mitätön verrattuna elektronipilven kokoon. Ydin koostuu Z positiivisesti varautuneita protoneja (protonivaraus vastaa +1 mielivaltaisissa yksiköissä) ja N neutronit, jotka eivät sisällä varausta (neutronien lukumäärä voi olla yhtä suuri tai hieman enemmän tai vähemmän kuin protoneja). Protoneja ja neutroneja kutsutaan nukleoneiksi eli ytimen hiukkasiksi. Siten ytimen varaus määräytyy vain protonien lukumäärän mukaan ja on yhtä suuri kuin elementin sarjanumero jaksollisessa taulukossa. Ytimen positiivista varausta kompensoivat negatiivisesti varautuneet elektronit (elektronivaraus -1 mielivaltaisissa yksiköissä), jotka muodostavat elektronipilven. Elektronien lukumäärä on yhtä suuri kuin protonien lukumäärä. Protonien ja neutronien massat ovat yhtä suuret (1 ja 1 amu, vastaavasti). Atomin massa määräytyy pääasiassa sen ytimen massasta, koska elektronin massa on noin 1836 kertaa pienempi kuin protonin ja neutronin massa ja se otetaan harvoin huomioon laskelmissa. Tarkka neutronien lukumäärä löytyy atomin massan ja protonien lukumäärän välisestä erosta ( N=A-Z). Minkä tahansa kemiallisen alkuaineen atomityyppiä, jonka ydin koostuu tiukasti määritellystä määrästä protoneista (Z) ja neutroneista (N), kutsutaan nuklideiksi (nämä voivat olla joko eri alkuaineita, joilla on sama nukleonien kokonaismäärä (isobaarit) tai neutroneja. (isotonit) tai yksi kemiallinen alkuaine - yksi määrä protoneja, mutta eri määrä neutroneja (isomeereja)).
Koska lähes koko massa on keskittynyt atomin ytimeen, mutta sen mitat ovat mitättömät atomin kokonaistilavuuteen verrattuna, ydin otetaan ehdollisesti atomin keskustassa lepääväksi materiaalipisteeksi ja itse atomi on pidetään elektronijärjestelmänä. Kemiallisessa reaktiossa atomin ytimeen ei vaikuteta (lukuun ottamatta ydinreaktioita), kuten myös sisäiset elektronitasot, vaan vain ulomman elektronikuoren elektronit ovat mukana. Tästä syystä on tarpeen tietää elektronin ominaisuudet ja säännöt atomien elektronikuorten muodostumiselle.
Elektronien ominaisuudet
Ennen elektronin ominaisuuksien ja elektronisten tasojen muodostumissääntöjen tutkimista on tarpeen käsitellä atomin rakennetta koskevien ideoiden muodostumisen historiaa. Emme tarkastele atomirakenteen muodostumisen koko historiaa, vaan keskitymme vain tärkeimpiin ja "oikeimpiin" ideoihin, jotka voivat selkeimmin osoittaa, kuinka elektronit sijaitsevat atomissa. Atomien läsnäoloa aineen alkuaineosina ehdottivat ensin antiikin kreikkalaiset filosofit (jos alat jakaa minkä tahansa kappaleen puoliksi, puoliksi puoliksi ja niin edelleen, niin tämä prosessi ei voi jatkua loputtomiin; lopetamme hiukkasella, jota emme voi enää jakaa - tämä ja siellä on atomi). Sen jälkeen atomin rakenteen historia kävi läpi vaikean polun ja erilaisia ajatuksia, kuten atomin jakamattomuus, Thomsonin atomin malli ja muut. Ernest Rutherfordin vuonna 1911 ehdottama atomin malli osoittautui lähimmäksi. Hän vertasi atomia aurinkokuntaan, jossa atomin ydin toimi aurinkona ja elektronit liikkuivat sen ympärillä kuin planeetat. Elektronien sijoittaminen kiinteille kiertoradoille oli erittäin tärkeä askel atomin rakenteen ymmärtämisessä. Tällainen atomin rakenteen planeettamalli oli kuitenkin ristiriidassa klassisen mekaniikan kanssa. Tosiasia on, että kun elektroni liikkui kiertoradalla, sen täytyi menettää potentiaalienergiaa ja lopulta "pudota" ytimeen, ja atomin täytyi lakata olemasta. Tällainen paradoksi poistettiin Niels Bohrin postulaattien käyttöönotolla. Näiden postulaattien mukaan elektroni liikkui paikallaan olevilla kiertoradoilla ytimen ympärillä eikä normaaliolosuhteissa absorboi tai emittoi energiaa. Postulaatit osoittavat, että klassisen mekaniikan lait eivät sovellu atomin kuvaamiseen. Tätä atomimallia kutsutaan Bohr-Rutherford-malliksi. Atomin planetaarisen rakenteen jatko on atomin kvanttimekaaninen malli, jonka mukaan tarkastelemme elektronia.
Elektroni on kvasihiukkanen, joka osoittaa aalto-hiukkasten kaksinaisuutta: se on sekä hiukkanen (korpuskkeli) että aalto samanaikaisesti. Hiukkasen ominaisuudet sisältävät elektronin massan ja sen varauksen sekä aallon ominaisuudet - kyvyn diffraktioon ja häiriöihin. Elektronin aallon ja korpuskulaaristen ominaisuuksien välinen yhteys heijastuu de Broglien yhtälössä:
λ = h m v , (\displaystyle \lambda =(\frac (h)(mv)),)missä λ (\displaystyle \lambda )
- aallonpituus, - hiukkasmassa, - hiukkasnopeus, - Planckin vakio = 6,63 10-34 J s.
Elektronille on mahdotonta laskea sen liikkeen rataa, voimme puhua vain todennäköisyydestä löytää elektroni yhdestä tai toisesta ytimen ympäriltä. Tästä syystä he eivät puhu elektronin kiertoradoista ytimen ympärillä, vaan kiertoradoista - ytimen ympärillä olevasta avaruudesta, jossa todennäköisyys elektronin löytäminen ylittää 95 %. Elektronille on mahdotonta mitata tarkasti sekä koordinaattia että nopeutta samanaikaisesti (Heisenbergin epävarmuusperiaate).
Δ x ∗ m ∗ Δ v > ℏ 2 (\displaystyle \Delta x*m*\Delta v>(\frac (\hbar )(2)))missä ∆ x (\displaystyle \Delta x)
- elektronikoordinaatin epävarmuus, ∆ v (\displaystyle \Delta v)
- nopeuden mittausvirhe, ħ=h/2π=1,05 10 -34 J s
Mitä tarkemmin mittaamme elektronin koordinaatin, sitä suurempi on virhe sen nopeuden mittauksessa ja päinvastoin: mitä tarkemmin tiedämme elektronin nopeuden, sitä suurempi on sen koordinaatin epävarmuus.
Elektronin aaltoominaisuuksien läsnäolo mahdollistaa Schrödingerin aaltoyhtälön soveltamisen siihen.
