USE-koodaajan aiheet: Neljän ensimmäisen jakson alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne: s-, p- ja d-alkuaineet. Atomien ja ionien elektroninen konfiguraatio. Atomien maa- ja viritystilat.
Yksi ensimmäisistä atomin rakenteen malleista - " vanukas malli » - kehitetty D.D. Thomson vuonna 1904. Thomson löysi elektronien olemassaolon, josta hän sai Nobel-palkinnon. Tiede ei kuitenkaan tuohon aikaan pystynyt selittämään näiden samojen elektronien olemassaoloa avaruudessa. Thomson ehdotti, että atomi koostuu negatiivisista elektroneista, jotka on sijoitettu tasaisesti varautuneeseen positiiviseen "keittoon", joka kompensoi elektronien varauksen (toinen analogia on rusinat vanukkaassa). Malli on tietysti alkuperäinen, mutta virheellinen. Mutta Thomson-malli oli erinomainen aloitus jatkotyölle tällä alalla.
Ja jatkotyö osoittautui tehokkaaksi. Thomsonin oppilas Ernest Rutherford ehdotti uutta, planeettamallia atomin rakenteesta kokeiden perusteella, jotka koskivat alfahiukkasten sirontaa kultakalvolle.
Rutherfordin mallin mukaan atomi koostuu massiivisesta, positiivisesti varautuneesta ytimestä ja pienimassaisista hiukkasista - elektroneista, jotka, kuten planeetat Auringon ympärillä, lentävät ytimen ympäri eivätkä putoa sen päälle.
Rutherfordin malli osoittautui seuraavaksi askeleeksi atomin rakenteen tutkimuksessa. Nykytiede käyttää kuitenkin Niels Bohrin vuonna 1913 ehdottamaa edistyneempää mallia. Tarkastelemme sitä tarkemmin.
Atomi- on pienin, sähköisesti neutraali, kemiallisesti jakamaton aineen hiukkanen, joka koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneesta elektronikuoresta.
Tässä tapauksessa elektronit eivät liiku tietyllä kiertoradalla, kuten Rutherford ehdotti, vaan satunnaisesti. Ytimen ympäri liikkuvaa elektronien kokoelmaa kutsutaan elektronikuori .
A raskas ydin, kuten Rutherford osoitti - massiivinen ja positiivisesti varautunut, sijaitsee atomin keskiosassa. Ytimen rakenne on melko monimutkainen, ja sitä tutkitaan ydinfysiikassa. Päähiukkaset, joista se koostuu - protonit Ja neutroneja. Heitä sitovat ydinvoimat ( vahva vuorovaikutus).
Harkitse tärkeimpiä ominaisuuksia protonit, neutroneja Ja elektroneja:
| Protoni | Neutron | Elektroni | |
| Paino | 1,00728 amu | 1,00867 amu | 1/1960 amu |
| Lataa | + 1 alkuainevaraus | 0 | - 1 peruslataus |
1 amu (atomimassayksikkö) = 1,66054 10 -27 kg
1 perusvaraus \u003d 1,60219 10 -19 C
Ja tärkein asia. Dmitri Ivanovitš Mendelejevin rakennuttama jaksollinen kemiallisten alkuaineiden järjestelmä noudattaa yksinkertaista ja ymmärrettävää logiikkaa: atomin lukumäärä on protonien lukumäärä kyseisen atomin ytimessä . Lisäksi Dmitri Ivanovitš ei kuullut protoneista 1800-luvulla. Sitä nerokkaampi on hänen löytönsä ja kykynsä sekä tieteellinen hohto, joka mahdollisti tieteen yli puolitoista vuosisataa eteenpäin.
Siten, ydinpanos Z on yhtä suuri protonien lukumäärä, eli atomi numerokemiallisten alkuaineiden jaksollisessa järjestelmässä.
Atomi on varautunut hiukkanen, joten protonien lukumäärä on yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä: N e = N p = Z.
Atomin massa ( massanumero A ) on yhtä suuri kuin atomiin kuuluvien suurten hiukkasten - protonien ja neutronien - kokonaismassa. Koska protonin ja neutronin massa on suunnilleen yhtä atomimassayksikköä, voidaan käyttää kaavaa: M = N p + N n
Massa numero merkitty jaksollisessa kemiallisten alkuaineiden järjestelmässä kunkin alkuaineen solussa.
Huomautus! USE-tehtäviä ratkaistaessa kaikkien atomien massaluku klooria lukuun ottamatta pyöristetään kokonaislukuun matematiikan sääntöjen mukaisesti. Klooriatomin massaluvuksi yhtenäistetyssä valtiokokeessa katsotaan 35,5.
kerätty jaksolliseen järjestelmään kemiallisia alkuaineita ovat atomeja, joilla on sama ydinvaraus. Voiko muiden hiukkasten määrä kuitenkin muuttua näissä atomeissa? Melko. Esimerkiksi atomeja, joissa on eri määrä neutroneja, kutsutaan isotoopit tämä kemiallinen alkuaine. Samalla alkuaineella voi olla useita isotooppeja.
Yritä vastata kysymyksiin. Vastaukset niihin ovat artikkelin lopussa:
- Onko saman alkuaineen isotoopeilla sama vai eri massaluku?
- Onko saman alkuaineen isotoopeilla sama määrä protoneja vai eri lukuja?
