Komposisi atom.

Sebuah atom terdiri dari inti atom dan kulit elektron.

Inti atom terdiri dari proton ( p+) dan neutron ( n 0). Kebanyakan atom hidrogen memiliki inti proton tunggal.

Jumlah proton N(p+) sama dengan muatan inti ( Z) dan nomor urut unsur dalam deret alami unsur (dan dalam sistem periodik unsur).

N(p +) = Z

Jumlah dari jumlah neutron N(n 0), dilambangkan hanya dengan huruf N, dan jumlah proton Z ditelepon nomor massa dan ditandai dengan huruf TETAPI.

A = Z + N

Kulit elektron atom terdiri dari elektron yang bergerak mengelilingi inti ( e -).

Jumlah elektron N(e-) pada kulit elektron atom netral sama dengan jumlah proton Z pada intinya.

Massa proton kira-kira sama dengan massa neutron dan 1840 kali massa elektron, sehingga massa atom praktis sama dengan massa inti.

Bentuk atom adalah bulat. Jari-jari inti sekitar 100.000 kali lebih kecil dari jari-jari atom.

unsur kimia- jenis atom (kumpulan atom) dengan muatan inti yang sama (dengan jumlah proton yang sama dalam nukleus).

Isotop- satu set atom dari satu unsur dengan jumlah neutron yang sama dalam nukleus (atau jenis atom dengan jumlah proton yang sama dan jumlah neutron yang sama dalam nukleus).

Isotop yang berbeda berbeda satu sama lain dalam jumlah neutron dalam inti atomnya.

Penunjukan atom tunggal atau isotop: (E - simbol elemen), misalnya: .

Struktur kulit elektron atom

orbital atom adalah keadaan elektron dalam atom. Simbol orbit - . Setiap orbital sesuai dengan awan elektron.

Orbital atom nyata dalam keadaan dasar (tidak tereksitasi) terdiri dari empat jenis: s, p, d dan f.

awan elektronik- bagian ruang di mana elektron dapat ditemukan dengan probabilitas 90 (atau lebih) persen.

Catatan: terkadang konsep "orbital atom" dan "awan elektron" tidak dibedakan, menyebut keduanya "orbital atom".

Kulit elektron suatu atom berlapis-lapis. Lapisan elektronik terbentuk oleh awan elektron dengan ukuran yang sama. Orbital dari satu lapisan terbentuk tingkat elektronik ("energi"), energinya sama untuk atom hidrogen, tetapi berbeda untuk atom lain.

Orbital dengan tingkat yang sama dikelompokkan menjadi elektronik (energi) sublevel:
s- sublevel (terdiri dari satu s-orbital), simbol - .
p sublevel (terdiri dari tiga p
d sublevel (terdiri dari lima d-orbital), simbol - .
f sublevel (terdiri dari tujuh f-orbital), simbol - .

Energi orbital dari sublevel yang sama adalah sama.

Saat menunjuk sublevel, jumlah lapisan (level elektronik) ditambahkan ke simbol sublevel, misalnya: 2 s, 3p, 5d cara s- sublevel dari tingkat kedua, p- sublevel dari tingkat ketiga, d- sublevel dari tingkat kelima.

Jumlah total sublevel dalam satu level sama dengan jumlah level n. Jumlah orbital dalam satu tingkat adalah n 2. Dengan demikian, jumlah total awan dalam satu lapisan juga n 2 .

Sebutan: - orbital bebas (tanpa elektron), - orbital dengan elektron tidak berpasangan, - orbital dengan pasangan elektron (dengan dua elektron).

Urutan elektron mengisi orbital atom ditentukan oleh tiga hukum alam (formulasi diberikan dengan cara yang disederhanakan):

1. Prinsip energi terkecil - elektron mengisi orbital sesuai dengan peningkatan energi orbital.

2. Prinsip Pauli - tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital.

3. Aturan Hund - di dalam sublevel, elektron pertama-tama mengisi orbital bebas (satu per satu), dan baru setelah itu mereka membentuk pasangan elektron.

Jumlah total elektron di tingkat elektronik (atau di lapisan elektronik) adalah 2 n 2 .

Distribusi sublevel berdasarkan energi dinyatakan berikutnya (dalam urutan peningkatan energi):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Secara visual, urutan ini dinyatakan oleh diagram energi:

Distribusi elektron atom berdasarkan level, sublevel dan orbital (konfigurasi elektronik atom) dapat digambarkan sebagai rumus elektronik, diagram energi, atau, lebih sederhana, sebagai diagram lapisan elektronik ("diagram elektronik") .

Contoh struktur elektron atom:

Elektron valensi- elektron suatu atom yang dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Untuk setiap atom, ini semua adalah elektron terluar ditambah elektron pra-luar yang energinya lebih besar daripada elektron terluar. Contoh: atom Ca memiliki 4 elektron terluar s 2, mereka juga valensi; atom Fe memiliki elektron eksternal - 4 s 2 tapi dia punya 3 d 6, maka atom besi memiliki 8 elektron valensi. Rumus elektron valensi atom kalsium adalah 4 s 2, dan atom besi - 4 s 2 3d 6 .

Sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev
(sistem alami unsur kimia)

Hukum periodik unsur kimia(formulasi modern): sifat-sifat unsur kimia, serta zat sederhana dan kompleks yang dibentuk olehnya, secara berkala bergantung pada nilai muatan dari inti atom.

Sistem periodik- ekspresi grafis dari hukum periodik.

Rentang alami elemen kimia- sejumlah elemen kimia, dibangun sesuai dengan peningkatan jumlah proton dalam inti atomnya, atau, yang sama, sesuai dengan peningkatan muatan inti atom ini. Nomor seri suatu elemen dalam seri ini sama dengan jumlah proton dalam inti atom apa pun dari elemen ini.

Tabel unsur kimia dibuat dengan "memotong" rangkaian alami unsur kimia menjadi periode(baris horizontal tabel) dan pengelompokan (kolom vertikal tabel) elemen dengan struktur elektron atom yang serupa.

Bergantung pada bagaimana elemen digabungkan ke dalam grup, sebuah tabel dapat menjadi periode panjang(elemen dengan jumlah dan jenis elektron valensi yang sama dikumpulkan dalam kelompok) dan jangka pendek(elemen dengan jumlah elektron valensi yang sama dikumpulkan dalam kelompok).

