Chimicalele sunt lucrurile care alcătuiesc lumea din jurul nostru.
Proprietățile fiecărei substanțe chimice sunt împărțite în două tipuri: acestea sunt chimice, care caracterizează capacitatea sa de a forma alte substanțe, și fizice, care sunt observate în mod obiectiv și pot fi considerate izolat de transformările chimice. Deci, de exemplu, proprietățile fizice ale unei substanțe sunt starea ei de agregare (solidă, lichidă sau gazoasă), conductivitatea termică, capacitatea termică, solubilitatea în diverse medii (apă, alcool etc.), densitatea, culoarea, gustul etc. .
Transformarea unor substanțe chimice în alte substanțe se numește fenomene chimice sau reacții chimice. Trebuie remarcat faptul că există și fenomene fizice, care, evident, sunt însoțite de o modificare a oricăror proprietăți fizice ale unei substanțe fără transformarea acesteia în alte substanțe. Fenomenele fizice, de exemplu, includ topirea gheții, înghețarea sau evaporarea apei etc.
Faptul că în timpul oricărui proces are loc un fenomen chimic se poate concluziona prin observarea semnelor caracteristice ale reacțiilor chimice, precum schimbarea culorii, precipitarea, degajarea de gaze, degajarea căldurii și/sau luminii.
Deci, de exemplu, o concluzie despre cursul reacțiilor chimice poate fi făcută observând:
Formarea sedimentului la fierberea apei, numită scară în viața de zi cu zi;
Eliberarea de căldură și lumină în timpul arderii unui foc;
Schimbarea culorii unei felii de măr proaspăt în aer;
Formarea de bule de gaz în timpul fermentației aluatului etc.
Cele mai mici particule de materie, care în procesul reacțiilor chimice practic nu suferă modificări, ci doar într-un mod nou sunt conectate între ele, se numesc atomi.
Însăși ideea existenței unor astfel de unități de materie a apărut în Grecia antică în mintea filozofilor antici, ceea ce explică de fapt originea termenului „atom”, deoarece „atomos” tradus literal din greacă înseamnă „indivizibil”.
Cu toate acestea, spre deosebire de ideea filosofilor greci antici, atomii nu sunt minimul absolut al materiei, adică. ele însele au o structură complexă.
Fiecare atom este format din așa-numitele particule subatomice - protoni, neutroni și electroni, notate respectiv prin simbolurile p + , n o și e - . Superscriptul din notația utilizată indică faptul că protonul are o sarcină unitară pozitivă, electronul are o sarcină unitară negativă și neutronul nu are sarcină.
În ceea ce privește structura calitativă a atomului, fiecare atom are toți protonii și neutronii concentrați în așa-numitul nucleu, în jurul căruia electronii formează un înveliș de electroni.
Protonul și neutronul au practic aceleași mase, adică. m p ≈ m n , iar masa electronilor este de aproape 2000 de ori mai mică decât masa fiecăruia dintre ei, adică. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
Deoarece proprietatea fundamentală a unui atom este neutralitatea sa electrică, iar sarcina unui electron este egală cu sarcina unui proton, se poate concluziona din aceasta că numărul de electroni din orice atom este egal cu numărul de protoni.
Deci, de exemplu, tabelul de mai jos arată compoziția posibilă a atomilor:
Tipul de atomi cu aceeași sarcină nucleară, adică cu același număr de protoni în nucleele lor se numește element chimic. Astfel, din tabelul de mai sus, putem concluziona că atom1 și atom2 aparțin unui element chimic, iar atom3 și atom4 aparțin altui element chimic.
Fiecare element chimic are propriul său nume și simbol individual, care este citit într-un anumit mod. Deci, de exemplu, cel mai simplu element chimic, ai cărui atomii conțin un singur proton în nucleu, poartă numele „hidrogen” și este notat cu simbolul „H”, care se citește „cenuşă”, iar elementul chimic cu o sarcină nucleară de +7 (adică care conține 7 protoni) - „azot”, are simbolul „N”, care se citește ca „en”.
După cum puteți vedea din tabelul de mai sus, atomii unui element chimic pot diferi în ceea ce privește numărul de neutroni din nuclee.
Atomii aparținând aceluiași element chimic, dar având un număr diferit de neutroni și, ca urmare, masă, se numesc izotopi.
Deci, de exemplu, elementul chimic hidrogen are trei izotopi - 1 H, 2 H și 3 H. Indicii 1, 2 și 3 de deasupra simbolului H înseamnă numărul total de neutroni și protoni. Acestea. știind că hidrogenul este un element chimic, care se caracterizează prin faptul că există un proton în nucleele atomilor săi, putem concluziona că nu există deloc neutroni în izotopul 1 H (1-1 = 0), în izotopul 2 H - 1 neutron (2-1=1) iar în izotopul 3H - doi neutroni (3-1=2). Deoarece, după cum sa menționat deja, un neutron și un proton au aceleași mase, iar masa unui electron este neglijabilă în comparație cu acestea, aceasta înseamnă că izotopul 2 H este aproape de două ori mai greu decât izotopul 1 H, iar izotopul 3 H. izotopul este de trei ori mai greu. În legătură cu o răspândire atât de mare în masele de izotopi de hidrogen, izotopilor 2 H și 3 H au primit chiar nume și simboluri individuale separate, ceea ce nu este tipic pentru niciun alt element chimic. Izotopul 2H a fost numit deuteriu și a primit simbolul D, iar izotopului 3H a primit numele de tritiu și simbolul T.