∂ 2 Ψ ∂ x 2 + ∂ 2 Ψ ∂ y 2 + ∂ 2 Ψ ∂ z 2 + 8 π 2 m h (E − V) Ψ = 0 (\displaystyle (\frac ((\osittinen )^(2)\Psi) )(\partial x^(2)))+(\frac ((\osittinen )^(2)\Psi )(\partial y^(2)))+(\frac ((\osittinen )^(2) \Psi )(\osittais z^(2)))+(\frac (8(\pi ^(2))m)(h))\vasen(E-V\oikea)\Psi =0)
missä on elektronin kokonaisenergia, elektronin potentiaalienergia, funktion fyysinen merkitys Ψ (\displaystyle \psi )
- neliöjuuri todennäköisyydestä löytää elektroni avaruudesta koordinaatteineen x, y ja z(ydintä pidetään alkuperänä).
Esitetty yhtälö on kirjoitettu yhden elektronin järjestelmälle. Järjestelmissä, jotka sisältävät useamman kuin yhden elektronin, kuvausperiaate pysyy samana, mutta yhtälö saa monimutkaisemman muodon. Schrödingerin yhtälön graafinen ratkaisu on atomiratojen geometria. Joten s-orbitaali on pallon muotoinen, p-orbitaali on kahdeksan muotoinen, jonka origossa on "solmu" (ytimessä, jossa elektronin löytämisen todennäköisyys on yleensä nolla).
Nykyaikaisen kvanttimekaanisen teorian puitteissa elektronia kuvataan kvanttilukujoukolla: n
, l
, m l
, s
ja neiti
. Paulin periaatteen mukaan yhdessä atomissa ei voi olla kahta elektronia, joiden kaikki kvanttiluvut ovat täysin identtisiä.
Pääkvanttiluku n
määrittää elektronin energiatason, eli millä elektronitasolla kyseinen elektroni sijaitsee. Pääkvanttiluku voi ottaa vain kokonaislukuarvoja, jotka ovat suurempia kuin 0: n
=1;2;3... Suurin arvo n
alkuaineen tietylle atomille vastaa sen jakson numeroa, jossa alkuaine sijaitsee D. I. Mendelejevin jaksollisessa taulukossa.
Orbitaali (lisä)kvanttiluku l
määrittää elektronipilven geometrian. Voi ottaa kokonaislukuarvoja 0:sta n
-yksi. Lisäkvanttiluvun arvoille l
kirjainmerkintää käytetään:
| merkitys l | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
|---|---|---|---|---|---|
| kirjainmerkintä | s | p | d | f | g |
S-orbitaali on pallomainen, p-orbitaali on kahdeksaslukuinen. Muilla kiertoradoilla on hyvin monimutkainen rakenne, kuten kuvassa näkyvä d-orbitaali.
Elektroneja tasoilla ja kiertoradalla ei ole järjestetty satunnaisesti, vaan Klechkovsky-säännön mukaan, jonka mukaan elektronien täyttyminen tapahtuu vähimmän energian periaatteen mukaisesti, eli pää- ja kiertoradan kvanttilukujen summan nousevassa järjestyksessä. n +l . Siinä tapauksessa, että kahden täyttövaihtoehdon summa on sama, alhaisin energiataso täytetään aluksi (esimerkiksi: kun n =3 a l =2 ja n =4 a l =1 täyttää aluksi tason 3). Magneettinen kvanttiluku m l määrittää orbitaalin sijainnin avaruudessa ja voi ottaa kokonaisluvun arvon -l ennen +l , mukaan lukien 0. Vain yksi arvo on mahdollinen s-orbitaalille m l =0. P-orbitaalilla on jo kolme arvoa -1, 0 ja +1, eli p-orbitaali voi sijaita kolmella koordinaattiakselilla x, y ja z.
orbitaalien järjestely arvosta riippuen m l
Elektronilla on oma kulmamomenttinsa - spin, jota merkitään kvanttiluvulla s . Elektronin spin on vakioarvo ja yhtä suuri kuin 1/2. Spin-ilmiö voidaan ehdollisesti esittää liikkeenä oman akselinsa ympäri. Aluksi elektronin spin rinnastettiin planeetan liikkeeseen oman akselinsa ympäri, mutta tällainen vertailu on virheellinen. Spin on puhtaasti kvanttiilmiö, jolla ei ole analogeja klassisessa mekaniikassa.
Atomi- aineen pienin hiukkanen, joka on kemiallisesti jakamaton. 1900-luvulla selvitettiin atomin monimutkainen rakenne. Atomit koostuvat positiivisesti varautuneista ytimiä ja negatiivisesti varautuneiden elektronien muodostama kuori. Vapaan atomin kokonaisvaraus on nolla, koska ytimen varaukset ja elektronikuori tasapainottaa toisiaan. Tässä tapauksessa ytimen varaus on yhtä suuri kuin alkuaineen lukumäärä jaksollisessa taulukossa ( atominumero) ja on yhtä suuri kuin elektronien kokonaismäärä (elektronivaraus on −1).
Atomiydin koostuu positiivisesti varautuneista protonit ja neutraalit hiukkaset - neutroneja joilla ei ole maksua. Alkuainehiukkasten yleiset ominaisuudet atomin koostumuksessa voidaan esittää taulukon muodossa:
Protonien lukumäärä on yhtä suuri kuin ytimen varaus, joten se on yhtä suuri kuin atomiluku. Atomissa olevien neutronien lukumäärän selvittämiseksi on välttämätöntä vähentää ydinvaraus (protonien lukumäärä) atomimassasta (protonien ja neutronien massojen summa).
Esimerkiksi natriumatomissa 23 Na protonien lukumäärä on p = 11 ja neutronien määrä on n = 23 − 11 = 12
Neutronien lukumäärä saman alkuaineen atomeissa voi olla erilainen. Tällaisia atomeja kutsutaan isotoopit .
Atomin elektronikuorella on myös monimutkainen rakenne. Elektronit sijaitsevat energiatasoilla (elektroniset kerrokset).
Tasoluku kuvaa elektronin energiaa. Tämä johtuu siitä, että alkuainehiukkaset voivat lähettää ja vastaanottaa energiaa ei mielivaltaisen pieninä määrinä, vaan tietyissä osissa - kvanteissa. Mitä korkeampi taso, sitä enemmän energiaa elektronilla on. Koska mitä pienempi järjestelmän energia on, sitä vakaampi se on (vertaa vuoren huipulla olevan kiven alhaista vakautta, jolla on suuri potentiaalienergia, ja saman kiven vakaata asemaa alla olevalla tasangolla, kun sen energia on paljon pienempi), tasot, joilla on pieni elektronienergia, täytetään ensin ja vasta sitten - korkeat.
Tasolle mahtuvien elektronien enimmäismäärä voidaan laskea kaavalla:
N \u003d 2n 2, missä N on elektronien enimmäismäärä tasolla,
n - tason numero.
Sitten ensimmäiselle tasolle N = 2 1 2 = 2,
toiselle N = 2 2 2 = 8 jne.