Kelompok tabel periode pendek dibagi menjadi subkelompok ( utama dan efek samping), bertepatan dengan kelompok tabel periode panjang.

Semua atom unsur pada periode yang sama memiliki jumlah lapisan elektron yang sama, sama dengan jumlah periode.

Jumlah unsur pada periode: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sebagian besar unsur periode kedelapan diperoleh secara artifisial, unsur terakhir periode ini belum disintesis. Semua periode kecuali yang pertama dimulai dengan unsur pembentuk logam alkali (Li, Na, K, dll) dan diakhiri dengan unsur pembentuk gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, dll).

Dalam tabel periode pendek - delapan kelompok, yang masing-masing dibagi menjadi dua subkelompok (utama dan sekunder), dalam tabel periode panjang - enam belas kelompok, yang diberi nomor romawi dengan huruf A atau B, misalnya: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grup IA dari tabel periode panjang sesuai dengan subgrup utama dari grup pertama tabel periode pendek; grup VIIB - subgrup sekunder dari grup ketujuh: sisanya - sama.

Sifat-sifat unsur kimia secara alami berubah dalam golongan dan periode.

Dalam periode (dengan meningkatnya nomor seri)

• muatan inti bertambah
• jumlah elektron terluar bertambah,
• jari-jari atom mengecil,
• kekuatan ikatan elektron dengan inti meningkat (energi ionisasi),
• elektronegativitas meningkat.
• sifat pengoksidasi zat sederhana ditingkatkan ("non-metalik"),
• sifat pereduksi zat sederhana ("metalik") melemah,
• melemahkan sifat dasar hidroksida dan oksida yang sesuai,
• karakter asam hidroksida dan oksida yang sesuai meningkat.

Dalam kelompok (dengan meningkatnya nomor seri)

• muatan inti bertambah
• jari-jari atom meningkat (hanya dalam kelompok-A),
• kekuatan ikatan antara elektron dan inti berkurang (energi ionisasi; hanya pada gugus A),
• keelektronegatifan berkurang (hanya pada gugus A),
• melemahkan sifat pengoksidasi zat sederhana ("non-metalik"; hanya dalam kelompok-A),
• sifat pereduksi zat sederhana ditingkatkan ("metalik"; hanya dalam kelompok-A),
• karakter dasar hidroksida dan oksida yang sesuai meningkat (hanya dalam kelompok A),
• sifat asam hidroksida dan oksida yang sesuai melemah (hanya dalam kelompok A),
• stabilitas senyawa hidrogen menurun (aktivitas reduksinya meningkat; hanya pada gugus A).

Tugas dan tes pada topik "Topik 9. "Struktur atom. Hukum periodik dan sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Hukum periodik - Hukum periodik dan struktur atom Grade 8–9
  Anda harus tahu: hukum pengisian orbital dengan elektron (prinsip energi terkecil, prinsip Pauli, aturan Hund), struktur sistem periodik unsur.

  Anda harus dapat: menentukan komposisi atom berdasarkan posisi unsur dalam sistem periodik, dan, sebaliknya, menemukan unsur dalam sistem periodik, mengetahui komposisinya; menggambarkan diagram struktur, konfigurasi elektron suatu atom, ion, dan sebaliknya menentukan posisi suatu unsur kimia dalam PSCE dari diagram dan konfigurasi elektronik; mengkarakterisasi unsur dan zat yang terbentuk menurut posisinya dalam PSCE; menentukan perubahan jari-jari atom, sifat-sifat unsur kimia dan zat yang terbentuk dalam satu periode dan satu subkelompok utama sistem periodik.

  Contoh 1 Tentukan jumlah orbital pada tingkat elektronik ketiga. Apa orbital ini?
  Untuk menentukan jumlah orbital, kita menggunakan rumus N orbital = n 2 , dimana n- nomor tingkat. N orbital = 3 2 = 9. Satu 3 s-, tiga 3 p- dan lima 3 d-orbital.

  Contoh 2 Tentukan atom unsur yang memiliki rumus elektron 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Untuk menentukan elemen mana, Anda perlu mengetahui nomor serinya, yang sama dengan jumlah total elektron dalam atom. Dalam hal ini: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ini adalah aluminium.

  Setelah memastikan bahwa semua yang Anda butuhkan telah dipelajari, lanjutkan ke tugas. Kami berharap Anda sukses.

  
  Literatur yang direkomendasikan:
  • O. S. Gabrielyan dan lainnya Kimia, kelas 11. M., Bustard, 2002;
  • G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Kimia 11 sel. M., Pendidikan, 2001.

DEFINISI

Atom adalah partikel kimia terkecil.

Keanekaragaman senyawa kimia disebabkan oleh perbedaan kombinasi atom unsur kimia menjadi molekul dan zat non molekul. Kemampuan suatu atom untuk masuk ke dalam senyawa kimia, sifat kimia dan fisikanya ditentukan oleh struktur atom tersebut. Dalam hal ini, untuk kimia, struktur internal atom dan, pertama-tama, struktur kulit elektronnya adalah yang terpenting.

Model struktur atom

Pada awal abad ke-19, D. Dalton menghidupkan kembali teori atomistik, dengan mengandalkan hukum-hukum dasar kimia yang dikenal pada saat itu (ketetapan komposisi, banyak rasio, dan ekuivalen). Percobaan pertama dilakukan untuk mempelajari struktur materi. Namun, terlepas dari penemuan yang dibuat (atom dari unsur yang sama memiliki sifat yang sama, dan atom unsur lain memiliki sifat yang berbeda, konsep massa atom diperkenalkan), atom dianggap tidak dapat dibagi.

Setelah menerima bukti eksperimental (akhir XIX - awal abad XX) kompleksitas struktur atom (efek fotolistrik, katoda dan sinar-X, radioaktivitas), ditemukan bahwa atom terdiri dari partikel bermuatan negatif dan positif yang berinteraksi dengan satu sama lain.

Penemuan-penemuan ini memberi dorongan pada penciptaan model pertama struktur atom. Salah satu model pertama diusulkan J. Thomson(1904) (Gbr. 1): atom disajikan sebagai "lautan listrik positif" dengan elektron berosilasi di dalamnya.