Dacă luăm masa protonului și neutronului ca unitate și neglijăm masa electronului, de fapt, indicele din stânga sus, în plus față de numărul total de protoni și neutroni din atom, poate fi considerat masa lui și prin urmare, acest indice se numește număr de masă și este notat cu simbolul A. Deoarece sarcina nucleului oricărui proton corespunde atomului, iar sarcina fiecărui proton este considerat condiționat egal cu +1, numărul de protoni din nucleul se numește numărul de sarcină (Z). Notând numărul de neutroni dintr-un atom cu litera N, matematic relația dintre numărul de masă, numărul de sarcină și numărul de neutroni poate fi exprimată astfel:
Conform conceptelor moderne, electronul are o natură duală (particulă-undă). Are proprietățile atât ale unei particule, cât și ale unei unde. La fel ca o particulă, un electron are o masă și o sarcină, dar, în același timp, fluxul de electroni, ca o undă, este caracterizat de capacitatea de difracție.
Pentru a descrie starea unui electron dintr-un atom se folosesc conceptele de mecanică cuantică, conform cărora electronul nu are o traiectorie specifică de mișcare și poate fi localizat în orice punct al spațiului, dar cu probabilități diferite.
Regiunea spațiului din jurul nucleului unde este cel mai probabil să se găsească un electron se numește orbital atomic.
Un orbital atomic poate avea o formă, dimensiune și orientare diferite. Un orbital atomic se mai numește și nor de electroni.
Grafic, un orbital atomic este de obicei notat ca o celulă pătrată:
Mecanica cuantică are un aparat matematic extrem de complex, prin urmare, în cadrul unui curs de chimie școlară, sunt luate în considerare doar consecințele teoriei mecanicii cuantice.
Conform acestor consecințe, orice orbital atomic și un electron situat pe el sunt complet caracterizate de 4 numere cuantice.
- Numărul cuantic principal - n - determină energia totală a unui electron într-un orbital dat. Gama de valori ale numărului cuantic principal este toate numerele naturale, adică. n = 1,2,3,4, 5 etc.
- Numărul cuantic orbital - l - caracterizează forma orbitalului atomic și poate lua orice valori întregi de la 0 la n-1, unde n, reamintire, este numărul cuantic principal.
Se numesc orbitalii cu l = 0 s-orbitali. S-orbitalii sunt sferici și nu au o direcție în spațiu:
Se numesc orbitalii cu l = 1 p-orbitali. Acești orbitali au forma unei figuri tridimensionale opt, adică. forma obținută prin rotirea figurii opt în jurul axei de simetrie și seamănă în exterior cu o gantere:
Se numesc orbitalii cu l = 2 d-orbitali, iar cu l = 3 – f-orbitali. Structura lor este mult mai complexă.
3) Numărul cuantic magnetic - m l - determină orientarea spațială a unui anumit orbital atomic și exprimă proiecția momentului unghiular orbital pe direcția câmpului magnetic. Numărul cuantic magnetic m l corespunde orientării orbitalului în raport cu direcția vectorului intensității câmpului magnetic extern și poate lua orice valori întregi de la –l la +l, inclusiv 0, adică. numărul total de valori posibile este (2l+1). Deci, de exemplu, cu l = 0 m l = 0 (o valoare), cu l = 1 m l = -1, 0, +1 (trei valori), cu l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (cinci valori ale numărului cuantic magnetic), etc.
Deci, de exemplu, orbitalii p, i.e. orbitalii cu un număr cuantic orbital l = 1, având forma unei „figura opt tridimensionale”, corespund trei valori ale numărului cuantic magnetic (-1, 0, +1), care, la rândul lor, corespunde pe trei direcții în spațiu perpendiculare una pe cealaltă.
4) Numărul cuantic de spin (sau pur și simplu spin) - m s - poate fi considerat condiționat responsabil pentru direcția de rotație a unui electron într-un atom, el poate lua valori. Electronii cu spini diferite sunt indicați prin săgeți verticale care indică în direcții diferite: ↓ și .
Setul tuturor orbitalilor dintr-un atom care au aceeași valoare a numărului cuantic principal se numește nivel de energie sau înveliș de electroni. Orice nivel de energie arbitrar cu un număr n este format din n 2 orbitali.
Setul de orbitali cu aceleași valori ale numărului cuantic principal și ale numărului cuantic orbital este un subnivel energetic.
Fiecare nivel de energie, care corespunde numărului cuantic principal n, conține n subniveluri. La rândul său, fiecare subnivel de energie cu un număr cuantic orbital l este format din (2l+1) orbitali. Astfel, substratul s este format dintr-un orbital s, substratul p - trei orbitali p, substratul d - cinci orbitali d, iar substratul f - șapte orbitali f. Deoarece, așa cum sa menționat deja, un orbital atomic este adesea notat cu o celulă pătrată, subnivelurile s-, p-, d- și f- pot fi reprezentate grafic după cum urmează:
Fiecare orbital corespunde unui set individual strict definit de trei numere cuantice n, l și m l .
Distribuția electronilor în orbitali se numește configurație electronică.
Umplerea orbitalilor atomici cu electroni are loc în conformitate cu trei condiții:
- Principiul energiei minime: Electronii umplu orbitalii pornind de la cel mai scăzut subnivel de energie. Secvența subnivelurilor în ordinea creșterii energiei este următoarea: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Pentru a facilita amintirea acestei secvențe de umplere a subnivelurilor electronice, următoarea ilustrație grafică este foarte convenabilă:
- principiul Pauli: Fiecare orbital poate conține cel mult doi electroni.
Dacă există un electron în orbital, atunci se numește nepereche, iar dacă sunt doi, atunci se numesc pereche de electroni.