Pääalaryhmien (A) elementtien elektronien lukumäärä ulkotasolla on yhtä suuri kuin ryhmänumero.
Useimmissa nykyaikaisissa jaksollisissa taulukoissa elektronien järjestys tasojen mukaan on osoitettu elementin solussa. Hyvin tärkeä ymmärtää, että tasot luetaan alas ylös, mikä vastaa heidän energiaansa. Siksi natriumia sisältävän solun numerosarake:
1
8
2
1. tasolla - 2 elektronia,
toisella tasolla - 8 elektronia,
3. tasolla - 1 elektroni
Ole varovainen, erittäin yleinen virhe!
Elektronien jakautuminen tasoilla voidaan esittää kaaviona:
11 Na)))
2 8 1
Jos jaksollinen järjestelmä ei osoita elektronien jakautumista tasojen mukaan, voit ohjata:
- elektronien enimmäismäärä: 1. tasolla enintään 2 e - ,
2. - 8 e - ,
ulkoisella tasolla - 8 e − ; - elektronien lukumäärä ulkotasolla (ensimmäisille 20 elementille se on sama kuin ryhmänumero)
Sitten natriumin päättely on seuraava:
- Elektronien kokonaismäärä on 11, joten ensimmäinen taso on täytetty ja sisältää 2 e − ;
- Kolmas, ulompi taso sisältää 1 e − (I ryhmä)
- Toinen taso sisältää loput elektronit: 11 − (2 + 1) = 8 (täysin täytetty)
* Selvemmän eron saamiseksi vapaan atomin ja yhdisteen atomin välillä useat kirjoittajat ehdottavat, että termiä "atomi" käytetään vain viittaamaan vapaaseen (neutraaliin) atomiin ja viittaamaan kaikkiin atomeihin, mukaan lukien yhdisteissä olevat, he ehdottavat termiä "atomihiukkaset". Aika näyttää, miten näiden ehtojen kohtalo muodostuu. Meidän näkökulmastamme atomi on määritelmän mukaan hiukkanen, joten ilmaisua "atomihiukkaset" voidaan pitää tautologiana ("voiöljy").
2. Tehtävä. Yhden reaktiotuotteen ainemäärän laskeminen, jos lähtöaineen massa tunnetaan.
Esimerkki:
Kuinka paljon vetyainetta vapautuu sinkin ja 146 g painavan suolahapon vuorovaikutuksessa?
Päätös:
- Kirjoitamme reaktioyhtälön: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
- Etsi kloorivetyhapon moolimassa: M (HCl) \u003d 1 + 35,5 \u003d 36,5 (g / mol)
(tarkastelemme kunkin alkuaineen moolimassaa, joka on numeerisesti yhtä suuri kuin suhteellinen atomimassa, jaksollisessa taulukossa alkuaineen etumerkin alla ja pyöristetään se kokonaislukuihin lukuun ottamatta klooria, joka on 35,5) - Etsi kloorivetyhappoaineen määrä: n (HCl) \u003d m / M \u003d 146 g / 36,5 g / mol \u003d 4 mol
- Kirjoitamme saatavilla olevat tiedot reaktioyhtälön yläpuolelle ja yhtälön alle - moolien lukumäärä yhtälön mukaan (yhtä kuin kerroin aineen edessä):
4 mol x mol
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H2
2 mol 1 mol - Teemme osuuden:
4 mol - x mooli
2 mol - 1 mol
(tai selityksellä:
4 moolista suolahappoa saat x mooli vetyä
ja 2 moolista - 1 mol) - Löydämme x:
x= 4 mol 1 mol / 2 mol = 2 mol
Vastaus: 2 mol.
Atomin käsite syntyi muinaisessa maailmassa tarkoittamaan aineen hiukkasia. Kreikaksi atomi tarkoittaa "jakamaton".
Elektronit
Irlantilainen fyysikko Stoney päätyi kokeiden perusteella siihen johtopäätökseen, että sähköä kuljettavat kaikkien kemiallisten alkuaineiden atomeissa olevat pienimmät hiukkaset. 1891 dollarilla Stoney ehdotti kutsuvansa näitä hiukkasia elektroneja, joka kreikaksi tarkoittaa "meripihkaa".
Muutama vuosi sen jälkeen, kun elektroni sai nimensä, englantilainen fyysikko Joseph Thomson ja ranskalainen fyysikko Jean Perrin osoittivat, että elektroneissa on negatiivinen varaus. Tämä on pienin negatiivinen varaus, joka kemiassa otetaan yksikkönä $(–1)$. Thomson onnistui jopa määrittämään elektronin nopeuden (se on yhtä suuri kuin valon nopeus - $ 300 000 $ km/s) ja elektronin massan (se on $ 1836 $ kertaa pienempi kuin vetyatomin massa).
Thomson ja Perrin yhdistivät virtalähteen navat kahdella metallilevyllä - katodilla ja anodilla, juotettiin lasiputkeen, josta ilma poistettiin. Kun elektrodilevyihin kohdistettiin noin 10 tuhannen voltin jännite, putkessa välähti valopurkaus ja katodilta (negatiivinen napa) lensi hiukkasia anodille (positiivinen napa), jota tiedemiehet kutsuivat ensin. katodisäteet, ja sitten selvisi, että se oli elektronivirta. Elektronit, jotka osuvat esimerkiksi television kuvaruutuun levitettyihin erikoisaineisiin, aiheuttavat hehkua.
Tehtiin johtopäätös: elektronit pakenevat sen materiaalin atomeista, josta katodi on valmistettu.
Vapaita elektroneja tai niiden vuota voidaan saada myös muilla tavoilla, esimerkiksi kuumentamalla metallilankaa tai pudottamalla valoa jaksollisen järjestelmän ryhmän I pääalaryhmän elementtien (esimerkiksi cesium) muodostamien metallien päälle.
Elektronien tila atomissa
Elektronin tila atomissa ymmärretään joukoksi tietoa siitä energiaa spesifinen elektroni sisään tilaa jossa se sijaitsee. Tiedämme jo, että atomissa olevalla elektronilla ei ole liikerataa, ts. voi vain puhua todennäköisyydet löytää sen ydintä ympäröivästä tilasta. Se voi sijaita missä tahansa osassa tätä ydintä ympäröivää tilaa, ja sen eri asemien kokonaisuutta pidetään elektronipilvenä, jolla on tietty negatiivinen varaustiheys. Kuvannollisesti tämä voidaan kuvitella seuraavasti: jos elektronin sijainti atomissa olisi mahdollista kuvata sekunnin sadasosissa tai miljoonasosissa, kuten valokuvassa, niin elektroni sellaisissa valokuvissa olisi esitetty pisteenä. Lukemattomien tällaisten valokuvien peittäminen johtaisi kuvan elektronipilvestä, jolla on suurin tiheys siellä, missä näitä pisteitä on eniten.