Setelah percobaan dengan partikel-, pada tahun 1911. Rutherford mengusulkan apa yang disebut model planet struktur atom (Gbr. 1), mirip dengan struktur tata surya. Menurut model planet, di pusat atom terdapat inti yang sangat kecil dengan muatan Z e, yang ukurannya kira-kira 1.000.000 kali lebih kecil dari ukuran atom itu sendiri. Inti mengandung hampir seluruh massa atom dan memiliki muatan positif. Elektron bergerak dalam orbit di sekitar nukleus, yang jumlahnya ditentukan oleh muatan nukleus. Lintasan terluar elektron menentukan dimensi terluar atom. Diameter atom adalah 10 -8 cm, sedangkan diameter inti jauh lebih kecil -10 -12 cm.

Beras. 1 Model struktur atom menurut Thomson dan Rutherford

Percobaan pada studi spektrum atom menunjukkan ketidaksempurnaan model planet dari struktur atom, karena model ini bertentangan dengan struktur garis spektrum atom. Berdasarkan model Rutherford, teori kuanta cahaya Einstein dan teori kuantum radiasi, Planck Niels Bohr (1913) diformulasikan postulat, yang mengandung teori atom(Gbr. 2): elektron dapat berputar di sekitar nukleus tidak di sembarang, tetapi hanya di beberapa orbit tertentu (stasioner), bergerak di sepanjang orbit seperti itu, ia tidak memancarkan energi elektromagnetik, radiasi (penyerapan atau emisi kuantum elektromagnetik energi) terjadi selama transisi (seperti lompatan) elektron dari satu orbit ke orbit lainnya.

Beras. 2. Model struktur atom menurut N. Bohr

Akumulasi bahan percobaan yang mencirikan struktur atom menunjukkan bahwa sifat-sifat elektron, serta benda-benda mikro lainnya, tidak dapat dijelaskan berdasarkan konsep mekanika klasik. Mikropartikel mematuhi hukum mekanika kuantum, yang menjadi dasar untuk menciptakan model struktur atom modern.

Tesis utama mekanika kuantum:

- energi dipancarkan dan diserap oleh benda-benda dalam bagian yang terpisah - kuanta, oleh karena itu, energi partikel berubah secara tiba-tiba;

- elektron dan mikropartikel lainnya memiliki sifat ganda - ia menunjukkan sifat partikel dan gelombang (dualisme gelombang partikel);

— mekanika kuantum menyangkal keberadaan orbit tertentu untuk partikel mikro (untuk elektron yang bergerak tidak mungkin untuk menentukan posisi yang tepat, karena mereka bergerak di ruang dekat nukleus, orang hanya dapat menentukan kemungkinan menemukan elektron di berbagai bagian ruang).

Ruang dekat nukleus, di mana probabilitas menemukan elektron cukup tinggi (90%), disebut orbit.

bilangan kuantum. prinsip pauli. Aturan Klechkovsky

Keadaan elektron dalam atom dapat dijelaskan menggunakan empat bilangan kuantum.

n adalah bilangan kuantum utama. Mencirikan energi total elektron dalam atom dan jumlah tingkat energi. n mengambil nilai integer dari 1 hingga . Elektron memiliki energi terendah pada n=1; dengan meningkatnya n - energi. Keadaan atom, ketika elektronnya berada pada tingkat energi sedemikian rupa sehingga energi totalnya minimal, disebut keadaan dasar. Keadaan dengan nilai yang lebih tinggi disebut tereksitasi. Tingkat energi ditunjukkan dengan angka Arab sesuai dengan nilai n. Elektron dapat diatur dalam tujuh tingkat, oleh karena itu, pada kenyataannya, n ada dari 1 hingga 7. Bilangan kuantum utama menentukan ukuran awan elektron dan menentukan jari-jari rata-rata elektron dalam atom.

aku adalah bilangan kuantum orbital. Ini mencirikan cadangan energi elektron di sublevel dan bentuk orbital (Tabel 1). Menerima nilai integer dari 0 hingga n-1. l tergantung pada n. Jika n=1, maka l=0, yang berarti pada level 1 terdapat sublevel 1.

Saya adalah bilangan kuantum magnetik. Mencirikan orientasi orbital dalam ruang. Menerima nilai integer dari –l hingga 0 hingga +l. Jadi, ketika l=1 (orbital p), m e mengambil nilai -1, 0, 1, dan orientasi orbital bisa berbeda (Gbr. 3).

Beras. 3. Salah satu kemungkinan orientasi dalam ruang orbital p

s adalah bilangan kuantum spin. Mencirikan rotasi elektron sendiri di sekitar sumbu. Dibutuhkan nilai -1/2(↓) dan +1/2(). Dua elektron pada orbital yang sama memiliki spin antiparalel.

Keadaan elektron dalam atom ditentukan prinsip pauli: sebuah atom tidak dapat memiliki dua elektron dengan himpunan semua bilangan kuantum yang sama. Urutan pengisian orbital dengan elektron ditentukan oleh: Aturan Klechkovsky: orbital diisi dengan elektron dengan urutan jumlah (n + l) untuk orbital tersebut, jika jumlah (n + l) sama, maka orbital dengan nilai n yang lebih rendah diisi terlebih dahulu.

Namun, sebuah atom biasanya mengandung tidak hanya satu, tetapi beberapa elektron, dan untuk memperhitungkan interaksinya satu sama lain, konsep muatan efektif inti digunakan - elektron tingkat terluar dipengaruhi oleh muatan yang lebih kecil dari muatan inti, akibatnya elektron-elektron bagian dalam menyaring elektron-elektron terluar.

Karakteristik utama atom: jari-jari atom (kovalen, logam, van der Waals, ionik), afinitas elektron, potensial ionisasi, momen magnet.

Rumus elektron atom

Semua elektron atom membentuk kulit elektronnya. Struktur kulit elektron digambarkan rumus elektronik, yang menunjukkan distribusi elektron pada tingkat energi dan subtingkat. Jumlah elektron dalam suatu sublevel ditunjukkan dengan angka, yang ditulis di kanan atas huruf yang menunjukkan sublevel tersebut. Misalnya, atom hidrogen memiliki satu elektron, yang terletak di sublevel s dari tingkat energi pertama: 1s 1. Rumus elektron helium yang mengandung dua elektron ditulis sebagai berikut: 1s 2.