- regula lui Hund: cea mai stabilă stare a unui atom este cea în care, în cadrul unui subnivel, atomul are numărul maxim posibil de electroni nepereche. Această stare cea mai stabilă a atomului se numește stare fundamentală.
De fapt, cele de mai sus înseamnă că, de exemplu, plasarea electronilor 1, 2, 3 și 4 pe trei orbitali ai subnivelului p va fi efectuată după cum urmează:
Umplerea orbitalilor atomici de la hidrogen, care are un număr de sarcină de 1, la kripton (Kr) cu un număr de încărcare de 36, se va realiza după cum urmează:
O reprezentare similară a ordinii în care sunt umpluți orbitalii atomici se numește diagramă energetică. Pe baza diagramelor electronice ale elementelor individuale, le puteți nota așa-numitele formule electronice (configurații). Deci, de exemplu, un element cu 15 protoni și, ca urmare, 15 electroni, i.e. fosforul (P) va avea următoarea diagramă energetică:
Când este tradus într-o formulă electronică, atomul de fosfor va lua forma:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Cifrele de dimensiuni normale din stânga simbolului subnivelului arată numărul nivelului de energie, iar superscriptele din dreapta simbolului subnivelului arată numărul de electroni din subnivelul corespunzător.
Mai jos sunt formulele electronice ale primelor 36 de elemente ale D.I. Mendeleev.
| perioadă | Articol nr. | simbol | titlu | formula electronica |
| eu | 1 | H | hidrogen | 1s 1 |
| 2 | El | heliu | 1s2 | |
| II | 3 | Li | litiu | 1s2 2s1 |
| 4 | Fi | beriliu | 1s2 2s2 | |
| 5 | B | bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | carbon | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | azot | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | oxigen | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | N / A | sodiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | mg | magneziu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | aluminiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | siliciu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fosfor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | sulf | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | clor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | potasiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | calciu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | sc | scandiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanadiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | crom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s pe d subnivel | |
| 25 | Mn | mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | fier | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | co | cobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | nichel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | cupru | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s pe d subnivel | |
| 30 | Zn | zinc | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | galiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | GE | germaniu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | La fel de | arsenic | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | seleniu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | brom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | kr | cripton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
După cum sa menționat deja, în starea lor fundamentală, electronii din orbitalii atomici sunt aranjați conform principiului energiei minime. Cu toate acestea, în prezența orbitalilor p gol în starea fundamentală a unui atom, adesea, atunci când i se transmite energie în exces, atomul poate fi transferat în așa-numita stare excitată. Deci, de exemplu, un atom de bor în starea sa fundamentală are o configurație electronică și o diagramă energetică de următoarea formă:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Și în starea excitată (*), adică. atunci când se distribuie ceva energie atomului de bor, configurația sa electronică și diagrama energetică vor arăta astfel:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
În funcție de ce subnivel al atomului este umplut ultimul, elementele chimice sunt împărțite în s, p, d sau f.
Aflarea elementelor s, p, d și f în tabelul D.I. Mendeleev:
- Elementele s au ultimul subnivel s care trebuie umplut. Aceste elemente includ elemente ale subgrupurilor principale (în stânga în celula tabelului) ale grupelor I și II.
- Pentru elementele p, subnivelul p este umplut. Elementele p includ ultimele șase elemente ale fiecărei perioade, cu excepția primei și a șaptelea, precum și a elementelor principalelor subgrupuri ale grupurilor III-VIII.
- Elementele d sunt situate între elementele s și p în perioade mari.
- Elementele f se numesc lantanide și actinide. Ele sunt plasate în partea de jos a mesei de către D.I. Mendeleev.
Atom(din grecescul atomos - indivizibil) - o particulă unică, indivizibilă din punct de vedere chimic, a unui element chimic, purtător al proprietăților unei substanțe. Substanțele sunt formate din atomi. Atomul însuși este format dintr-un nucleu încărcat pozitiv și un nor de electroni încărcat negativ. În general, atomul este neutru din punct de vedere electric. Mărimea unui atom este complet determinată de mărimea norului său de electroni, deoarece dimensiunea nucleului este neglijabilă în comparație cu dimensiunea norului de electroni. Miezul este alcătuit din Z protoni încărcați pozitiv (sarcina de protoni corespunde cu +1 în unități arbitrare) și N neutroni care nu poartă o sarcină (numărul de neutroni poate fi egal sau puțin mai mare sau mai mic decât protonii). Protonii și neutronii se numesc nucleoni, adică particule ale nucleului. Astfel, sarcina nucleului este determinată doar de numărul de protoni și este egală cu numărul de serie al elementului din tabelul periodic. Sarcina pozitivă a nucleului este compensată de electroni încărcați negativ (sarcina de electroni -1 în unități arbitrare), care formează un nor de electroni. Numărul de electroni este egal cu numărul de protoni. Masele de protoni și neutroni sunt egale (1 și, respectiv, 1 amu). Masa unui atom este determinată în principal de masa nucleului său, deoarece masa unui electron este de aproximativ 1836 de ori mai mică decât masa unui proton și a unui neutron și este rareori luată în considerare în calcule. Numărul exact de neutroni poate fi găsit prin diferența dintre masa unui atom și numărul de protoni ( N=A-Z). Tipul de atomi ai oricărui element chimic cu un nucleu format dintr-un număr strict definit de protoni (Z) și neutroni (N) se numește nuclid (acestea pot fi fie elemente diferite cu același număr total de nucleoni (izobare) fie neutroni. (izotone) sau un element chimic - un număr de protoni, dar un număr diferit de neutroni (izomeri)).