Atomien kemialliset ominaisuudet määräytyvät elektronikuoren rakenteen ja ytimen varauksen mukaan. Siten yhden alkuaineen isotooppien kemialliset ominaisuudet eivät käytännössä eroa toisistaan.
Koska saman alkuaineen atomit voivat esiintyä eri isotooppien muodossa, massanumero ilmoitetaan usein nimessä, esimerkiksi kloori-35, ja tämä atomien merkintämuoto hyväksytään:
Muutama kysymys lisää:
3. Määritä bromi-81-isotoopissa olevien neutronien, protonien ja elektronien lukumäärä.
4. Määritä neutronien lukumäärä kloori-37-isotoopissa.
Elektronikuoren rakenne
Niels Bohr -atomin rakenteen kvanttimallin mukaan atomin elektronit voivat liikkua vain varma (paikallaan ) kiertoradat, joka on kaukana ytimestä tietyllä etäisyydellä ja jolle on ominaista tietty energia. Toinen kiinteän kiertoradan nimi on elektroniset kerroksettai energiaa tasot .
Elektroniset tasot voidaan merkitä numeroilla - 1, 2, 3, ..., n. Kerrosluku kasvaa, kun se siirtyy poispäin ytimestä. Tasonumero vastaa pääkvanttilukua n.
Yhdessä kerroksessa elektronit voivat liikkua eri liikeratoja pitkin. Rataradalle on ominaista elektroninen alataso . Alatason tyyppi luonnehtii kiertoradan kvanttiluku l = 0,1, 2, 3 ... tai vastaavat kirjaimet - s, p, d, g jne.
Yhden alitason puitteissa (saman tyyppiset elektroniset kiertoradat) kiertoradan järjestelyn muunnelmat avaruudessa ovat mahdollisia. Mitä monimutkaisempi tietyn alitason orbitaalien geometria on, sitä enemmän vaihtoehtoja niiden sijainnille avaruudessa. Orbitaalien kokonaismäärä tämän tyyppinen alataso l voidaan määrittää kaavalla: 2 l +1. Jokainen orbitaali voi sisältää enintään kaksi elektronia.
| Orbitaalinen tyyppi | s | s | d | f | g |
| Orbitaalikvanttiluvun arvo l | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
| Tietyn tyypin atomiorbitaalien lukumäärä 2 l+1 | 1 | 3 | 5 | 7 | 9 |
| Elektronien enimmäismäärä tietyn tyypin kiertoradalla | 2 | 6 | 10 | 14 | 18 |
Saamme pivot-taulukon:
|
Tason numero, n |
Poduro-ven | Määrä | Elektronien enimmäismäärä |
| 1 | 1s | 1 | 2 |
| 2 | 2s | 1 | 2 |
| 2p | 3 | 6 | |
| 3s | 1 | 2 | |
| 3p | 3 | 6 | |
| 3d | 5 | 10 | |
| 4s | 1 | 2 | |
| 4p | 3 | 6 | |
| 4d | 5 | 10 | |
| 4f | 7 |
Energiaratojen täyttyminen elektroneilla tapahtuu joidenkin perussääntöjen mukaan. Tarkastellaan niitä yksityiskohtaisesti.
Paulin periaate (Pauli-kielto): voi olla samalla atomiradalla enintään kaksi elektronia vastakkaisilla spineillä (spin on kvanttimekaaninen ominaisuus elektronin liikkeelle).
sääntöhunda. Atomiradalla, joilla on sama energia, elektronit järjestetään yksi kerrallaan rinnakkaisilla spineillä. Nuo. Yhden alitason kiertoradat täytetään seuraavasti: Ensinnäkin yksi elektroni jakautuu jokaiselle kiertoradalle. Vain kun yksi elektroni on jakautunut tietyn alitason kaikille kiertoradalle, valtaamme kiertoradat toisilla elektroneilla, joilla on vastakkaiset spinit.
Täten, tällaisten elektronien spin-kvanttilukujen summa yhdellä energia-alatasolla (kuorella) on maksimi.
Esimerkiksi, 2p-kiertoradan täyttyminen kolmella elektronilla tapahtuu seuraavasti: , eikä seuraavasti:
Minimienergian periaate. Elektronit täyttävät ensin orbitaalit pienimmällä energialla. Atomiradan energia on yhtä suuri kuin pää- ja kiertoradan kvanttilukujen summa: n + l . Jos summa on sama, kiertorata, jolla on pienempi pääkvanttiluku, täytetään ensin. n .
| JSC | 1s | 2s | 2p | 3s | 3p | 3d | 4s | 4p | 4d | 4f | 5s | 5p | 5d | 5f | 5 g |
| n | 1 | 2 | 2 | 3 | 3 | 3 | 4 | 4 | 4 | 4 | 5 | 5 | 5 | 5 | 5 |
| l | 0 | 0 | 1 | 0 | 1 | 2 | 0 | 1 | 2 | 3 | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
| n + l | 1 | 2 | 3 | 3 | 4 | 5 | 4 | 5 | 6 | 7 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 |
Täten, orbitaalien energiasarja näyttää tältä:
1 s < 2 s < 2 s < 3 s < 3 s < 4 s < 3 d < 4 s < 5 s < 4 d < 5 s < 6 s < 4 f~ 5 d < 6 s < 7 s <5 f~ 6 d…
Atomin elektronirakenne voidaan esittää eri muodoissa − energiakaavio, elektroninen kaava ja muut. Analysoidaan tärkeimpiä.