Untuk unsur-unsur periode kedua, elektron mengisi tingkat energi ke-2, yang dapat berisi tidak lebih dari 8 elektron. Pertama, elektron mengisi sublevel s, kemudian sublevel p. Sebagai contoh:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Hubungan struktur elektron atom dengan posisi unsur dalam sistem periodik

Rumus elektron suatu unsur ditentukan oleh posisinya dalam sistem periodik D.I. Mendeleev. Jadi, jumlah periode sesuai dengan unsur-unsur periode kedua, elektron mengisi tingkat energi ke-2, yang dapat berisi tidak lebih dari 8 elektron. Pertama, pengisian elektron Pada unsur-unsur periode kedua, elektron mengisi tingkat energi ke-2, yang dapat berisi tidak lebih dari 8 elektron. Pertama, elektron mengisi sublevel s, kemudian sublevel p. Sebagai contoh:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Untuk atom dari beberapa unsur, fenomena "kebocoran" elektron dari tingkat energi eksternal ke tingkat kedua dari belakang diamati. Slip elektron terjadi pada atom tembaga, kromium, paladium dan beberapa unsur lainnya. Sebagai contoh:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

tingkat energi yang dapat mengandung tidak lebih dari 8 elektron. Pertama, elektron mengisi sublevel s, kemudian sublevel p. Sebagai contoh:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Nomor golongan untuk unsur-unsur subkelompok utama sama dengan jumlah elektron pada tingkat energi eksternal, elektron semacam itu disebut elektron valensi (mereka berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia). Elektron valensi dari unsur-unsur subkelompok samping dapat berupa elektron dari tingkat energi terluar dan subtingkat d dari tingkat kedua dari belakang. Jumlah kelompok elemen dari subkelompok samping dari kelompok III-VII, serta untuk Fe, Ru, Os, sesuai dengan jumlah total elektron di sublevel s dari tingkat energi luar dan sublevel d dari tingkat kedua dari belakang

Tugas:

Gambarkan rumus elektronik atom fosfor, rubidium, dan zirkonium. Daftar elektron valensi.

Menjawab:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Elektron valensi 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Elektron valensi 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Elektron valensi 4d 2 5s 2

Atom adalah partikel terkecil dari materi. Studinya dimulai di Yunani kuno, ketika perhatian tidak hanya para ilmuwan, tetapi juga para filsuf terpaku pada struktur atom. Apa struktur elektronik atom, dan informasi dasar apa yang diketahui tentang partikel ini?

Struktur atom

Ilmuwan Yunani kuno sudah menebak keberadaan partikel kimia terkecil yang menyusun objek dan organisme apa pun. Dan jika pada abad XVII-XVIII. Para ahli kimia yakin bahwa atom adalah partikel elementer yang tidak dapat dibagi, kemudian pada pergantian abad 19-20, mereka berhasil membuktikan secara eksperimental bahwa atom tidak dapat dibagi.

Sebuah atom, menjadi partikel mikroskopis materi, terdiri dari inti dan elektron. Nukleus 10.000 kali lebih kecil dari atom, tetapi hampir semua massanya terkonsentrasi di nukleus. Karakteristik utama dari inti atom adalah bahwa ia memiliki muatan positif dan terdiri dari proton dan neutron. Proton bermuatan positif, sedangkan neutron tidak bermuatan (netral).

Mereka terhubung satu sama lain oleh gaya nuklir kuat. Massa proton kira-kira sama dengan massa neutron, tetapi pada saat yang sama massanya 1840 kali lebih besar dari massa elektron. Proton dan neutron memiliki nama umum dalam kimia - nukleon. Atom itu sendiri secara elektrik netral.

Atom dari unsur apa pun dapat dilambangkan dengan rumus elektronik dan rumus grafik elektronik:

Beras. 1. Rumus grafik elektron atom.

Satu-satunya unsur dalam Tabel Periodik yang tidak mengandung neutron adalah hidrogen ringan (protium).

Elektron adalah partikel bermuatan negatif. Kulit elektron terdiri dari elektron yang bergerak mengelilingi inti. Elektron memiliki sifat untuk ditarik ke inti, dan antara satu sama lain dipengaruhi oleh interaksi Coulomb. Untuk mengatasi gaya tarik inti, elektron harus menerima energi dari sumber luar. Semakin jauh elektron dari inti, semakin sedikit energi yang dibutuhkan untuk ini.

Model Atom

Untuk waktu yang lama, para ilmuwan telah berusaha untuk memahami sifat atom. Pada tahap awal, filsuf Yunani kuno Democritus memberikan kontribusi besar. Meskipun sekarang teorinya tampak dangkal dan terlalu sederhana bagi kita, pada saat konsep partikel elementer baru mulai muncul, teorinya tentang kepingan materi dianggap cukup serius. Democritus percaya bahwa sifat-sifat zat apa pun bergantung pada bentuk, massa, dan karakteristik atom lainnya. Jadi, misalnya, di dekat api, dia percaya, ada atom tajam - oleh karena itu, api membakar; air memiliki atom yang halus, sehingga dapat mengalir; dalam benda padat, dalam pandangannya, atom itu kasar.

Democritus percaya bahwa segala sesuatu benar-benar terdiri dari atom, bahkan jiwa manusia.

Pada tahun 1904, J. J. Thomson mengusulkan model atomnya. Ketentuan utama teori ini bermuara pada fakta bahwa atom direpresentasikan sebagai benda bermuatan positif, di dalamnya terdapat elektron dengan muatan negatif. Belakangan teori ini dibantah oleh E. Rutherford.

Beras. 2. Model atom Thomson.

Juga pada tahun 1904, fisikawan Jepang H. Nagaoka mengusulkan model atom awal planet dengan analogi dengan planet Saturnus. Menurut teori ini, elektron bersatu dalam cincin dan berputar di sekitar inti bermuatan positif. Teori ini ternyata salah.

Pada tahun 1911, E. Rutherford, setelah melakukan serangkaian percobaan, menyimpulkan bahwa atom dalam strukturnya mirip dengan sistem planet. Bagaimanapun, elektron, seperti planet, bergerak dalam orbit di sekitar inti bermuatan positif yang berat. Namun, deskripsi ini bertentangan dengan elektrodinamika klasik. Kemudian fisikawan Denmark Niels Bohr pada tahun 1913 memperkenalkan postulat, yang intinya adalah bahwa elektron, berada di beberapa keadaan khusus, tidak memancarkan energi. Dengan demikian, postulat Bohr menunjukkan bahwa mekanika klasik tidak dapat diterapkan pada atom. Model planet yang dijelaskan oleh Rutherford dan dilengkapi oleh Bohr disebut model planet Bohr-Rutherford.