Deoarece aproape întreaga masă este concentrată în nucleul unui atom, dar dimensiunile sale sunt neglijabile în comparație cu volumul total al atomului, nucleul este luat în mod condiționat ca un punct material care se odihnește în centrul atomului, iar atomul însuși este considerat ca un sistem de electroni. Într-o reacție chimică, nucleul unui atom nu este afectat (cu excepția reacțiilor nucleare), la fel ca nivelurile electronice interne, ci sunt implicați doar electronii învelișului electronic exterior. Din acest motiv, este necesar să se cunoască proprietățile unui electron și regulile de formare a învelișurilor de electroni ale atomilor.
Proprietățile electronilor
Înainte de a studia proprietățile electronului și regulile de formare a nivelurilor electronice, este necesar să se abordeze istoria formării ideilor despre structura atomului. Nu vom lua în considerare întreaga istorie a formării structurii atomice, ci ne vom opri doar asupra celor mai relevante și mai „corecte” idei care pot arăta cel mai clar modul în care electronii sunt localizați în atom. Prezența atomilor ca constituenți elementari ai materiei a fost sugerată pentru prima dată de filozofii greci antici (dacă începeți să împărțiți orice corp în jumătate, jumătate în jumătate și așa mai departe, atunci acest proces nu va putea continua la infinit; ne vom opri la o particulă pe care nu o mai putem împărți - aceasta și va fi un atom). După aceea, istoria structurii atomului a trecut printr-o cale dificilă și idei diferite, cum ar fi indivizibilitatea atomului, modelul Thomson al atomului și altele. Cel mai apropiat a fost modelul atomului propus de Ernest Rutherford în 1911. El a comparat atomul cu sistemul solar, unde nucleul atomului a acționat ca soare, iar electronii s-au mișcat în jurul lui ca niște planete. Plasarea electronilor pe orbite staționare a fost un pas foarte important în înțelegerea structurii atomului. Cu toate acestea, un astfel de model planetar al structurii atomului era în conflict cu mecanica clasică. Faptul este că atunci când un electron se mișca pe orbită, acesta trebuia să piardă energia potențială și în cele din urmă „să cadă” pe nucleu, iar atomul trebuia să înceteze să mai existe. Un astfel de paradox a fost eliminat prin introducerea de postulate de către Niels Bohr. Conform acestor postulate, electronul s-a deplasat pe orbite staționare în jurul nucleului și în condiții normale nu a absorbit și nu a emis energie. Postulatele arată că legile mecanicii clasice nu sunt potrivite pentru a descrie atomul. Acest model al atomului se numește modelul Bohr-Rutherford. Continuarea structurii planetare a atomului este modelul mecanic cuantic al atomului, conform căruia vom lua în considerare electronul.
Un electron este o cvasi-particulă, care arată dualitate undă-particulă: este atât o particulă (corpuscul) cât și o undă în același timp. Proprietățile unei particule includ masa unui electron și sarcina acestuia, iar proprietățile undei - capacitatea de difracție și interferență. Legătura dintre undă și proprietățile corpusculare ale unui electron este reflectată în ecuația de Broglie:
λ = h m v , (\displaystyle \lambda =(\frac (h)(mv)),)Unde λ (\displaystyle \lambda )
- lungimea de undă, - masa particulei, - viteza particulei, - constanta lui Planck = 6,63 10 -34 J s.
Pentru un electron, este imposibil să se calculeze traiectoria mișcării sale, putem vorbi doar despre probabilitatea de a găsi un electron într-un loc sau altul în jurul nucleului. Din acest motiv, ei nu vorbesc despre orbitele electronului în jurul nucleului, ci despre orbitali - spațiul din jurul nucleului, în care probabilitate găsirea unui electron depășește 95%. Pentru un electron, este imposibil să se măsoare cu precizie atât coordonatele, cât și viteza în același timp (principiul de incertitudine al lui Heisenberg).
Δ x ∗ m ∗ Δ v > ℏ 2 (\displaystyle \Delta x*m*\Delta v>(\frac (\hbar )(2)))Unde ∆ x (\displaystyle \Delta x)
- incertitudinea coordonatei electronilor, ∆ v (\displaystyle \Delta v)
- eroare de măsurare a vitezei, ħ=h/2π=1,05 10 -34 J s
Cu cât măsuram mai precis coordonatele electronului, cu atât eroarea este mai mare în măsurarea vitezei acestuia și invers: cu cât cunoaștem mai exact viteza electronului, cu atât este mai mare incertitudinea în coordonatele acestuia.
Prezența proprietăților de undă ale unui electron ne permite să îi aplicăm ecuația de undă Schrödinger.
∂ 2 Ψ ∂ x 2 + ∂ 2 Ψ ∂ y 2 + ∂ 2 Ψ ∂ z 2 + 8 π 2 m h (E − V) Ψ = 0 (\displaystyle (\frac ((\partial )^(2)\Psi )(\partial x^(2)))+(\frac ((\partial )^(2)\Psi )(\partial y^(2)))+(\frac ((\partial )^(2) \Psi )(\partial z^(2)))+(\frac (8(\pi ^(2))m)(h))\left(E-V\right)\Psi =0)
unde este energia totală a electronului, energia potențială a electronului, semnificația fizică a funcției Ψ (\displaystyle \psi )
- rădăcina pătrată a probabilității de a găsi un electron în spațiu cu coordonate X, yși z(nucleul este considerat originea).
Ecuația prezentată este scrisă pentru un sistem cu un electron. Pentru sistemele care conțin mai mult de un electron, principiul descrierii rămâne același, dar ecuația ia o formă mai complexă. Soluția grafică a ecuației Schrödinger este geometria orbitalilor atomici. Deci, orbitalul s are forma unei bile, orbitalul p are forma unui opt cu un „nod” la origine (pe nucleu, unde probabilitatea de a găsi un electron tinde spre zero).