Kuvassa on "leikkaus" tällaisesta elektronitiheydestä vetyatomissa, joka kulkee ytimen läpi, ja katkoviiva rajaa pallon, jonka sisällä elektronin löytämisen todennäköisyys on $ 90% $. Lähimpänä ydintä oleva ääriviiva kattaa avaruuden alueen, jossa elektronin löytämisen todennäköisyys on $10%$, todennäköisyys löytää elektroni ytimestä toiselta ääriviivalta on $20%$, kolmannen sisältä - $≈30 %$ jne. Elektronin tilassa on jonkin verran epävarmuutta. Tämän erityistilan luonnehtimiseksi saksalainen fyysikko W. Heisenberg esitteli käsitteen epävarmuusperiaate, eli osoitti, että on mahdotonta määrittää samanaikaisesti ja tarkasti elektronin energiaa ja sijaintia. Mitä tarkemmin elektronin energia määritetään, sitä epävarmempi on sen sijainti, ja päinvastoin, kun sijainti on määritetty, elektronin energiaa on mahdotonta määrittää. Elektronien havaitsemisen todennäköisyysalueella ei ole selkeitä rajoja. On kuitenkin mahdollista erottaa avaruus, jossa elektronin löytämisen todennäköisyys on suurin.
Atomiytimen ympärillä olevaa tilaa, jossa elektroni todennäköisimmin löytyy, kutsutaan kiertoradalla.
Se sisältää noin $90%$ elektronipilvestä, mikä tarkoittaa, että noin $90%$ ajasta elektroni on tässä avaruuden osassa. Muodon mukaan erotetaan $4$ tällä hetkellä tunnetuista kiertoradoista, joita merkitään latinalaisilla kirjaimilla $s, p, d$ ja $f$. Kuvassa on graafinen esitys eräistä elektronisten kiertoradan muodoista.
Tärkein ominaisuus elektronin liikkeelle tietyllä kiertoradalla on sen ytimeen yhteyden energia. Elektronit, joilla on samanlaiset energia-arvot, muodostavat yhden elektroninen kerros, tai energiataso. Energiatasot on numeroitu ytimestä alkaen: $1, 2, 3, 4, 5, 6 $ ja $ 7 $.
Energiatason lukua ilmaisevaa kokonaislukua $n$ kutsutaan pääkvanttiluvuksi.
Se luonnehtii tietyllä energiatasolla olevien elektronien energiaa. Ensimmäisen energiatason elektroneilla, jotka ovat lähimpänä ydintä, on alhaisin energia. Verrattuna ensimmäisen tason elektroneihin, seuraavien tasojen elektroneille on ominaista suuri energiamäärä. Näin ollen ulomman tason elektronit ovat vähiten sitoutuneita atomin ytimeen.
Atomin energiatasojen (elektronisten kerrosten) lukumäärä on yhtä suuri kuin D. I. Mendelejevin järjestelmässä olevan jakson lukumäärä, johon kemiallinen alkuaine kuuluu: ensimmäisen jakson alkuaineiden atomeilla on yksi energiataso; toinen jakso - kaksi; seitsemäs jakso - seitsemän.
Suurin määrä elektroneja energiatasolla määritetään kaavalla:
missä $N$ on elektronien enimmäismäärä; $n$ on tasonumero tai pääkvanttiluku. Näin ollen: ensimmäinen ydintä lähinnä oleva energiataso voi sisältää enintään kaksi elektronia; toisella - enintään 8 dollaria; kolmannella - enintään 18 dollaria; neljännellä - enintään 32 dollaria. Ja miten energiatasot (elektroniset kerrokset) on puolestaan järjestetty?
Toisesta energiatasosta $(n = 2)$ alkaen kukin tasoista on jaettu alatasoiksi (alikerroksiksi), jotka eroavat hieman toisistaan sitoutumisenergialla ytimeen.
Alatasojen lukumäärä on yhtä suuri kuin pääkvanttiluvun arvo: ensimmäisellä energiatasolla on yksi alataso; toinen - kaksi; kolmas - kolme; neljäs on neljä. Alatasot puolestaan muodostuvat orbitaaleista.
Jokainen $n$:n arvo vastaa orbitaalien määrää, joka on yhtä suuri kuin $n^2$. Taulukossa esitettyjen tietojen mukaan on mahdollista jäljittää pääkvanttiluvun $n$ ja alitasojen lukumäärän, kiertoradan tyypin ja lukumäärän sekä elektronien maksimimäärän suhde alatasoa ja tasoa kohti.
Pääkvanttiluku, orbitaalien tyypit ja lukumäärä, elektronien enimmäismäärä alitasoilla ja tasoilla.
| Energiataso $(n)$ | Alatasojen lukumäärä, joka on yhtä suuri kuin $n$ | Orbitaalinen tyyppi | Orbitaalien lukumäärä | Elektronien enimmäismäärä | ||
| alatasolla | tasolla, joka on yhtä suuri kuin $n^2$ | alatasolla | tasolla, joka on yhtä suuri kuin $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
On tapana merkitä alatasot latinalaisilla kirjaimilla sekä niiden kiertoradan muoto, joista ne koostuvat: $s, p, d, f$. Niin:
- $s$-alataso - kunkin energiatason ensimmäinen alataso, joka on lähinnä atomiydintä, koostuu yhdestä $s$-orbitaalista;
- $p$-alitaso - kunkin toinen alataso, paitsi ensimmäinen, energiataso, koostuu kolmesta $p$-orbitaalista;
- $d$-alitaso - kunkin kolmas alataso, alkaen kolmannesta energiatasosta, koostuu viidestä $d$-orbitaalista;
- Jokaisen $f$-alataso neljännestä energiatasosta alkaen koostuu seitsemästä $f$-orbitaalista.
atomin ydin
Mutta eivät vain elektronit ole osa atomeja. Fyysikko Henri Becquerel havaitsi, että uraanisuolaa sisältävä luonnollinen mineraali säteilee myös tuntematonta säteilyä, joka valaisee valolta suljettuja valokuvafilmejä. Tätä ilmiötä on kutsuttu radioaktiivisuus.
Radioaktiivisia säteitä on kolmenlaisia:
- $α$-säteet, jotka koostuvat $α$-hiukkasista, joiden varaus $2$ kertaa suurempi kuin elektronin varaus, mutta joilla on positiivinen etumerkki, ja massa $4$ kertaa suurempi kuin vetyatomin massa;
- $β$-säteet ovat elektronien virtaa;
- $γ$-säteet ovat sähkömagneettisia aaltoja, joiden massa on mitätön ja jotka eivät sisällä sähkövarausta.
Näin ollen atomilla on monimutkainen rakenne - se koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja elektroneista.
Miten atomi on järjestetty?
Vuonna 1910 Cambridgessä Lontoon lähellä Ernest Rutherford opiskelijoidensa ja kollegojensa kanssa tutki ohuen kultakalvon läpi kulkevien ja näytölle putoavien $α$-hiukkasten sirontaa. Alfahiukkaset poikkesivat tavallisesti vain yhden asteen alkuperäisestä suunnasta, mikä näyttää vahvistavan kulta-atomien ominaisuuksien yhtenäisyyden ja yhdenmukaisuuden. Ja yhtäkkiä tutkijat huomasivat, että jotkut $α$-hiukkaset muuttivat äkillisesti polkunsa suuntaa, aivan kuin olisivat törmänneet johonkin esteeseen.