Beras. 3. Model planet Bohr-Rutherford.

Studi lebih lanjut tentang atom mengarah pada penciptaan bagian seperti mekanika kuantum, yang dengannya banyak fakta ilmiah dijelaskan. Ide-ide modern tentang atom telah dikembangkan dari model planet Bohr-Rutherford

Penilaian rata-rata: 4.4. Total peringkat yang diterima: 469.

(Catatan kuliah)

Struktur atom. Pengantar.

Objek studi dalam kimia adalah unsur-unsur kimia dan senyawanya. unsur kimia Sekelompok atom dengan muatan positif yang sama disebut. Atom adalah partikel terkecil dari unsur kimia yang mempertahankannya Sifat kimia. Menghubungkan satu sama lain, atom dari satu atau elemen yang berbeda membentuk partikel yang lebih kompleks - molekul. Kumpulan atom atau molekul membentuk bahan kimia. Setiap zat kimia individu dicirikan oleh seperangkat sifat fisik individu, seperti titik didih dan leleh, kepadatan, konduktivitas listrik dan termal, dll.

1. Struktur atom dan sistem periodik unsur

DI. Mendeleev.

Pengetahuan dan pemahaman tentang keteraturan urutan pengisian Sistem periodik unsur D.I. Mendeleev memungkinkan kita untuk memahami hal berikut:

1. esensi fisik dari keberadaan di alam unsur-unsur tertentu,

2. sifat valensi kimia unsur,

3. kemampuan dan “kemudahan” suatu unsur untuk memberi atau menerima elektron ketika berinteraksi dengan unsur lain,

4. sifat ikatan kimia yang dapat dibentuk oleh unsur tertentu ketika berinteraksi dengan unsur lain, struktur spasial molekul sederhana dan kompleks, dll., dll.

Struktur atom.

Atom adalah mikrosistem kompleks dari partikel elementer yang bergerak dan berinteraksi satu sama lain.

Pada akhir abad 19 dan awal abad 20, ditemukan bahwa atom terdiri dari partikel yang lebih kecil: neutron, proton dan elektron.Dua partikel terakhir adalah partikel bermuatan, proton membawa muatan positif, elektron negatif. Karena atom suatu unsur dalam keadaan dasar secara elektrik netral, ini berarti bahwa jumlah proton dalam atom unsur apa pun sama dengan jumlah elektron. Massa atom ditentukan oleh jumlah massa proton dan neutron, yang jumlahnya sama dengan selisih antara massa atom dan nomor urutnya dalam sistem periodik D.I. Mendeleev.

Pada tahun 1926, Schrodinger mengusulkan untuk menggambarkan gerakan mikropartikel dalam atom suatu unsur menggunakan persamaan gelombang yang diturunkannya. Saat memecahkan persamaan gelombang Schrödinger untuk atom hidrogen, tiga bilangan kuantum bilangan bulat muncul: n, ℓ dan m ℓ , yang mencirikan keadaan elektron dalam ruang tiga dimensi di bidang pusat nukleus. bilangan kuantum n, ℓ dan m ℓ mengambil nilai bilangan bulat. Fungsi gelombang didefinisikan oleh tiga bilangan kuantum n, ℓ dan m ℓ dan diperoleh sebagai hasil penyelesaian persamaan Schrödinger disebut orbital. Orbital adalah wilayah ruang di mana elektron paling mungkin ditemukan. milik atom dari unsur kimia. Dengan demikian, solusi persamaan Schrödinger untuk atom hidrogen mengarah pada munculnya tiga bilangan kuantum, arti fisiknya adalah bahwa mereka mencirikan tiga jenis orbital berbeda yang dapat dimiliki atom. Mari kita lihat lebih dekat setiap bilangan kuantum.

Bilangan kuantum utama n dapat mengambil nilai bilangan bulat positif apa pun: n = 1,2,3,4,5,6,7… Ini mencirikan energi tingkat elektronik dan ukuran "awan" elektronik. Merupakan karakteristik bahwa jumlah bilangan kuantum utama bertepatan dengan jumlah periode di mana elemen yang diberikan berada.

Bilangan kuantum azimut atau orbital dapat mengambil nilai integer dari ℓ = 0….sampai n – 1 dan menentukan momen gerak elektron, yaitu bentuk orbit. Untuk berbagai nilai numerik , notasi berikut digunakan: ℓ = 0, 1, 2, 3, dan dilambangkan dengan simbol s, p, d, f, masing-masing untuk ℓ = 0, 1, 2 dan 3. Dalam tabel periodik unsur tidak ada unsur dengan nomor spin ℓ = 4.

Bilangan kuantum magnetikm ℓ mencirikan susunan spasial orbital elektron dan, akibatnya, sifat elektromagnetik elektron. Itu dapat mengambil nilai dari - ℓ untuk + ℓ , termasuk nol.

Bentuk atau, lebih tepatnya, sifat simetri orbital atom bergantung pada bilangan kuantum ℓ dan m ℓ . "awan elektronik", sesuai dengan s- orbital memiliki, memiliki bentuk bola (pada saat yang sama ℓ = 0).

Gambar 1. orbital 1s

Orbital yang ditentukan oleh bilangan kuantum = 1 dan m = -1, 0 dan +1 disebut orbital p. Karena m dalam hal ini memiliki tiga nilai yang berbeda, maka atom memiliki tiga orbital p yang ekivalen secara energi (bilangan kuantum utama untuk mereka adalah sama dan dapat memiliki nilai n = 2,3,4,5,6 atau 7) . Orbital p memiliki simetri aksial dan berbentuk delapan tiga dimensi, berorientasi sepanjang sumbu x, y dan z dalam bidang eksternal (Gbr. 1.2). Oleh karena itu asal usul simbol p x , p y dan p z .