În cadrul teoriei mecanice cuantice moderne, un electron este descris printr-un set de numere cuantice: n
, l
, m l
, s
și Domnișoară
. Conform principiului Pauli, un atom nu poate avea doi electroni cu un set complet identic de toate numerele cuantice.
Numărul cuantic principal n
determină nivelul de energie al unui electron, adică la ce nivel electronic se află un anumit electron. Numărul cuantic principal poate lua numai valori întregi mai mari decât 0: n
=1;2;3... Valoare maximă n
pentru un anumit atom al unui element corespunde numărului perioadei în care elementul se află în tabelul periodic al lui D. I. Mendeleev.
Număr cuantic orbital (suplimentar). l
determină geometria norului de electroni. Poate lua valori întregi de la 0 la n
-unu. Pentru valorile numărului cuantic suplimentar l
se folosește denumirea literei:
| sens l | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
|---|---|---|---|---|---|
| desemnarea literei | s | p | d | f | g |
Orbitalul S este sferic, orbitalul p este în formă de opt. Orbitalii rămași au o structură foarte complexă, cum ar fi orbitalul d prezentat în figură.
Electronii în niveluri și orbitali nu sunt aranjați aleatoriu, ci conform regulii Klechkovsky, conform căreia umplerea electronilor are loc conform principiului energiei minime, adică în ordinea crescătoare a sumei numerelor cuantice principale și orbitale. n +l . În cazul în care suma pentru cele două opțiuni de umplere este aceeași, se umple inițial cel mai scăzut nivel de energie (de exemplu: când n =3 a l =2 și n =4 a l =1 va umple inițial nivelul 3). Număr cuantic magnetic m l determină locația orbitalului în spațiu și poate lua o valoare întreagă din -l inainte de +l , inclusiv 0. O singură valoare este posibilă pentru orbital s m l =0. Pentru orbitalul p, există deja trei valori -1, 0 și +1, adică orbitalul p poate fi situat de-a lungul a trei axe de coordonate x, y și z.
dispunerea orbitalilor in functie de valoare m l
Electronul are propriul său moment unghiular - spinul, notat cu numărul cuantic s . Spinul electronului este o valoare constantă și egală cu 1/2. Fenomenul de spin poate fi reprezentat condiționat ca o mișcare în jurul propriei axe. Inițial, spinul unui electron a fost echivalat cu mișcarea planetei în jurul propriei axe, dar o astfel de comparație este eronată. Spinul este un fenomen pur cuantic care nu are analogi în mecanica clasică.
Atom- cea mai mică particulă a unei substanțe care este indivizibilă din punct de vedere chimic. În secolul al XX-lea, structura complexă a atomului a fost elucidată. Atomii sunt formați din încărcați pozitiv nucleeși un înveliș format din electroni încărcați negativ. Sarcina totală a unui atom liber este zero, deoarece sarcinile nucleului și învelișul de electroni echilibrează reciproc. În acest caz, sarcina nucleului este egală cu numărul elementului din tabelul periodic ( numar atomic) și este egal cu numărul total de electroni (sarcina electronilor este -1).
Nucleul atomic este alcătuit din încărcare pozitivă protoniși particule neutre - neutroni care nu au taxa. Caracteristicile generalizate ale particulelor elementare din compoziția unui atom pot fi prezentate sub forma unui tabel:
Numărul de protoni este egal cu sarcina nucleului, deci egal cu numărul atomic. Pentru a afla numărul de neutroni dintr-un atom, este necesar să se scadă sarcina nucleară (numărul de protoni) din masa atomică (suma maselor de protoni și neutroni).
De exemplu, în atomul de sodiu 23 Na, numărul de protoni este p = 11, iar numărul de neutroni este n = 23 − 11 = 12
Numărul de neutroni din atomii aceluiași element poate fi diferit. Astfel de atomi se numesc izotopi .
Învelișul de electroni a atomului are și o structură complexă. Electronii sunt localizați pe niveluri de energie (straturi electronice).
Numărul nivelului caracterizează energia electronilor. Acest lucru se datorează faptului că particulele elementare pot transmite și primi energie nu în cantități arbitrar mici, ci în anumite porțiuni - cuante. Cu cât nivelul este mai mare, cu atât electronul are mai multă energie. Deoarece cu cât energia sistemului este mai mică, cu atât este mai stabil (comparați stabilitatea scăzută a unei pietre în vârful unui munte, care are o energie potențială mare, și poziția stabilă a aceleiași pietre pe câmpia de dedesubt, când energia este mult mai mică), nivelurile cu energie electronică scăzută sunt umplute mai întâi și abia apoi - ridicate.
Numărul maxim de electroni pe care îi poate ține un nivel poate fi calculat folosind formula:
N \u003d 2n 2, unde N este numărul maxim de electroni la nivel,
n - număr de nivel.
Atunci pentru primul nivel N = 2 1 2 = 2,
pentru al doilea N = 2 2 2 = 8 etc.
Numărul de electroni la nivelul exterior pentru elementele subgrupurilor principale (A) este egal cu numărul grupului.
În majoritatea tabelelor periodice moderne, aranjarea electronilor pe niveluri este indicată în celula cu elementul. Foarte importantînțelegeți că nivelurile sunt citite jos sus, care corespunde energiei lor. Prin urmare, o coloană de numere într-o celulă cu sodiu:
1
8
2
la nivelul 1 - 2 electroni,
la nivelul 2 - 8 electroni,
la nivelul 3 - 1 electron
Atenție, o greșeală foarte frecventă!