Asettamalla näytön kalvon eteen Rutherford pystyi havaitsemaan jopa ne harvinaiset tapaukset, joissa kultaatomeista heijastuneet $α$-hiukkaset lensivät vastakkaiseen suuntaan.
Laskelmat osoittivat, että havaitut ilmiöt voisivat tapahtua, jos atomin koko massa ja kaikki sen positiivinen varaus keskittyisi pieneen keskusytimeen. Ytimen säde, kuten kävi ilmi, on 100 000 kertaa pienempi kuin koko atomin säde, se alue, jolla on elektroneja, joilla on negatiivinen varaus. Jos käytämme kuvaannollista vertailua, niin koko atomin tilavuus voidaan verrata Luzhniki-stadioniin ja ydin voidaan verrata kentän keskellä sijaitsevaan jalkapallopalloon.
Minkä tahansa kemiallisen alkuaineen atomi on verrattavissa pieneen aurinkokuntaan. Siksi tällaista Rutherfordin ehdottamaa atomimallia kutsutaan planetaariseksi.
Protonit ja neutronit
Osoittautuu, että pieni atomiydin, johon atomin koko massa on keskittynyt, koostuu kahden tyyppisistä hiukkasista - protoneista ja neutroneista.
Protonit niiden varaus on yhtä suuri kuin elektronien varaus, mutta vastakkainen merkissä $(+1)$ ja massa, joka on yhtä suuri kuin vetyatomin massa (kemiassa se hyväksytään yksikkönä). Protonit merkitään $↙(1)↖(1)p$ (tai $р+$). Neutronit eivät sisällä varausta, ne ovat neutraaleja ja niiden massa on yhtä suuri kuin protonin massa, ts. $1$. Neutronit on merkitty $↙(0)↖(1)n$ (tai $n^0$).
Protoneja ja neutroneja kutsutaan yhteisesti nukleonit(alkaen lat. ydin-ydin).
Atomissa olevien protonien ja neutronien määrän summaa kutsutaan massanumero. Esimerkiksi alumiiniatomin massaluku:
Koska elektronin massa, joka on mitätön, voidaan jättää huomiotta, on selvää, että koko atomin massa on keskittynyt ytimeen. Elektronit merkitään seuraavasti: $e↖(-)$.
Koska atomi on sähköisesti neutraali, on myös selvää että protonien ja elektronien määrä atomissa on sama. Se on yhtä suuri kuin kemiallisen alkuaineen atominumero sille jaksollisessa taulukossa. Esimerkiksi rautaatomin ydin sisältää $26 $ protoneja ja $26 $ elektroneja pyörivät ytimen ympärillä. Ja kuinka määrittää neutronien lukumäärä?
Kuten tiedät, atomin massa on protonien ja neutronien massojen summa. Tietäen alkion $(Z)$ järjestysnumeron, ts. protonien lukumäärän ja massaluvun $(A)$, joka on yhtä suuri kuin protonien ja neutronien lukumäärän summa, voit selvittää neutronien lukumäärän $(N)$ kaavalla:
Esimerkiksi neutronien lukumäärä rautaatomissa on:
$56 – 26 = 30$.
Taulukko näyttää alkuainehiukkasten tärkeimmät ominaisuudet.
Alkuainehiukkasten perusominaisuudet.
isotoopit
Saman alkuaineen atomien lajikkeita, joilla on sama ydinvaraus mutta eri massaluvut, kutsutaan isotoopeiksi.
Sana isotooppi koostuu kahdesta kreikan sanasta: isos- sama ja topos- paikka, tarkoittaa "yhden paikan hallintaa" (solu) jaksollisessa elementtijärjestelmässä.
Luonnossa esiintyvät kemialliset alkuaineet ovat isotooppien sekoituksia. Siten hiilellä on kolme isotooppia, joiden massa on $12, 13, 14 $; happi - kolme isotooppia, joiden massa on 16, 17, 18 dollaria jne.
Yleensä jaksollisessa järjestelmässä kemiallisen alkuaineen suhteellinen atomimassa on tietyn alkuaineen isotooppien luonnollisen seoksen atomimassan keskiarvo, kun otetaan huomioon niiden suhteellinen runsaus luonnossa, joten atomimassat ovat usein murto-osia. Esimerkiksi luonnolliset klooriatomit ovat kahden isotoopin seos - 35 $ (luonnossa on 75% $) ja 37 $ (25% $); siksi kloorin suhteellinen atomimassa on 35,5 dollaria. Kloorin isotoopit on kirjoitettu seuraavasti:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ ja $↖(37)↙(17)(Cl)$
Kloori-isotooppien kemialliset ominaisuudet ovat täsmälleen samat, kuten useimpien kemiallisten alkuaineiden, kuten kaliumin, argonin, isotoopit:
$↖(39)↙(19)(K)$ ja $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ ja $↖(40)↙(18) )(Ar)$
Vedyn isotoopit eroavat kuitenkin suuresti ominaisuuksiltaan johtuen niiden suhteellisen atomimassan dramaattisesta kertaistumisesta; niille annettiin jopa yksittäisiä nimiä ja kemiallisia merkkejä: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$ tai $↖(2)↙(1)(D)$; tritium - $↖(3)↙(1)(H)$ tai $↖(3)↙(1)(T)$.
Nyt on mahdollista antaa nykyaikainen, tiukempi ja tieteellisempi määritelmä kemialliselle alkuaineelle.
Kemiallinen alkuaine on kokoelma atomeja, joilla on sama ydinvaraus.
Neljän ensimmäisen jakson alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne
Harkitse alkuaineiden atomien elektronisten konfiguraatioiden kartoittamista D. I. Mendelejevin järjestelmän jaksoilla.
Ensimmäisen jakson elementtejä.
Kaaviot atomien elektronisesta rakenteesta osoittavat elektronien jakautumisen elektronikerrosten (energiatasojen) yli.
Atomien elektroniset kaavat osoittavat elektronien jakautumisen energiatasoilla ja alatasoilla.
Graafiset atomien elektroniset kaavat osoittavat elektronien jakautumisen paitsi tasoilla ja alatasoilla, myös kiertoradoilla.
Heliumatomissa ensimmäinen elektronikerros on valmis – siinä on $2$ elektroneja.
Vety ja helium ovat $s$-alkuaineita, näissä atomeissa on $s$-orbitaalit täynnä elektroneja.
Toisen jakson elementtejä.
Kaikille toisen jakson elementeille ensimmäinen elektronikerros täyttyy ja elektronit täyttävät toisen elektronikerroksen $s-$ ja $p$ orbitaalit vähimmän energian periaatteen mukaisesti (ensin $s$ ja sitten $p$) ja Paulin ja Hundin säännöt.