Gbr.2. p x , p y dan p z -orbital

Selain itu, ada orbital atom d dan f, untuk pertama = 2 dan m = -2, -1, 0, +1 dan +2, yaitu. lima AO, untuk yang kedua = 3 dan m = -3, -2, -1, 0, +1, +2 dan +3, yaitu 7 AP.

kuantum keempat m s disebut bilangan kuantum spin, diperkenalkan untuk menjelaskan beberapa efek halus dalam spektrum atom hidrogen oleh Goudsmit dan Uhlenbeck pada tahun 1925. Putaran elektron adalah momentum sudut partikel elementer bermuatan elektron, yang orientasinya terkuantisasi, mis. sangat terbatas pada sudut-sudut tertentu. Orientasi ini ditentukan oleh nilai bilangan kuantum magnetik spin (s), yang untuk elektron adalah ½ , oleh karena itu, untuk sebuah elektron, menurut aturan kuantisasi m s = ± ½. Dalam hal ini, ke himpunan tiga bilangan kuantum, seseorang harus menambahkan bilangan kuantum m s . Kami tekankan sekali lagi bahwa empat bilangan kuantum menentukan urutan penyusunan tabel periodik unsur Mendeleev dan menjelaskan mengapa hanya ada dua unsur pada periode pertama, delapan pada periode kedua dan ketiga, 18 pada periode keempat, dan seterusnya. , untuk menjelaskan struktur multielektron atom, urutan pengisian tingkat elektronik sebagai muatan positif atom meningkat, tidak cukup untuk memiliki gagasan tentang empat bilangan kuantum yang "mengatur" perilaku elektron ketika mengisi orbital elektron, tetapi Anda perlu mengetahui beberapa aturan yang lebih sederhana, yaitu, Prinsip Pauli, Aturan Gund, dan Aturan Klechkovsky.

Menurut prinsip Pauli dalam keadaan kuantum yang sama, yang dicirikan oleh nilai-nilai tertentu dari empat bilangan kuantum, tidak boleh ada lebih dari satu elektron. Ini berarti bahwa satu elektron pada prinsipnya dapat ditempatkan di orbital atom mana pun. Dua elektron dapat berada dalam orbital atom yang sama hanya jika mereka memiliki bilangan kuantum spin yang berbeda.

Saat mengisi tiga p-AO, lima d-AO, dan tujuh f-AO dengan elektron, seseorang harus dipandu tidak hanya oleh prinsip Pauli tetapi juga oleh aturan Hund: Pengisian orbital dari satu subkulit dalam keadaan dasar terjadi dengan elektron dengan spin yang sama.

Saat mengisi subkulit (p, d, f) nilai absolut dari jumlah putaran harus maksimum.

Aturan Klechkovsky. Menurut aturan Klechkovsky, saat mengisid dan forbital oleh elektron harus dihormatiprinsip energi minimum. Menurut prinsip ini, elektron dalam keadaan dasar mengisi orbit dengan tingkat energi minimum. Energi sublevel ditentukan oleh jumlah bilangan kuantumn + = E .

Aturan pertama Klechkovsky: pertama isi sublevel yang manan + = E minimal.

Aturan kedua Klechkovsky: dalam hal kesetaraann + ℓ untuk beberapa sublevel, sublevel yangn minimal .

Saat ini, 109 elemen diketahui.

2. Energi ionisasi, afinitas elektron dan keelektronegatifan.

Karakteristik yang paling penting dari konfigurasi elektron atom adalah energi ionisasi (EI) atau potensial ionisasi (IP) dan afinitas elektron atom (SE). Energi ionisasi adalah perubahan energi dalam proses pelepasan elektron dari atom bebas pada 0 K: A = + + ē . Ketergantungan energi ionisasi pada nomor atom Z unsur, ukuran jari-jari atom memiliki karakter periodik yang diucapkan.

Afinitas elektron (SE) adalah perubahan energi yang menyertai penambahan elektron ke atom terisolasi dengan pembentukan ion negatif pada 0 K: A + = A - (atom dan ion berada dalam keadaan dasar). Dalam hal ini, elektron menempati orbital atom bebas (LUAO) terendah jika VZAO ditempati oleh dua elektron. SE sangat bergantung pada konfigurasi elektron orbitalnya.

Perubahan EI dan SE berkorelasi dengan perubahan banyak sifat unsur dan senyawanya, yang digunakan untuk memprediksi sifat-sifat ini dari nilai EI dan SE. Halogen memiliki afinitas elektron absolut tertinggi. Dalam setiap golongan dalam tabel periodik unsur, potensial ionisasi atau EI berkurang dengan bertambahnya jumlah unsur, yang dikaitkan dengan peningkatan jari-jari atom dan dengan peningkatan jumlah lapisan elektron, dan yang berkorelasi baik dengan peningkatan daya reduksi elemen.

Tabel 1 Tabel Periodik Unsur memberikan nilai EI dan SE dalam eV/atom. Perhatikan bahwa nilai SE yang tepat hanya diketahui untuk beberapa atom; nilainya digarisbawahi pada Tabel 1.

Tabel 1

Energi ionisasi pertama (EI), afinitas elektron (SE) dan keelektronegatifan ) atom-atom dalam sistem periodik.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1.26()				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						HAIs

- Keelektronegatifan Pauling

r- jari-jari atom, (dari "Laboratorium dan kelas seminar dalam kimia umum dan anorganik", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Komposisi molekul. Yaitu, oleh atom apa molekul itu terbentuk, dalam jumlah berapa, dengan ikatan apa atom-atom ini terhubung. Semua ini menentukan sifat molekul, dan, karenanya, sifat zat yang membentuk molekul-molekul ini.

Misalnya, sifat-sifat air: transparansi, fluiditas, kemampuan menyebabkan karat, justru disebabkan oleh adanya dua atom hidrogen dan satu atom oksigen.

Oleh karena itu, sebelum melanjutkan ke studi tentang sifat-sifat molekul (yaitu, sifat-sifat zat), perlu untuk mempertimbangkan "bahan penyusun" di mana molekul-molekul ini terbentuk. Memahami struktur atom.

Bagaimana atom diatur?

Atom adalah partikel yang jika digabungkan satu sama lain akan membentuk molekul.

Atom itu sendiri terdiri dari inti bermuatan positif (+) dan kulit elektron bermuatan negatif (-). Secara umum, atom bersifat netral secara listrik. Artinya, muatan inti sama dalam nilai absolut dengan muatan kulit elektron.