Atomin energiakaavio on kaavamainen esitys kiertoradoista, ottaen huomioon niiden energian. Kaavio esittää elektronien sijoittelua energiatasoilla ja alatasoilla. Orbitaalien täyttyminen tapahtuu kvanttiperiaatteiden mukaan.
Esimerkiksi, hiiliatomin energiakaavio:
Elektroninen kaava on tietue elektronien jakautumisesta atomin tai ionin kiertoradalla. Ensin ilmoitetaan tasonumero, sitten kiertoradan tyyppi. Kirjaimen oikealla puolella oleva yläindeksi näyttää elektronien lukumäärän kiertoradalla. Orbitaalit on listattu valmistumisjärjestyksessä. Äänite 1s2 tarkoittaa, että s-alitason 1. tasolla on 2 elektronia.
Esimerkiksi, hiilen elektroninen kaava näyttää tältä: 1s 2 2s 2 2p 2 .
Lyhyyden vuoksi, joskus kokonaan elektroneilla täytetyt energiakiertoradat käytä lähintä jalokaasusymbolia (ryhmän VIIIA elementti), jolla on vastaava elektroninen konfiguraatio.
Esimerkiksi, elektroninen kaava typpeä voidaan kirjoittaa näin: 1s 2 2s 2 2p 3 tai näin: 2s 2 2p 3.
1s 2 =
1s 2 2s 2 2p 6 =
1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 = ja niin edelleen.
Neljän ensimmäisen jakson elementtien elektroniset kaavat
Tarkastellaan kuoren täyttämistä neljän ensimmäisen jakson alkuaineiden elektroneilla. klo vety aivan ensimmäinen energiataso, s-alataso, on täytetty, siinä sijaitsee 1 elektroni:
+1H 1s 1 1s
klo heliumia 1s-orbitaali on täysin täytetty:
+2Hän 1s 2 1s
Koska ensimmäisellä energiatasolla on enintään 2 elektronia, litium alkaa toisen energiatason täyttö, alkaen kiertoradalta minimienergialla - 2s. Tässä tapauksessa ensimmäinen energiataso täytetään ensin:
+3Li 1s 2 2s 1 1s 2s
klo beryllium 2s-alataso on täytetty:
+4Be 1s 2 2s 2 1s 2s
+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p
Seuraavassa elementissä hiili, seuraava elektroni Hundin säännön mukaan täyttää tyhjän kiertoradan eikä asettu osittain miehitetylle kiertoradalle:
+6C 1s 2
2s 2 2p 2 1s 2s 2p 
Yritä tehdä elektronisia ja elektronigraafisia kaavoja seuraaville elementeille, ja sitten voit tarkistaa itsesi artikkelin lopussa olevista vastauksista:
5. Typpi
6. Happi
7. Fluori
klo ei häntoisen energiatason täyttö on valmis:
+10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p
klo natriumia kolmannen energiatason täyttyminen alkaa:
+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2s 2p 3s
Natriumista argoniin 3. tason täyttö tapahtuu samassa järjestyksessä kuin 2. energiatason täyttö. Ehdotan sähköisten kaavojen laatimista elementeistä magnesium ennen argon itsenäisesti, tarkista vastaukset.
8. Magnesium
9. Alumiini
10. Pii
11. Fosfori
12. Rikki
13. Kloori
14. Argon
Mutta alkaen 19. elementistä, kaliumia, joskus alkaa hämmennys - se täyttyy ei 3d-orbitaali, vaan 4s. Mainitsimme aiemmin tässä artikkelissa, että energiatasojen ja alatasojen täyttyminen elektroneilla tapahtuu sen mukaan orbitaalien energiasarja , ei järjestyksessä. Suosittelen toistamaan sen uudelleen. Siis kaava kaliumia:
+19k 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2s 2p3s 3p4s
Kirjoittaaksemme lisää sähköisiä kaavoja artikkelissa käytämme lyhennettyä muotoa:
+19K4s 1 4s
klo kalsiumia 4s-alataso on täytetty:
+20Ca4s 2 4s
Elementissä 21, skandium, kiertoradan energiasarjan mukaan täyttö alkaa 3d- alataso:
+21Sc 3p 14s 2 4s 3d 
Lisää täyttöä 3d-alitaso esiintyy kvanttisääntöjen mukaan, alkaen titaani ennen vanadiini :
+22Ti 3d 24s 2 4s 3d 
+23V 3d 34s 2 4s 3d 
Seuraavan elementin osalta orbitaalien täyttöjärjestys kuitenkin rikotaan. Elektroninen konfigurointi kromi kuten tämä:
+24Cr 3d 54s 1 4s 3d 
Mikä hätänä? Mutta tosiasia on, että "perinteisessä" kiertoradan täyttöjärjestyksessä (vastaavasti, tässä tapauksessa väärin - 3d 4 4s 2) täsmälleen yhden solun sisään d-alataso jää tyhjäksi. Kävi ilmi, että tällainen täyttö on energisesti vähemmän kannattavaa. A kannattavampaa, Kun d-orbitaali on täysin täytetty, ainakin yksittäisillä elektroneilla. Tämä ylimääräinen elektroni lähtee 4s-alitaso. Ja pieni energiakustannus elektronien hyppäämisestä 4s-alataso enemmän kuin kattaa täyttämisen energiavaikutuksen 3d- kiertoradat. Tätä vaikutusta kutsutaan - epäonnistuminen tai elektronien lipsahdus. Ja se havaitaan milloin d-orbitaali on alitäytetyllä 1 elektronilla (yksi elektroni per solu tai kaksi).