Neonatomissa toinen elektronikerros on valmis - siinä on $ 8 $ elektroneja.
Kolmannen jakson elementtejä.
Kolmannen jakson alkuaineiden atomeille ensimmäinen ja toinen elektronikerros ovat valmiit, joten kolmas elektronikerros täyttyy, jossa elektronit voivat miehittää 3s-, 3p- ja 3d-alatasoja.
Kolmannen jakson alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne.
3,5 dollarin elektronien kiertorata valmistuu magnesiumatomissa. $Na$ ja $Mg$ ovat $s$-elementtejä.
Alumiinille ja sitä seuraaville elementeille $3d$-alitaso on täytetty elektroneilla.
| $↙(18)(Ar)$ Argon |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Argonatomissa ulkokerroksessa (kolmannessa elektronikerroksessa) on 8 dollaria elektroneja. Ulkokerroksen valmistuessa, mutta yhteensä, kolmannessa elektronikerroksessa, kuten jo tiedät, voi olla 18 elektronia, mikä tarkoittaa, että kolmannen jakson elementeissä on $3d$-orbitaalit täyttämättä.
Kaikki elementit $Al$ - $Ar$ - $p$ -elementtejä.
$s-$ ja $r$ -elementtejä muodossa pääalaryhmät jaksollisessa järjestelmässä.
Neljännen jakson elementtejä.
Kalium- ja kalsiumatomeilla on neljäs elektronikerros, $4s$-alataso on täytetty, koska siinä on vähemmän energiaa kuin $3d$-alatasolla. Neljännen jakson alkuaineiden atomien graafisten elektronisten kaavojen yksinkertaistamiseksi:
- merkitsemme ehdollisesti argonin graafista elektronista kaavaa seuraavasti: $Ar$;
- emme kuvaa alatasoja, joita ei ole täytetty näille atomeille.
$K, Ca$ - $s$ - elementtejä, kuuluvat pääalaryhmiin. Atomilla $Sc$ - $Zn$ 3d-alitaso on täynnä elektroneja. Nämä ovat $3d$-elementtejä. Ne sisältyvät sivualaryhmät, niiden esiulkoinen elektronikerros on täytetty, niihin viitataan siirtymäelementit.
Kiinnitä huomiota kromi- ja kupariatomien elektronikuorten rakenteeseen. Niissä tapahtuu yhden elektronin "vika" $4s-$ alatasolle $3d$, mikä selittyy tuloksena olevien $3d^5$ ja $3d^(10)$ elektronisten konfiguraatioiden paremmalla energiastabiiliudella:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Elementin symboli, sarjanumero, nimi | Kaavio elektronisesta rakenteesta | Elektroninen kaava | Graafinen elektroninen kaava |
| $↙(19)(K)$ Kalium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Kalsium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Scandium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ tai $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titaania |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ tai $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanadiini |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ tai $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ tai $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Сu)$ Kromi |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ tai $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Sinkki |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ tai $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ gallium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ tai $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Kryptonia |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ tai $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
Sinkkiatomissa kolmas elektronikerros on valmis - kaikki $3s, 3p$ ja $3d$ alatasot on täytetty siihen, yhteensä niissä on $18$ elektroneja.
Sinkkiä seuraavissa elementeissä neljäs elektronikerros, $4p$-alataso, täyttyy edelleen. Elementit $Ga$ - $Kr$ - $r$ -elementtejä.
Kryptonatomin ulompi (neljäs) kerros on valmis, siinä on 8 dollaria elektroneja. Mutta juuri neljännessä elektronikerroksessa, kuten tiedätte, voi olla 32 dollaria elektroneja; krypton-atomilla on vielä $4d-$ ja $4f$-alatasot täyttämättä.
Viidennen jakson elementit täyttävät alatasot seuraavassa järjestyksessä: $5s → 4d → 5р$. Ja on myös poikkeuksia, jotka liittyvät elektronien "vikaa": $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ näkyvät kuudennessa ja seitsemännessä jaksossa -elementtejä, eli elementtejä, joiden kolmannen ulkopuolisen elektronisen kerroksen $4f-$ ja $5f$-alatasot täytetään.
$4f$ -elementtejä nimeltään lantanidit.
$5f$ -elementtejä nimeltään aktinidit.
Elektronisten alitasojen täyttöjärjestys kuudennen jakson alkuaineiden atomeissa: $↙(55)Cs$ ja $↙(56)Ba$ - $6s$-elementit; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elementti; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementtejä; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementtejä; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementtejä. Mutta täälläkin on elementtejä, joissa elektronien kiertoradan täyttymisjärjestystä rikotaan, mikä liittyy esimerkiksi puolet ja täysin täytettyjen $f$-alatasojen parempaan energiastabiilisuuteen, ts. $nf^7$ ja $nf^(14)$.
Riippuen siitä, mikä atomin alataso on täytetty elektroneilla viimeksi, kaikki elementit, kuten jo ymmärsit, jaetaan neljään elektroniperheeseen tai lohkoon:
- $s$ -elementit; atomin ulkotason $s$-alitaso on täynnä elektroneja; $s$-alkuaineita ovat vety, helium ja ryhmien I ja II pääalaryhmien alkuaineet;
- $r$ -elementit; atomin ulkotason $p$-alitaso on täynnä elektroneja; $p$-elementit sisältävät elementtejä ryhmien III–VIII pääalaryhmistä;
- $d$ -elementit; atomin esiulkoisen tason $d$-alitaso on täynnä elektroneja; $d$-elementit sisältävät ryhmien I–VIII toissijaisten alaryhmien elementtejä, ts. elementtejä interkaloituneista vuosikymmeniä pitkistä suurista jaksoista, jotka sijaitsevat $s-$ ja $p-$ -elementtien välillä. Niitä kutsutaan myös siirtymäelementit;
- $f$ -elementit; Ulkopuolella olevan atomin kolmannen tason $f-$alataso on täynnä elektroneja; näitä ovat lantanidit ja aktinidit.
Atomin elektroninen konfiguraatio. Atomien maa- ja viritystilat
Sveitsiläinen fyysikko W. Pauli $1925 $ vahvisti sen Atomilla voi olla korkeintaan kaksi elektronia yhdellä kiertoradalla. jossa on vastakkaiset (antirinnakkaiset) spinit (käännetty englanniksi spindleksi), ts. jolla on sellaisia ominaisuuksia, jotka voidaan ehdollisesti kuvitella elektronin pyörimiseksi kuvitteellisen akselinsa ympäri myötä- tai vastapäivään. Tätä periaatetta kutsutaan Paulin periaate.
Jos kiertoradalla on yksi elektroni, sitä kutsutaan pariton, jos kaksi, niin tämä parillisia elektroneja, eli elektroneja, joilla on vastakkaiset spinit.
Kuvassa on kaavio energiatasojen jakautumisesta alatasoihin.