Inti dibentuk oleh partikel-partikel berikut:

• Proton. Satu proton membawa muatan +1. Massanya adalah 1 sma (satuan massa atom). Partikel-partikel ini tentu ada di dalam nukleus.

• neutron. Neutron tidak bermuatan (muatan = 0). Massanya adalah 1 sma. Neutron mungkin tidak berada di dalam nukleus. Ini bukan komponen inti atom yang diperlukan.

Dengan demikian, proton bertanggung jawab atas muatan total inti. Karena satu neutron bermuatan +1, maka muatan inti sama dengan jumlah proton.

Kulit elektron, seperti namanya, dibentuk oleh partikel yang disebut elektron. Jika kita membandingkan inti atom dengan planet, maka elektron adalah satelitnya. Berputar di sekitar nukleus (untuk saat ini mari kita bayangkan bahwa dalam orbit, tetapi sebenarnya dalam orbit), mereka membentuk kulit elektron.

• Elektron merupakan partikel yang sangat kecil. Massanya sangat kecil sehingga dianggap 0. Tetapi muatan elektron adalah -1. Artinya, modulus sama dengan muatan proton, berbeda tandanya. Karena satu elektron membawa muatan -1, muatan total kulit elektron sama dengan jumlah elektron di dalamnya.

Salah satu konsekuensi penting, karena atom adalah partikel yang tidak memiliki muatan (muatan inti dan muatan kulit elektron sama dalam nilai absolut, tetapi berlawanan tanda), yaitu netral secara listrik, oleh karena itu, jumlah elektron dalam suatu atom sama dengan jumlah proton.

Bagaimana atom dari unsur kimia yang berbeda berbeda satu sama lain?

Atom dari unsur kimia yang berbeda berbeda satu sama lain dalam muatan inti (yaitu, jumlah proton, dan, akibatnya, jumlah elektron).

Bagaimana cara mengetahui muatan inti atom suatu unsur? Ahli kimia domestik yang brilian D. I. Mendeleev, setelah menemukan hukum periodik, dan mengembangkan tabel yang dinamai menurut namanya, memberi kami kesempatan untuk melakukan ini. Penemuannya jauh di depan kurva. Ketika struktur atom belum diketahui, Mendeleev menyusun unsur-unsur dalam tabel berdasarkan kenaikan muatan inti.

Artinya, nomor urut suatu unsur dalam sistem periodik adalah muatan inti atom suatu unsur tertentu. Misalnya, oksigen memiliki nomor seri masing-masing 8, muatan inti atom oksigen adalah +8. Dengan demikian, jumlah proton adalah 8, dan jumlah elektron adalah 8.

Elektron dalam kulit elektronlah yang menentukan sifat kimia atom, tetapi lebih lanjut tentang itu nanti.

Sekarang mari kita bicara tentang massa.

Satu proton adalah satu satuan massa, satu neutron juga merupakan satu satuan massa. Oleh karena itu, jumlah neutron dan proton dalam inti disebut nomor massa. (Elektron tidak mempengaruhi massa dengan cara apa pun, karena kita mengabaikan massanya dan menganggapnya sama dengan nol).

Satuan massa atom (a.m.u.) adalah besaran fisika khusus untuk menyatakan massa kecil partikel yang membentuk atom.

Ketiga atom ini adalah atom dari satu unsur kimia - hidrogen. Karena mereka memiliki muatan inti yang sama.

Bagaimana mereka akan berbeda? Atom-atom ini memiliki nomor massa yang berbeda (karena jumlah neutron yang berbeda). Atom pertama memiliki nomor massa 1, yang kedua memiliki 2, dan yang ketiga memiliki 3.

Atom-atom dari unsur yang sama yang berbeda dalam jumlah neutron (dan karenanya nomor massa) disebut isotop.

Isotop hidrogen yang disajikan bahkan memiliki nama sendiri:

• Isotop pertama (nomor massa 1) disebut protium.
• Isotop kedua (nomor massa 2) disebut deuterium.
• Isotop ketiga (dengan nomor massa 3) disebut tritium.

Sekarang pertanyaan masuk akal berikutnya adalah: mengapa jika jumlah neutron dan proton dalam nukleus adalah bilangan bulat, massanya adalah 1 sma, maka dalam sistem periodik massa atom adalah bilangan pecahan. Untuk belerang, misalnya: 32.066.

Jawaban: suatu unsur memiliki beberapa isotop, mereka berbeda satu sama lain dalam nomor massa. Oleh karena itu, massa atom dalam tabel periodik adalah nilai rata-rata massa atom semua isotop suatu unsur, dengan mempertimbangkan kemunculannya di alam. Massa ini, yang diberikan dalam sistem periodik, disebut massa atom relatif.

Untuk perhitungan kimia, indikator "atom rata-rata" seperti itu digunakan. Massa atom dibulatkan ke bilangan bulat terdekat.

Struktur kulit elektron.

Sifat kimia atom ditentukan oleh struktur kulit elektronnya. Elektron di sekitar nukleus tidak diatur bagaimanapun. Elektron terlokalisasi dalam orbital elektron.

Orbital elektronik- ruang di sekitar inti atom, di mana kemungkinan menemukan elektron paling besar.

Sebuah elektron memiliki satu parameter kuantum yang disebut spin. Jika kita mengambil definisi klasik dari mekanika kuantum, maka putaran adalah momentum sudut intrinsik partikel. Dalam bentuk yang disederhanakan, ini dapat direpresentasikan sebagai arah rotasi partikel di sekitar porosnya.

Elektron adalah partikel dengan putaran setengah bilangan bulat, elektron dapat memiliki putaran +½ atau -½. Secara konvensional, ini dapat direpresentasikan sebagai rotasi searah jarum jam dan berlawanan arah jarum jam.

Tidak lebih dari dua elektron dengan spin berlawanan dapat berada dalam satu orbital elektron.

Penunjukan tempat tinggal elektronik yang diterima secara umum adalah sel atau tanda hubung. Elektron ditunjukkan oleh panah: panah atas adalah elektron dengan spin positif +½, panah bawah adalah elektron dengan spin negatif -½.

Elektron yang berdiri sendiri dalam suatu orbital disebut tidak berpasangan. Dua elektron pada orbital yang sama disebut berpasangan.