Seuraaville elementeille palaa "perinteinen" kiertoradan täyttöjärjestys. Kokoonpano mangaani :
+25Mn 3pv 54s 2
Samalla lailla, koboltti Ja nikkeli. Mutta klo kupari katsomme taas elektronin vika (vuoto). - elektroni hyppää uudelleen 4s- alataso päällä 3d- alataso:
+29Cu 3p 104s 1
Sinkillä 3d-alitason täyttö on valmis:
+30Zn 3d 104s 2
Seuraavat elementit alkaen Gallia ennen krypton, 4p-alitaso täytetään kvanttisääntöjen mukaisesti. Esimerkiksi sähköinen kaava Gallia :
+31Ga 3d 104s 2 4p 1
Emme anna kaavoja jäljellä oleville elementeille, voit tehdä ne itse ja tarkistaa itsesi Internetistä.
Joitakin tärkeitä käsitteitä:
Ulkoinen energiataso on atomin energiataso enimmäismäärä numero, joka sisältää elektroneja. Esimerkiksi, y kupari (3d 104s 1) ulkoinen energiataso - neljäs.
valenssielektronit - atomissa olevat elektronit, jotka voivat osallistua kemiallisen sidoksen muodostumiseen. Esimerkiksi kromi ( +24Cr 3d 54s 1) eivät vain ulkoisen energiatason elektronit ole valenssia ( 4s 1), mutta myös parittomia elektroneja päällä 3d-alitaso, koska ne voivat muodostaa kemiallisia sidoksia.
Atomin maa- ja viritystila
Aiemmin laatimamme sähköiset kaavat vastaavat atomin pohjaenergiatila . Tämä on atomin energeettisesti suotuisin tila.
Kuitenkin muodostaakseen atomi useimmissa tilanteissa tarvitsee läsnäoloa parittomia (yksittäisiä) elektroneja . Ja kemialliset sidokset ovat energeettisesti erittäin hyödyllisiä atomille. Siksi mitä enemmän parittomia elektroneja atomissa on, sitä enemmän se voi muodostaa sidoksia, ja sen seurauksena se siirtyy edullisempaan energiatilaan.
Siksi, jos on vapaan energian kiertoradat tällä tasolla parillisia elektronipareja saattaa höyryä ulos , ja yksi parin elektroneista voi mennä vapaalle kiertoradalle. Täten pariutumattomien elektronien määrä kasvaa, ja atomi voi muodostua lisää kemiallisia sidoksia, mikä on erittäin hyödyllistä energian kannalta. Tätä atomin tilaa kutsutaan innoissaan ja ne on merkitty tähdellä.
Esimerkiksi perustilassa boori on seuraava energiatasokokoonpano:
+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p
Toisella tasolla (uloimmalla) on yksi parillinen elektronipari, yksi elektroni ja pari vapaita (vapaita) orbitaaleja. Siksi elektronilla on mahdollisuus siirtyä parista vapaalle kiertoradalle, saamme innostunut tila booriatomi (merkitty tähdellä):
+5B* 1s 2
2s 1 2p 2 1s 2s 2p
Yritä muodostaa itsenäisesti elektroninen kaava, joka vastaa atomien viritettyä tilaa. Muista tarkistaa vastauksesi!
15. hiili
16. Beryllium
17. Happi
Ionien elektroniset kaavat
Atomit voivat luovuttaa ja vastaanottaa elektroneja. Luovuttamalla tai vastaanottamalla elektroneja ne muunnetaan ioneja .
ioneja ovat varautuneita hiukkasia. Ylihinta ilmoitetaan indeksi oikeassa yläkulmassa.
Jos atomi antaa takaisin elektroneja, niin tuloksena olevan hiukkasen kokonaisvaraus on positiivinen (muista, että protonien lukumäärä atomissa on yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä, ja kun elektroneja luovutetaan, protonien määrä on suurempi kuin elektronien lukumäärä). Positiivisesti varautuneet ionit ovat kationeja . Esimerkiksi: natriumkationi muodostuu seuraavasti:
+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 -1e = +11Na+1s 2 2s 2 2p 6 3s 0
Jos atomi hyväksyy elektroneja, sitten hankkii negatiivinen veloittaa . Negatiivisesti varautuneet hiukkaset ovat anionit . Esimerkiksi kloorianioni muodostuu seuraavasti:
+17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e= +17Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
Siten voidaan saada ionien elektroniset kaavat elektronien lisääminen tai poistaminen atomista. Huomautus , kationien muodostumisen aikana elektronit lähtevät ulkoinen energiataso . Kun anioneja muodostuu, elektronit tulevat ulkoinen energiataso .
Atomi on sähköisesti neutraali hiukkanen, joka koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneesta elektronikuoresta. Ydin on atomin keskellä ja koostuu positiivisesti varautuneista protoneista ja varautumattomista neutroneista, joita ydinvoimat pitävät yhdessä. Atomin ydinrakenteen osoitti kokeellisesti vuonna 1911 englantilainen fyysikko E. Rutherford.