Distribuția electronilor pe niveluri poate fi reprezentată sub formă de diagramă:
11 Na)))
2 8 1
Dacă tabelul periodic nu indică distribuția electronilor pe niveluri, te poți ghida după:
- numărul maxim de electroni: la primul nivel, nu mai mult de 2 e - ,
pe 2 - 8 e - ,
la nivel extern - 8 e − ; - numărul de electroni la nivelul exterior (pentru primele 20 de elemente, este același cu numărul grupului)
Atunci, pentru sodiu, cursul raționamentului va fi după cum urmează:
- Numărul total de electroni este 11, prin urmare, primul nivel este umplut și conține 2 e − ;
- Al treilea nivel exterior conține 1 e − (grupul I)
- Al doilea nivel conține electronii rămași: 11 − (2 + 1) = 8 (complet umplut)
* Pentru o distincție mai clară între un atom liber și un atom dintr-un compus, un număr de autori propun utilizarea termenului „atom” doar pentru a se referi la un atom liber (neutru) și pentru a se referi la toți atomii, inclusiv cei din compuși, ei propun termenul de „particule atomice”. Timpul va spune cum va evolua soarta acestor termeni. Din punctul nostru de vedere, un atom, prin definiție, este o particulă, prin urmare, expresia „particule atomice” poate fi considerată ca o tautologie („ulei de unt”).
2. Sarcină. Calculul cantității de substanță a unuia dintre produșii de reacție, dacă se cunoaște masa substanței de pornire.
Exemplu:
Ce cantitate de substanță hidrogen va fi eliberată în timpul interacțiunii zincului cu acidul clorhidric cu o greutate de 146 g?
Decizie:
- Scriem ecuația reacției: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
- Găsiți masa molară a acidului clorhidric: M (HCl) \u003d 1 + 35,5 \u003d 36,5 (g / mol)
(ne uităm la masa molară a fiecărui element, numeric egală cu masa atomică relativă, în tabelul periodic sub semnul elementului și o rotunjim la numere întregi, cu excepția clorului, care este luat ca 35,5) - Găsiți cantitatea de substanță acid clorhidric: n (HCl) \u003d m / M \u003d 146 g / 36,5 g / mol \u003d 4 mol
- Scriem datele disponibile deasupra ecuației de reacție, iar sub ecuație - numărul de moli conform ecuației (egal cu coeficientul din fața substanței):
4 mol x mol
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
2 mol 1 mol - Facem o proporție:
4 mol - X cârtiță
2 mol - 1 mol
(sau cu explicatii:
din 4 moli de acid clorhidric se obtine X mol de hidrogen
și din 2 mol - 1 mol) - Găsim X:
X= 4 mol 1 mol / 2 mol = 2 mol
Răspuns: 2 mol.
Conceptul de atom a apărut în lumea antică pentru a desemna particulele de materie. În greacă, atom înseamnă „indivizibil”.
Electronii
Fizicianul irlandez Stoney, pe baza unor experimente, a ajuns la concluzia că electricitatea este transportată de cele mai mici particule care există în atomii tuturor elementelor chimice. În 1891$, Stoney a propus să numească aceste particule electroni, care în greacă înseamnă „chihlimbar”.
La câțiva ani după ce electronul și-a primit numele, fizicianul englez Joseph Thomson și fizicianul francez Jean Perrin au demonstrat că electronii poartă o sarcină negativă. Aceasta este cea mai mică sarcină negativă, care în chimie este luată ca unitate $(–1)$. Thomson a reușit chiar să determine viteza electronului (este egală cu viteza luminii - $300.000$ km/s) și masa electronului (este de $1836$ ori mai mică decât masa atomului de hidrogen).
Thomson și Perrin au conectat polii unei surse de curent cu două plăci metalice - un catod și un anod, lipite într-un tub de sticlă, din care aerul a fost evacuat. Când s-a aplicat o tensiune de aproximativ 10 mii de volți plăcilor electrodului, o descărcare luminoasă a fulgerat în tub, iar particulele au zburat de la catod (polul negativ) la anod (polul pozitiv), pe care oamenii de știință l-au numit prima dată. raze catodice, și apoi a aflat că era un flux de electroni. Electronii, lovind substanțe speciale aplicate, de exemplu, pe un ecran de televizor, provoacă o strălucire.
S-a făcut concluzia: electronii scapă din atomii materialului din care este făcut catodul.
Electronii liberi sau fluxul lor pot fi obținuți și în alte moduri, de exemplu, prin încălzirea unui fir metalic sau prin căderea luminii asupra metalelor formate din elemente din subgrupul principal al grupei I a tabelului periodic (de exemplu, cesiu).
Starea electronilor într-un atom
Starea unui electron într-un atom este înțeleasă ca un set de informații despre energie electron specific în spaţiuîn care se află. Știm deja că un electron dintr-un atom nu are o traiectorie de mișcare, adică. pot vorbi doar despre probabilități găsindu-l în spaţiul din jurul nucleului. Poate fi situat în orice parte a acestui spațiu care înconjoară nucleul, iar totalitatea diferitelor sale poziții este considerată ca un nor de electroni cu o anumită densitate de sarcină negativă. Figurat, acest lucru poate fi imaginat după cum urmează: dacă ar fi posibil să se fotografieze poziția unui electron într-un atom în sutimi sau milionatimi de secundă, ca într-un finisaj foto, atunci electronul din astfel de fotografii ar fi reprezentat ca un punct. Suprapunerea a nenumărate astfel de fotografii ar avea ca rezultat o imagine a unui nor de electroni cu cea mai mare densitate acolo unde există majoritatea acestor puncte.