$s-$ Orbital, kuten jo tiedät, on pallomainen muoto. Vetyatomi elektroni $(n = 1)$ sijaitsee tällä kiertoradalla ja on pariton. Tämän mukaan hänen elektroninen kaava, tai elektroninen konfigurointi, on kirjoitettu näin: $1s^1$. Sähköisissä kaavoissa energiatason numero ilmaistaan numerolla $ (1 ...) $-kirjaimen edessä, latinalainen kirjain tarkoittaa alatasoa (kiertoratatyyppiä) ja numero, joka on kirjoitettu oikealle kirjain (eksponenttina) näyttää elektronien lukumäärän alitasolla.
Heliumatomille He, jolla on kaksi elektroniparia samassa $s-$-orbitaalissa, tämä kaava on: $1s^2$. Heliumatomin elektronikuori on täydellinen ja erittäin vakaa. Helium on jalokaasu. Toisella energiatasolla $(n = 2)$ on neljä orbitaalia, yksi $s$ ja kolme $p$. Toisen tason $s$-orbitaalielektroneilla ($2s$-orbitals) on suurempi energia, koska ovat suuremmalla etäisyydellä ytimestä kuin $1s$-orbitaalin $(n = 2)$ elektronit. Yleensä jokaista $n$:n arvoa kohden on yksi $s-$orbitaali, mutta siinä on vastaava määrä elektronienergiaa ja siten vastaava halkaisija, joka kasvaa $n$.$s:n arvona -$Orbital-lisäkkeet, kuten jo tiedät, ovat pallomaisia. Vetyatomi elektroni $(n = 1)$ sijaitsee tällä kiertoradalla ja on pariton. Siksi sen elektroninen kaava tai elektroninen konfiguraatio kirjoitetaan seuraavasti: $1s^1$. Sähköisissä kaavoissa energiatason numero ilmaistaan numerolla $ (1 ...) $-kirjaimen edessä, latinalainen kirjain tarkoittaa alatasoa (kiertoratatyyppiä) ja numero, joka on kirjoitettu oikealle kirjain (eksponenttina) näyttää elektronien lukumäärän alitasolla.
Heliumatomille $He$, jossa on kaksi elektroniparia samassa $s-$-orbitaalissa, tämä kaava on: $1s^2$. Heliumatomin elektronikuori on täydellinen ja erittäin vakaa. Helium on jalokaasu. Toisella energiatasolla $(n = 2)$ on neljä orbitaalia, yksi $s$ ja kolme $p$. Toisen tason $s-$-orbitaalien elektroneilla ($2s$-orbitaalit) on suurempi energia, koska ovat suuremmalla etäisyydellä ytimestä kuin $1s$-orbitaalin $(n = 2)$ elektronit. Yleisesti ottaen kutakin $n$:n arvoa kohti on yksi $s-$orbitaali, mutta sillä on vastaava määrä elektronienergiaa ja siten vastaavalla halkaisijalla, joka kasvaa $n$:n arvon kasvaessa. 
$r-$ Orbital Se on käsipainon tai kahdeksannen muodon muotoinen. Kaikki kolme $p$-orbitaalia sijaitsevat atomissa keskenään kohtisuorassa atomin ytimen läpi piirrettyjä tilakoordinaatteja pitkin. On jälleen korostettava, että jokaisella energiatasolla (elektronisella kerroksella), alkaen $n= 2$, on kolme $p$-orbitaalia. $n$:n arvon kasvaessa elektronit miehittävät $p$-orbitaalit, jotka sijaitsevat suurilla etäisyyksillä ytimestä ja jotka on suunnattu $x, y, z$ akseleita pitkin.
Toisen jakson $(n = 2)$ elementeille täytetään ensin yksi $s$-orbitaali ja sitten kolme $p$-orbitaalia; elektroninen kaava $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ elektroni on heikommin sidottu atomin ytimeen, joten litiumatomi voi helposti luovuttaa sen pois (kuten varmaan muistat, tätä prosessia kutsutaan hapetukseksi) muuttuen litiumioniksi $Li^+$.
Berylliumatomissa Be neljäs elektroni on myös sijoitettu $2s$-kiertoradalle: $1s^(2)2s^(2)$. Berylliumatomin kaksi ulompaa elektronia irtoavat helposti - $B^0$ hapettuu $Be^(2+)$-kationiksi.
Booriatomin viides elektroni sijaitsee $2p$-orbitaalilla: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Lisäksi $2p$-orbitaalit $C, N, O, F$ täytetään, mikä päättyy neonjalokaasuun: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Kolmannen jakson elementtien osalta $3s-$ ja $3p$-orbitaalit täytetään vastaavasti. Viisi kolmannen tason $d$-orbitaalia pysyy vapaana:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Joskus kaavioissa, jotka kuvaavat elektronien jakautumista atomeissa, ilmoitetaan vain elektronien lukumäärä kullakin energiatasolla, ts. kirjoita lyhennetyt elektroniset kaavat kemiallisten alkuaineiden atomien vastakohtana yllä olevista täydellisistä elektronisista kaavoista, esimerkiksi:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Suuren ajanjakson elementeillä (neljäs ja viides) kaksi ensimmäistä elektronia miehittävät $4s-$ ja $5s$-orbitaalit: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 dollaria. Kunkin suuren jakson kolmannesta elementistä alkaen seuraavat kymmenen elektronia siirtyvät edellisille $3d-$ ja $4d-$ -orbitaaleille, vastaavasti (sekundaaristen alaryhmien elementeille): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 dollaria. Yleensä kun edellinen $d$-alataso täytetään, ulompi (vastaavasti $4p-$ ja $5p-$) $p-$-alataso alkaa täyttyä: $↙(33)Kuten 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
Suurten ajanjaksojen elementeillä - kuudes ja epätäydellinen seitsemäs - elektroniset tasot ja alitasot täytetään elektroneilla pääsääntöisesti seuraavasti: kaksi ensimmäistä elektronia tulevat ulommalle $s-$-alatasolle: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2; $ ↙ (87) 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; seuraava yksi elektroni ($La$:lle ja $Ca$) edelliselle $d$-alatasolle: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ja $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 dollaria.
Sitten seuraavat $14$ elektroneja tulee ulkopuolelta kolmannelle energiatasolle, $4f$ ja $5f$ lantonidien ja aktinidien kiertoradalle, vastaavasti: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ ↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.
Sitten toinen ulkopuolinen energiataso ($d$-alataso) alkaa jälleen muodostua sivualaryhmien elementeille: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. Ja lopuksi, vasta kun $d$-alataso on täysin täytetty kymmenellä elektronilla, $p$-alitaso täyttyy uudelleen: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Hyvin usein atomien elektronikuorten rakennetta kuvataan käyttämällä energia- tai kvanttisoluja - ne kirjoittavat muistiin ns. graafiset elektroniset kaavat. Tässä tietueessa käytetään seuraavaa merkintää: jokainen kvanttisolu on merkitty solulla, joka vastaa yhtä kiertorataa; jokainen elektroni on osoitettu nuolella, joka vastaa spinin suuntaa. Graafista sähköistä kaavaa kirjoitettaessa tulee muistaa kaksi sääntöä: Paulin periaate, jonka mukaan solussa (orbitaalissa) voi olla korkeintaan kaksi elektronia, mutta vastasuuntaisilla spineillä ja F. Hundin sääntö, jonka mukaan elektronit miehittävät vapaita soluja ensin yksi kerrallaan ja niillä on sama spin-arvo, ja vasta sitten pariutuvat, mutta spinit ovat Paulin periaatteen mukaan jo vastakkaisia.