Protonien lukumäärä määrittää ytimen positiivisen varauksen ja on yhtä suuri kuin alkuaineen järjestysluku. Neutronien lukumäärä lasketaan atomimassan ja alkuaineen järjestysluvun erotuksena. Alkuaineita, joilla on sama ydinvaraus (sama määrä protoneja), mutta eri atomimassa (eri määrä neutroneja), kutsutaan isotoopeiksi. Atomin massa keskittyy pääasiassa ytimeen, koska merkityksettömän pieni elektronimassa voidaan jättää huomiotta. Atomimassa on yhtä suuri kuin ytimen kaikkien protonien ja neutronien massojen summa.
Alkuaine on atomityyppi, jolla on sama ydinvaraus. Tällä hetkellä tunnetaan 118 erilaista kemiallista alkuainetta.
Kaikki atomin elektronit muodostavat sen elektronikuoren. Elektronikuorella on negatiivinen varaus, joka on yhtä suuri kuin elektronien kokonaismäärä. Atomin kuoressa olevien elektronien lukumäärä on sama kuin ytimessä olevien protonien lukumäärä ja on yhtä suuri kuin alkuaineen järjestysluku. Kuoressa olevat elektronit jakautuvat elektronikerrosten kesken energiavarastojen mukaan (samanenergiset elektronit muodostavat yhden elektronikerroksen): alhaisemman energian elektronit ovat lähempänä ydintä, korkeamman energian elektronit kauempana ytimestä. Elektronisten kerrosten (energiatasojen) lukumäärä on sama kuin sen ajanjakson lukumäärä, jossa kemiallinen alkuaine sijaitsee.
Erota valmiit ja epätäydelliset energiatasot. Tasoa pidetään täydellisenä, jos se sisältää suurimman mahdollisen määrän elektroneja (ensimmäinen taso - 2 elektronia, toinen taso - 8 elektronia, kolmas taso - 18 elektronia, neljäs taso - 32 elektronia jne.). Epätäydellinen taso sisältää vähemmän elektroneja.
Atomin ytimestä kauimpana olevaa tasoa kutsutaan ulkotasoksi. Ulkoisella energiatasolla olevia elektroneja kutsutaan uloimmiksi (valenssi)elektroneiksi. Elektronien lukumäärä ulkoisella energiatasolla on sama kuin sen ryhmän lukumäärä, jossa kemiallinen alkuaine sijaitsee. Ulkotaso katsotaan täydelliseksi, jos se sisältää 8 elektronia. 8A-ryhmän alkuaineiden atomeilla (inertit kaasut helium, neon, krypton, ksenon, radon) on valmis ulkoinen energiataso.
Atomin ytimen ympärillä olevaa avaruuden aluetta, josta elektroni todennäköisimmin löytyy, kutsutaan elektroniradalla. Orbitaalit eroavat energiatasoltaan ja muodoltaan. Muoto erottaa s-orbitaalit (pallo), p-orbitaalit (volumetrinen kahdeksan), d-orbitaalit ja f-orbitaalit. Jokaisella energiatasolla on omat kiertoradansa: ensimmäisellä energiatasolla - yksi s-orbitaali, toisella energiatasolla - yksi s- ja kolme p-orbitaalia, kolmannella energiatasolla - yksi s-, kolme p-, viisi d-orbitaalia, neljännellä energiatasolla yksi s-, kolme p-, viisi d-orbitaalia ja seitsemän f-orbitaalia. Jokainen orbitaali voi sisältää enintään kaksi elektronia.
Elektronien jakautuminen kiertoradalla kuvataan elektronisten kaavojen avulla. Esimerkiksi magnesiumatomin elektronien jakautuminen energiatasoilla on seuraava: 2e, 8e, 2e. Tämä kaava osoittaa, että magnesiumatomin 12 elektronia on jakautunut kolmelle energiatasolle: ensimmäinen taso on valmis ja sisältää 2 elektronia, toinen taso on valmis ja sisältää 8 elektronia, kolmas taso ei ole valmis, koska sisältää 2 elektronia. Kalsiumatomille elektronien jakautuminen energiatasoilla on seuraava: 2e, 8e, 8e, 2e. Tämä kaava osoittaa, että 20 kalsiumelektronia on jakautunut neljälle energiatasolle: ensimmäinen taso on valmis ja sisältää 2 elektronia, toinen taso on valmis ja sisältää 8 elektronia, kolmas taso ei ole valmis, koska sisältää 8 elektronia, neljäs taso ei ole valmis, koska sisältää 2 elektronia.
atomikiertorata on elektronin tila atomissa. Ratasymboli - . Jokainen orbitaali vastaa elektronipilveä.
Todellisten atomien kiertoradat pohjatilassa (virittymättömässä) ovat neljää tyyppiä: s, s, d Ja f.
elektroninen pilvi- avaruuden osa, josta elektroni löytyy 90 (tai suuremmalla) prosentin todennäköisyydellä.
Atomin elektronikuori on kerrostettu. Elektroninen kerros muodostuu samankokoisista elektronipilvistä. Muodostuvat yhden kerroksen orbitaalit elektroninen ("energia") taso, niiden energiat ovat samat vetyatomille, mutta erilaiset muille atomeille.