Orbital elektronik dibagi menjadi empat jenis tergantung pada bentuknya: s, p, d, f. Orbital dengan bentuk yang sama membentuk sublevel. Jumlah orbital pada sublevel ditentukan oleh jumlah kemungkinan lokasi di ruang angkasa.

1. s orbital.

Orbital s berbentuk bola:

Di luar angkasa, orbital s hanya dapat ditemukan dengan satu cara:

Oleh karena itu, sublevel s hanya dibentuk oleh satu orbital s.

1. p-orbital.

Orbital p berbentuk seperti halter:

Di luar angkasa, orbital p hanya dapat ditemukan dengan tiga cara:

Oleh karena itu, sublevel p dibentuk oleh tiga orbital p.

1. orbital d.

Orbital d memiliki bentuk yang kompleks:

Di luar angkasa, orbital d dapat ditemukan dalam lima cara berbeda. Oleh karena itu, sublevel d dibentuk oleh lima orbital d.

1. orbital f

Orbital f memiliki bentuk yang lebih kompleks. Di luar angkasa, orbital f dapat ditempatkan dalam tujuh cara berbeda. Oleh karena itu, sublevel f dibentuk oleh tujuh orbital f.

Kulit elektron atom seperti kue puff. Ini juga memiliki lapisan. Elektron yang terletak pada lapisan yang berbeda memiliki energi yang berbeda: pada lapisan yang lebih dekat ke inti - lebih sedikit, pada lapisan yang jauh dari inti - lebih banyak. Lapisan ini disebut tingkat energi.

Pengisian orbital elektron.

Tingkat energi pertama hanya memiliki sublevel-s:

Pada tingkat energi kedua, ada sublevel s dan sublevel p muncul:

Pada tingkat energi ketiga, muncul sublevel s, sublevel p, dan sublevel d:

Pada tingkat energi keempat, pada prinsipnya, sublevel f ditambahkan. Tetapi dalam kursus sekolah, orbital f tidak terisi, jadi kami tidak dapat menggambarkan sublevel f:

Banyaknya tingkat energi dalam atom suatu unsur adalah nomor periode. Saat mengisi orbital elektron, prinsip-prinsip berikut harus diikuti:

1. Setiap elektron mencoba untuk menempati posisi dalam atom di mana energinya akan minimal. Artinya, pertama tingkat energi pertama diisi, lalu yang kedua, dan seterusnya.

Untuk menggambarkan struktur kulit elektron, rumus elektronik juga digunakan. Rumus elektronik adalah catatan satu baris pendek dari distribusi elektron oleh sublevel.

1. Pada sublevel, setiap elektron pertama-tama mengisi orbital yang kosong. Dan masing-masing memiliki spin +½ (panah atas).

Dan hanya setelah ada satu elektron di setiap orbital sublevel, elektron berikutnya menjadi berpasangan - yaitu, ia menempati orbital yang sudah memiliki elektron:

1. d-sublevel diisi dengan cara khusus.

Faktanya adalah bahwa energi sublevel d lebih tinggi daripada energi sublevel s dari lapisan energi BERIKUTNYA. Dan seperti yang kita ketahui, elektron mencoba mengambil posisi itu di dalam atom, di mana energinya akan minimal.

Oleh karena itu, setelah sublevel 3p diisi, sublevel 4s diisi terlebih dahulu, setelah itu sublevel 3d diisi.

Dan hanya setelah sublevel 3d terisi penuh, sublevel 4p terisi.

Itu sama dengan tingkat energi ke-4. Setelah sublevel 4p terisi, selanjutnya diisi sublevel 5s, disusul sublevel 4d. Dan setelah itu hanya 5p.

1. Dan ada satu poin lagi, satu aturan tentang pengisian sublevel d.

Kemudian ada fenomena yang disebut kegagalan. Dalam kasus kegagalan, satu elektron dari sublevel s dari tingkat energi berikutnya secara harfiah jatuh ke elektron d.

Keadaan dasar dan keadaan tereksitasi atom.

Atom-atom yang konfigurasi elektronnya telah kita bangun sekarang disebut atom-atom dalam kondisi dasar. Artinya, ini adalah keadaan yang normal, alami, jika Anda suka.

Ketika sebuah atom menerima energi dari luar, eksitasi dapat terjadi.

Perangsangan adalah transisi elektron berpasangan ke orbital kosong, dalam tingkat energi luar.

Misalnya, untuk atom karbon:

Eksitasi adalah karakteristik dari banyak atom. Ini harus diingat, karena eksitasi menentukan kemampuan atom untuk mengikat satu sama lain. Hal utama yang harus diingat adalah kondisi di mana eksitasi dapat terjadi: elektron berpasangan dan orbital kosong di tingkat energi terluar.

Ada atom yang memiliki beberapa keadaan tereksitasi:

Konfigurasi elektron ion

Ion adalah partikel yang diubah menjadi atom dan molekul dengan mendapatkan atau kehilangan elektron. Partikel-partikel ini memiliki muatan, karena mereka "tidak cukup" elektron, atau kelebihannya. Ion bermuatan positif disebut kation, negatif - anion.

Atom klorin (tidak bermuatan) memperoleh elektron. Elektron memiliki muatan 1- (satu minus), masing-masing, terbentuk partikel yang memiliki muatan negatif berlebih. anion klorin:

Cl 0 + 1e → Cl –

Atom litium (juga tidak bermuatan) kehilangan elektron. Sebuah elektron memiliki muatan 1+ (satu plus), sebuah partikel terbentuk, dengan kekurangan muatan negatif, yaitu muatannya positif. kation litium:

Li 0 – 1e → Li +

Berubah menjadi ion, atom memperoleh konfigurasi sedemikian rupa sehingga tingkat energi eksternal menjadi "indah", yaitu terisi penuh. Konfigurasi ini adalah yang paling stabil secara termodinamika, sehingga ada alasan bagi atom untuk berubah menjadi ion.

Dan oleh karena itu, atom-atom dari unsur-unsur golongan VIII-A (golongan kedelapan dari subkelompok utama), sebagaimana dinyatakan dalam paragraf berikutnya, adalah gas mulia, sehingga tidak aktif secara kimia. Mereka memiliki struktur berikut dalam keadaan dasar: tingkat energi luar terisi penuh. Atom-atom lain, seolah-olah, cenderung memperoleh konfigurasi gas paling mulia ini, dan karenanya berubah menjadi ion dan membentuk ikatan kimia.