Atomi on sähköisesti neutraali hiukkanen, joka koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneista elektroneista.Atomiytimien rakenne
Atomien ytimet koostuu kahden tyyppisistä alkuainehiukkasista: protonit(p) ja neutroneja(n). Protonien ja neutronien summaa yhden atomin ytimessä kutsutaan nukleoninumero:,
missä MUTTA- nukleoninumero, N- neutronien lukumäärä, Z on protonien lukumäärä.
Protoneilla on positiivinen varaus (+1), neutroneilla ei ole varausta (0), elektroneilla on negatiivinen varaus (-1). Protonin ja neutronin massat ovat suunnilleen samat, ne otetaan 1:ksi. Elektronin massa on paljon pienempi kuin protonin massa, joten se jätetään kemiassa huomiotta, kun otetaan huomioon, että atomin koko massa on keskittynyt ytimeensä.
Positiivisesti varautuneiden protonien määrä ytimessä on yhtä suuri kuin negatiivisesti varautuneiden elektronien lukumäärä, sitten atomi kokonaisuudessaan sähköisesti neutraali.
Atomit, joilla on sama ydinvaraus, ovat kemiallinen alkuaine.
Eri alkuaineiden atomeja kutsutaan nuklideja.
isotoopit- saman alkuaineen atomit, joilla on erilainen nukleoniluku, koska ytimessä on eri määrä neutroneja.
Vedyn isotoopit
| Nimi | A | Z | N |
| Protium N | 1 | 1 | 0 |
| Deuterium D | 2 | 1 | 1 |
| Tritium T | 3 | 1 | 2 |
radioaktiivinen hajoaminen
Nuklidien ytimet voivat hajota, kun muodostuu muiden alkuaineiden ytimiä, samoin kuin muita hiukkasia. Tiettyjen alkuaineiden atomien spontaania hajoamista kutsutaan radioaktiivinen yu ja sellaiset aineet - radioaktiivinen ja. Radioaktiivisuuteen liittyy alkuainehiukkasten ja sähkömagneettisten aaltojen säteily - säteilyä G.
Ydinhajoamisyhtälö- ydinreaktiot- on kirjoitettu seuraavasti:
Aikaa, joka kuluu puoleen tietyn nuklidin atomeista hajoamiseen, kutsutaan puolikas elämä.
Alkuaineita, jotka sisältävät vain radioaktiivisia isotooppeja, kutsutaan radioaktiivinen s. Nämä ovat elementit 61 ja 84-107.
Radioaktiivisen hajoamisen tyypit
1) -rozpa e. -partikkeleita emittoidaan, ts. heliumatomin ytimet. Tässä tapauksessa isotoopin nukleoniluku pienenee 4:llä ja ytimen varaus pienenee 2 yksiköllä, esimerkiksi: 2) -rozpa e. Epävakaassa ytimessä neutroni muuttuu protoniksi, kun taas ydin emittoi elektroneja ja antineutriinoja. -Hajoamisen aikana nukleoniluku ei muutu ja ydinvaraus kasvaa yhdellä, esimerkiksi:
3) -rozpa e. Herätetty ydin lähettää säteitä hyvin lyhyellä aallonpituudella, kun taas ytimen energia pienenee, ytimen nukleoniluku ja varaus eivät muutu, esim.
Kolmen ensimmäisen jakson alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne
Elektronilla on kaksoisluonne: se voi käyttäytyä sekä hiukkasena että aaltona. Atomissa oleva elektroni ei liiku tiettyjä lentoratoja pitkin, vaan se voi sijaita missä tahansa ydinavaruuden ympärillä, mutta sen todennäköisyys olla tämän avaruuden eri osissa ei ole sama. Ytimen ympärillä olevaa aluetta, jossa elektroni todennäköisesti sijaitsee, kutsutaan kiertoradalla Yu. Jokainen atomin elektroni sijaitsee tietyllä etäisyydellä ytimestä energiareservinsä mukaan. Elektronit, joilla on enemmän tai vähemmän sama energiamuoto energia valta ja tai elektroninen kerros ja.
Elektroneilla täytettyjen energiatasojen lukumäärä tietyn alkuaineen atomissa on yhtä suuri kuin sen jakson lukumäärä, jossa se sijaitsee.
Elektronien lukumäärä ulkoisella energiatasolla on yhtä suuri kuin ryhmänumero, tuumaajossa elementti sijaitsee.
Samalla energiatasolla elektronien muoto voi vaihdella e pilvet ja tai kiertoradalla ja. On olemassa tällaisia kiertoradan muotoja:
s-lomake:
p-lomake:
Siellä on myös d-, f-orbitaalit ja muut, joilla on monimutkaisempi muoto.
Elektronit, joilla on sama elektronipilven muoto, muodostavat saman Virtalähde ja: s-, p-, d-, f-alatasot.
Alatasojen lukumäärä kullakin energiatasolla on yhtä suuri kuin tämän tason määrä.
Samalla energia-alatasolla on mahdollista erilainen kiertoradan jakautuminen avaruudessa. Joten kolmiulotteisessa koordinaattijärjestelmässä s Orbitaaleilla voi olla vain yksi sijainti:
varten R-orbitaalit - kolme:
varten d-orbitaalit - viisi, varten f-orbitaalit - seitsemän.
Orbitaalit edustavat:
s-alataso-
p-alataso-
d-alataso-
Kaavioissa elektroni on osoitettu nuolella, joka osoittaa sen spinin. Spin on elektronin pyörimistä akselinsa ympäri. Se on merkitty nuolella: tai . Kaksi elektronia samalla kiertoradalla on kirjoitettu, mutta ei .
Yhdellä kiertoradalla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia ( Paulin periaate).
Vähiten energian periaate th : atomissa jokainen elektroni sijaitsee niin, että sen energia on minimaalinen (mikä vastaa sen suurinta sidosta ytimeen).
Esimerkiksi, elektronien jakautuminen klooriatomissa sisään:
Yksi pariton elektroni määrittää kloorin valenssin tässä tilassa - I.
Lisäenergian vastaanoton aikana (säteilytys, lämmitys) on mahdollista erottaa elektroneja (promootio). Tätä atomin tilaa kutsutaan zbudzheni m. Tässä tapauksessa parittomien elektronien määrä kasvaa ja vastaavasti atomin valenssi muuttuu.
Klooriatomin jännittynyt tila sisään :
Vastaavasti parittomien elektronien joukossa kloorilla voi olla valenssit III, V ja VII.