Saman tason kiertoradat ryhmitellään elektroninen (energia) alatasot:
s- alataso (koostuu yhdestä s-orbitaalit), symboli - .
s alataso (koostuu kolmesta s
d alataso (koostuu viidestä d-orbitaalit), symboli - .
f alataso (koostuu seitsemästä f-orbitaalit), symboli - .
Saman alitason orbitaalien energiat ovat samat.
Alatasoja määritettäessä kerroksen numero (elektroninen taso) lisätään alitason symboliin, esimerkiksi: 2 s, 3s, 5d tarkoittaa s- toisen tason alataso, s- kolmannen tason alataso, d- viidennen tason alataso.
Alatasojen kokonaismäärä yhdellä tasolla on yhtä suuri kuin tason numero n. Orbitaalien kokonaismäärä yhdellä tasolla on n 2. Vastaavasti myös pilvien kokonaismäärä yhdessä kerroksessa on n 2 .
Nimitykset: - vapaa orbitaali (ilman elektroneja), - kiertorata, jossa on pariton elektroni, - orbitaali elektroniparilla (kahdella elektronilla).
Järjestys, jossa elektronit täyttävät atomin kiertoradat, määräytyy kolmen luonnonlain mukaan (formulaatiot on annettu yksinkertaistetulla tavalla):
1. Vähimmän energian periaate - elektronit täyttävät kiertoradat kiertoradan energian kasvun järjestyksessä.
2. Paulin periaate - yhdellä kiertoradalla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia.
3. Hundin sääntö - alitason sisällä elektronit täyttävät ensin vapaat kiertoradat (yksi kerrallaan) ja vasta sen jälkeen muodostavat elektronipareja.
Elektronien kokonaismäärä elektronisella tasolla (tai elektronikerroksessa) on 2 n 2 .
Alatasojen jakauma energian mukaan ilmaistaan seuraavaksi (energian kasvun järjestyksessä):
1s, 2s, 2s, 3s, 3s, 4s, 3d, 4s, 5s, 4d, 5s, 6s, 4f, 5d, 6s, 7s, 5f, 6d, 7s ...
Visuaalisesti tämä sekvenssi ilmaistaan energiakaaviolla:
Atomin elektronien jakautuminen tasojen, alatasojen ja kiertoradojen mukaan (atomin elektroninen konfiguraatio) voidaan kuvata elektronisena kaavana, energiakaaviona tai yksinkertaisemmin elektronisten kerrosten kaaviona ("elektroninen kaavio") .
Esimerkkejä atomien elektronisesta rakenteesta:
valenssielektronit- atomin elektronit, jotka voivat osallistua kemiallisten sidosten muodostukseen. Jokaiselle atomille nämä ovat kaikki ulommat elektronit sekä ne esiulkoiset elektronit, joiden energia on suurempi kuin ulompien elektronien. Esimerkiksi: Ca-atomilla on 4 ulkoelektronia s 2, ne ovat myös valenssia; Fe-atomilla on ulkoisia elektroneja - 4 s 2 mutta hänellä on 3 d 6, joten rautaatomilla on 8 valenssielektronia. Kalsiumatomin valenssielektroninen kaava on 4 s 2 ja rautaatomit - 4 s 2 3d 6 .
Kemiallisten alkuaineiden jaksollinen laki(nykyaikainen muotoilu): kemiallisten alkuaineiden sekä niiden muodostamien yksinkertaisten ja monimutkaisten aineiden ominaisuudet ovat ajoittain riippuvaisia atomiytimien varauksen arvosta.
Jaksollinen järjestelmä- jaksollisen lain graafinen ilmaus.
Luonnollinen valikoima kemiallisia alkuaineita- joukko kemiallisia alkuaineita, jotka on järjestetty niiden atomien ytimien protonien määrän kasvun mukaan tai, mikä on sama, näiden atomien ytimien varausten lisääntymisen mukaan. Tämän sarjan elementin sarjanumero on yhtä suuri kuin minkä tahansa tämän alkuaineen atomin ytimessä olevien protonien lukumäärä.
Kemiallisten alkuaineiden taulukko on rakennettu "leikkaamalla" luonnollinen kemiallisten alkuaineiden sarja kausia(taulukon vaakasuuntaiset rivit) ja ryhmittelyt (taulukon pystysarakkeet) elementeistä, joilla on samanlainen atomien elektroninen rakenne.
Taulukko voi olla sen mukaan, kuinka elementit yhdistetään ryhmiin pitkä aika(alkuaineet, joilla on sama valenssielektronien lukumäärä ja tyyppi, kerätään ryhmiin) ja Lyhytaikainen(alkuaineet, joissa on sama määrä valenssielektroneja, kerätään ryhmiin).
Lyhyen jaksotaulukon ryhmät on jaettu alaryhmiin ( pää Ja sivuvaikutukset), jotka ovat yhtäpitäviä pitkän ajanjakson taulukon ryhmien kanssa.
Kaikilla saman ajanjakson alkuaineiden atomeilla on sama määrä elektronikerroksia, joka on yhtä suuri kuin jakson lukumäärä.