Figura prezintă o „tăiere” a unei astfel de densități de electroni într-un atom de hidrogen care trece prin nucleu, iar linia întreruptă delimitează sfera în care probabilitatea de a găsi un electron este de $90%$. Conturul cel mai apropiat de nucleu acoperă regiunea spațiului în care probabilitatea de a găsi un electron este $10%$, probabilitatea de a găsi un electron în interiorul celui de-al doilea contur din nucleu este $20%$, în interiorul celui de-al treilea - $≈30 %$ etc. Există o oarecare incertitudine în starea electronului. Pentru a caracteriza această stare specială, fizicianul german W. Heisenberg a introdus conceptul de principiul incertitudinii, adică a arătat că este imposibil să se determine simultan și exact energia și locația electronului. Cu cât energia unui electron este determinată mai precis, cu atât poziția sa este mai incertă și invers, după ce s-a determinat poziția, este imposibil să se determine energia electronului. Regiunea cu probabilitate de detectare a electronilor nu are granițe clare. Cu toate acestea, este posibil să se evidențieze spațiul în care probabilitatea de a găsi un electron este maximă.
Spațiul din jurul nucleului atomic, în care electronul este cel mai probabil să se găsească, se numește orbital.
Conține aproximativ 90%$ din norul de electroni, ceea ce înseamnă că aproximativ 90%$ din timpul în care electronul se află în această parte a spațiului. După formă, se disting $4$ dintre tipurile de orbitali cunoscute în prezent, care sunt notați cu literele latine $s, p, d$ și $f$. O reprezentare grafică a unor forme de orbitali electronici este prezentată în figură.
Cea mai importantă caracteristică a mișcării unui electron pe o anumită orbită este energia conexiunii acestuia cu nucleul. Electronii cu valori energetice similare formează un singur stratul electronic, sau nivel de energie. Nivelurile de energie sunt numerotate începând de la nucleu: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ și $7$.
Un număr întreg $n$ care denotă numărul nivelului de energie se numește număr cuantic principal.
Caracterizează energia electronilor care ocupă un anumit nivel de energie. Electronii din primul nivel energetic, cel mai aproape de nucleu, au cea mai mică energie. În comparație cu electronii de la primul nivel, electronii de la nivelul următor sunt caracterizați de o cantitate mare de energie. În consecință, electronii de la nivelul exterior sunt cei mai puțin puternic legați de nucleul atomului.
Numărul de niveluri de energie (straturi electronice) dintr-un atom este egal cu numărul perioadei din sistemul lui D. I. Mendeleev, căruia îi aparține elementul chimic: atomii elementelor primei perioade au un singur nivel de energie; a doua perioadă - două; a șaptea perioadă - șapte.
Cel mai mare număr de electroni din nivelul de energie este determinat de formula:
unde $N$ este numărul maxim de electroni; $n$ este numărul de nivel sau numărul cuantic principal. În consecință: primul nivel de energie cel mai apropiat de nucleu nu poate conține mai mult de doi electroni; pe al doilea - nu mai mult de $8$; pe a treia - nu mai mult de $18$; pe a patra - nu mai mult de $32$. Și cum sunt, la rândul lor, aranjate nivelurile de energie (straturile electronice)?
Începând de la al doilea nivel energetic $(n = 2)$, fiecare dintre niveluri este subdivizat în subniveluri (substraturi), ușor diferite unele de altele prin energia de legare cu nucleul.
Numărul de subniveluri este egal cu valoarea numărului cuantic principal: primul nivel de energie are un subnivel; al doilea - doi; a treia - trei; al patrulea este patru. Subnivelurile, la rândul lor, sunt formate din orbitali.
Fiecare valoare de $n$ corespunde numărului de orbitali egal cu $n^2$. Conform datelor prezentate în tabel, este posibilă urmărirea relației dintre numărul cuantic principal $n$ și numărul de subniveluri, tipul și numărul de orbitali și numărul maxim de electroni pe subnivel și nivel.
Numărul cuantic principal, tipurile și numărul de orbitali, numărul maxim de electroni la subniveluri și niveluri.
| Nivel de energie $(n)$ | Numărul de subniveluri egal cu $n$ | Tip orbital | Numărul de orbitali | Numărul maxim de electroni | ||
| la subnivel | în nivel egal cu $n^2$ | la subnivel | la un nivel egal cu $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | 1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | 2 s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | 3 s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| 3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | 4 s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| 4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Se obișnuiește să se desemneze subnivelurile cu litere latine, precum și forma orbitalilor din care constau: $s, p, d, f$. Asa de:
- $s$-subnivel - primul subnivel al fiecărui nivel energetic cel mai apropiat de nucleul atomic, este format dintr-un $s$-orbital;
- $p$-subnivel - al doilea subnivel al fiecăruia, cu excepția primului, nivelul energetic, este format din trei $p$-orbitali;
- $d$-subnivel - al treilea subnivel al fiecăruia, începând cu al treilea nivel energetic, este format din cinci $d$-orbitali;
- Subnivelul $f$ al fiecăruia, începând de la al patrulea nivel de energie, este format din șapte $f$-orbitali.
nucleul atomic
Dar nu numai electronii fac parte din atomi. Fizicianul Henri Becquerel a descoperit că un mineral natural care conține sare de uraniu emite și radiații necunoscute, luminând filme fotografice care sunt închise de lumină. Acest fenomen a fost numit radioactivitate.