Alkuaineiden määrä jaksoissa: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Suurin osa kahdeksannen jakson alkuaineista on saatu keinotekoisesti, tämän jakson viimeisiä elementtejä ei ole vielä syntetisoitu. Kaikki jaksot ensimmäistä lukuun ottamatta alkavat alkalimetallia muodostavalla alkuaineella (Li, Na, K jne.) ja päättyvät jalokaasua muodostavaan alkuaineeseen (He, Ne, Ar, Kr jne.).
Lyhyessä jaksotaulukossa - kahdeksan ryhmää, joista jokainen on jaettu kahteen alaryhmään (pää- ja toissijaiseen), pitkässä jaksotaulukossa - kuusitoista ryhmää, jotka on numeroitu roomalaisilla numeroilla kirjaimilla A tai B, esimerkiksi: IA, IIIB, VIA, VIIB. Pitkän jaksotaulukon ryhmä IA vastaa lyhyen jaksotaulukon ensimmäisen ryhmän pääalaryhmää; ryhmä VIIB - seitsemännen ryhmän toissijainen alaryhmä: loput - samoin.
Kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet muuttuvat luonnollisesti ryhmissä ja jaksoissa.
Jaksoissa (nousevalla sarjanumerolla)
- ydinvaraus kasvaa
- ulkoisten elektronien määrä kasvaa,
- atomien säde pienenee,
- elektronien sidoslujuus ytimeen kasvaa (ionisaatioenergia),
- elektronegatiivisuus kasvaa.
- yksinkertaisten aineiden hapettavat ominaisuudet paranevat ("ei-metallisuus"),
- yksinkertaisten aineiden pelkistävät ominaisuudet ("metallisuus") heikkenevät,
- heikentää hydroksidien ja vastaavien oksidien perusominaisuuksia,
- hydroksidien ja vastaavien oksidien hapan luonne kasvaa.
Ryhmissä (kasvava sarjanumero)
Vuonna 1803 hän löysi useiden suhdelukujen lain. Tämä teoria sanoo, että jos tietty kemiallinen alkuaine voi muodostaa yhdisteitä muiden alkuaineiden kanssa, niin jokaisella sen massan osalla on osa toisen aineen massasta, ja niiden väliset suhteet ovat samat kuin pienten kokonaislukujen välillä. Tämä oli ensimmäinen yritys selittää kompleksia.Vuonna 1808 sama tiedemies, yrittäessään selittää löytämäänsä lakia, ehdotti, että eri alkuaineiden atomeilla voi olla eri massat.
Ensimmäinen atomin malli luotiin vuonna 1904. Tiedemiehet kutsuivat tämän mallin elektroniikkaa "rusinavanukkaksi". Uskottiin, että atomi on kappale, jolla on positiivinen varaus, jossa sen komponentit ovat tasaisesti sekoittuneet. Tällainen teoria ei voinut vastata kysymykseen, ovatko atomin aineosat liikkeessä vai levossa. Siksi melkein samanaikaisesti "vanukas" teorian kanssa japanilainen Nagaoka ehdotti teoriaa, jossa hän vertasi atomin elektronikuoren rakennetta aurinkokuntaan. Viitaten kuitenkin siihen, että atomin ympäri pyöriessään sen komponenttien täytyy menettää energiaa, mikä ei vastaa sähködynamiikan lakeja, Win hylkäsi planetaarisen teorian.
1900-luvun alussa planetaarinen teoria hyväksyttiin vihdoin. Kävi selväksi, että jokaisella elektronilla, joka liikkuu ytimen kiertoradalla kuin planeetta Auringon ympärillä, on oma liikerata.
Mutta lisäkokeet ja -tutkimukset kumosivat tämän mielipiteen. Kävi ilmi, että elektroneilla ei ole omaa liikerataa, mutta on mahdollista ennustaa alue, jolla tämä hiukkanen on useimmiten. Pyöriessään ytimen ympäri elektronit muodostavat kiertoradan, jota kutsutaan elektronikuoreksi. Nyt oli tarpeen tutkia atomien elektronikuorten rakennetta. Fyysikot olivat kiinnostuneita kysymyksistä: kuinka tarkalleen elektronit liikkuvat? Onko tässä liikkeessä järjestystä? Ehkä liike on kaoottista?
Atomin esi-ihminen ja joukko sellaisia merkittäviä tiedemiehiä osoittivat, että elektronit pyörivät kuorikerroksissa ja niiden liike vastaa tiettyjä lakeja. Oli tarpeen tutkia tarkasti ja yksityiskohtaisesti atomien elektronikuorten rakennetta.
Tämän rakenteen tunteminen on erityisen tärkeää kemian kannalta, koska aineen ominaisuudet, se oli jo selvää, riippuvat elektronien rakenteesta ja käyttäytymisestä. Tästä näkökulmasta elektroniradan käyttäytyminen on tämän hiukkasen tärkein ominaisuus. Todettiin, että mitä lähempänä elektronit ovat atomin ydintä, sitä enemmän on ponnisteltava elektronin ja ytimen välisen sidoksen katkaisemiseksi. Ytimen lähellä sijaitsevilla elektroneilla on suurin sidos siihen, mutta pienin energiamäärä. Ulkoisten elektronien kohdalla päinvastoin sidos ytimeen heikkenee ja energian tarjonta lisääntyy. Siten atomin ympärille muodostuu elektronikerroksia. Atomien elektronikuorten rakenne on selkeytynyt. Kävi ilmi, että energiatasot (kerrokset) muodostavat hiukkasia, joilla on samanlaiset energiavarannot.
Nykyään tiedetään, että energiataso riippuu n:stä (tämä vastaa kokonaislukuja 1-7. Atomien elektronikuorten rakenne ja suurin määrä elektroneja kullakin tasolla määräytyy kaavalla N = 2n2.
Tämän kaavan iso kirjain osoittaa suurimman elektronien määrän kullakin tasolla ja pieni kirjain tämän tason järjestysnumeron.
Atomien elektronikuoren rakenne osoittaa, että ensimmäisessä kuoressa voi olla enintään kaksi atomia ja neljännessä enintään 32. Ulompi, valmis taso sisältää enintään 8 elektronia. Kerroksia, joissa on vähemmän elektroneja, pidetään epätäydellisinä.
Atomi on aineen pienin hiukkanen, joka koostuu ytimestä ja elektroneista. Atomien elektronikuorten rakenteen määrää elementin sijainti D. I. Mendelejevin kemiallisten elementtien jaksollisessa järjestelmässä.
Atomin elektroni ja elektronikuori
Atomi, joka on yleensä neutraali, koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneesta elektronikuoresta (elektronipilvi), kun taas positiivisten ja negatiivisten kokonaisvarausten absoluuttinen arvo on sama. Suhteellista atomimassaa laskettaessa elektronien massaa ei oteta huomioon, koska se on mitätön ja 1840 kertaa pienempi kuin protonin tai neutronin massa.
Riisi. 1. Atom.
Elektroni on täysin ainutlaatuinen hiukkanen, jolla on kaksoisluonne: sillä on sekä aallon että hiukkasen ominaisuuksia. Ne liikkuvat jatkuvasti ytimen ympärillä.
Ytimen ympärillä olevaa tilaa, jossa elektronin löytämisen todennäköisyys on todennäköisin, kutsutaan elektroniradalla eli elektronipilveksi. Tällä avaruudella on tietty muoto, joka on merkitty kirjaimilla s-, p-, d- ja f-. S-elektroniradalla on pallomainen muoto, p-orbitaalilla on käsipainon tai tilavuuden kahdeksan muotoinen, d- ja f-orbitaalien muodot ovat paljon monimutkaisempia.
Riisi. 2. Elektronisten orbitaalien muodot.
Ytimen ympärillä elektronit sijaitsevat elektronikerroksilla. Jokaiselle kerrokselle on tunnusomaista sen etäisyys ytimestä ja sen energia, minkä vuoksi elektronikerroksia kutsutaan usein elektronienergiatasoiksi. Mitä lähempänä taso on ydintä, sitä pienempi on siinä olevien elektronien energia. Yksi alkuaine eroaa toisista protonien lukumäärällä atomin ytimessä ja vastaavasti elektronien lukumäärällä. Siksi neutraalin atomin elektronikuoressa olevien elektronien lukumäärä on yhtä suuri kuin tämän atomin ytimessä olevien protonien lukumäärä. Jokaisella seuraavalla elementillä on yksi protoni lisää ytimessä ja yksi elektroni lisää elektronikuoressa.
Äskettäin saapuva elektroni miehittää kiertoradan, jolla on pienin energia. Kuitenkin elektronien enimmäismäärä tasoa kohti määritetään kaavalla:
missä N on elektronien maksimimäärä ja n on energiatason numero.
Ensimmäisellä tasolla voi olla vain 2 elektronia, toisella - 8 elektronia, kolmannella - 18 elektronia ja neljännellä tasolla - 32 elektronia. Atomin ulkotaso ei voi sisältää enempää kuin 8 elektronia: heti kun elektronien lukumäärä saavuttaa 8, seuraava taso, kauempana ytimestä, alkaa täyttyä.
Atomien elektronikuorten rakenne
Jokainen elementti on tietyssä ajanjaksossa. Jakso on vaakasuora joukko alkuaineita, jotka on järjestetty nousevaan järjestykseen atomien ytimien varauksen mukaan ja joka alkaa alkalimetallilla ja päättyy inerttiin kaasuun. Taulukon kolme ensimmäistä jaksoa ovat pieniä, ja seuraavat neljännestä jaksosta alkaen ovat suuria, jotka koostuvat kahdesta rivistä. Sen ajanjakson numerolla, jossa elementti sijaitsee, on fyysinen merkitys. Se tarkoittaa, kuinka monta elektronista energiatasoa on jonkin tietyn jakson alkuaineen atomissa. Eli alkuaine kloori Cl on jaksossa 3, eli sen elektronikuoressa on kolme elektronikerrosta. Kloori on taulukon VII-ryhmässä ja pääalaryhmässä. Pääalaryhmä on kunkin ryhmän sisällä oleva sarake, joka alkaa pisteillä 1 tai 2.
Siten klooriatomin elektronikuorten tila on seuraava: kloorialkuaineen sarjanumero on 17, mikä tarkoittaa, että atomin ytimessä on 17 protonia ja elektronikuoressa 17 elektronia. Tasolla 1 voi olla vain 2 elektronia, tasolla 3 - 7 elektronia, koska kloori on ryhmän VII pääalaryhmässä. Sitten 2. tasolla on: 17-2-7=8 elektronia.