Există trei tipuri de raze radioactive:
- $α$-razele, care constau din $α$-particule având o sarcină de $2$ ori mai mare decât sarcina unui electron, dar cu semn pozitiv, și o masă de $4$ ori mai mare decât masa unui atom de hidrogen;
- Razele $β$ sunt un flux de electroni;
- Razele $γ$ sunt unde electromagnetice cu o masă neglijabilă care nu poartă o sarcină electrică.
În consecință, atomul are o structură complexă - constă dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni.
Cum este aranjat atomul?
În 1910, la Cambridge, lângă Londra, Ernest Rutherford împreună cu studenții și colegii săi au studiat împrăștierea particulelor $α$ care treceau prin folie subțire de aur și cădeau pe un ecran. Particulele alfa au deviat de obicei de la direcția inițială doar cu un grad, confirmând, se pare, uniformitatea și uniformitatea proprietăților atomilor de aur. Și deodată, cercetătorii au observat că unele particule $α$ și-au schimbat brusc direcția traseului, ca și cum ar întâlni un fel de obstacol.
Prin plasarea ecranului în fața foliei, Rutherford a reușit să detecteze chiar și acele cazuri rare în care particulele $α$, reflectate de atomii de aur, zburau în direcția opusă.
Calculele au arătat că fenomenele observate ar putea apărea dacă întreaga masă a atomului și toată sarcina lui pozitivă ar fi concentrate într-un nucleu central minuscul. Raza nucleului, după cum s-a dovedit, este de 100.000 de ori mai mică decât raza întregului atom, acea zonă în care există electroni care au o sarcină negativă. Dacă aplicăm o comparație figurativă, atunci întregul volum al atomului poate fi asemănat cu stadionul Luzhniki, iar nucleul poate fi asemănat cu o minge de fotbal situată în centrul terenului.
Un atom al oricărui element chimic este comparabil cu un sistem solar minuscul. Prin urmare, un astfel de model al atomului, propus de Rutherford, se numește planetar.
Protoni și neutroni
Se pare că micul nucleu atomic, în care este concentrată întreaga masă a atomului, este format din particule de două tipuri - protoni și neutroni.
Protoni au o sarcină egală cu sarcina electronilor, dar opus în semnul $(+1)$, și o masă egală cu masa unui atom de hidrogen (este acceptată în chimie ca unitate). Protonii sunt notați cu $↙(1)↖(1)p$ (sau $р+$). Neutroni nu poartă o sarcină, sunt neutre și au masa egală cu masa unui proton, adică. $1$. Neutronii sunt notați cu $↙(0)↖(1)n$ (sau $n^0$).
Protonii și neutronii sunt numiți în mod colectiv nucleonii(din lat. nucleu- miez).
Se numește suma numărului de protoni și neutroni dintr-un atom numar de masa. De exemplu, numărul de masă al unui atom de aluminiu:
Deoarece masa electronului, care este neglijabilă, poate fi neglijată, este evident că întreaga masă a atomului este concentrată în nucleu. Electronii se notează astfel: $e↖(-)$.
Deoarece atomul este neutru din punct de vedere electric, este, de asemenea, evident că că numărul de protoni și electroni dintr-un atom este același. Este egal cu numărul atomic al elementului chimic atribuite acestuia în Tabelul Periodic. De exemplu, nucleul unui atom de fier conține $26$ protoni, iar $26$ electroni se învârt în jurul nucleului. Și cum se determină numărul de neutroni?
După cum știți, masa unui atom este suma masei protonilor și neutronilor. Cunoscând numărul ordinal al elementului $(Z)$, i.e. numărul de protoni și numărul de masă $(A)$, egal cu suma numerelor de protoni și neutroni, puteți găsi numărul de neutroni $(N)$ folosind formula:
De exemplu, numărul de neutroni dintr-un atom de fier este:
$56 – 26 = 30$.
Tabelul prezintă principalele caracteristici ale particulelor elementare.
Caracteristicile de bază ale particulelor elementare.
izotopi
Varietățile de atomi ai aceluiași element care au aceeași sarcină nucleară, dar numere de masă diferite sunt numite izotopi.
Cuvânt izotop este format din două cuvinte grecești: isos- la fel și topos- loc, înseamnă „ocupând un loc” (celulă) în sistemul periodic de elemente.
Elementele chimice găsite în natură sunt un amestec de izotopi. Astfel, carbonul are trei izotopi cu masa de $12, 13, 14$; oxigen - trei izotopi cu o masă de $16, 17, 18$ etc.
De obicei, dată în sistemul periodic, masa atomică relativă a unui element chimic este valoarea medie a maselor atomice ale unui amestec natural de izotopi ai unui element dat, ținând cont de abundența lor relativă în natură, prin urmare, valorile masele atomice sunt destul de des fracționate. De exemplu, atomii naturali de clor sunt un amestec de doi izotopi - $35$ (există $75%$ în natură) și $37$ (există $25%$); prin urmare, masa atomică relativă a clorului este de $35,5$. Izotopii clorului se scriu după cum urmează:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ și $↖(37)↙(17)(Cl)$
Proprietățile chimice ale izotopilor de clor sunt exact aceleași cu izotopii majorității elementelor chimice, cum ar fi potasiul, argonul:
$↖(39)↙(19)(K)$ și $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ și $↖(40)↙(18) )(Ar)$
Cu toate acestea, izotopii de hidrogen diferă foarte mult în proprietăți datorită creșterii dramatice a masei lor atomice relative; li s-au dat chiar denumiri individuale și semne chimice: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuteriu - $↖(2)↙(1)(H)$, sau $↖(2)↙(1)(D)$; tritiu - $↖(3)↙(1)(H)$ sau $↖(3)↙(1)(T)$.
Acum este posibil să se dea o definiție modernă, mai riguroasă și științifică a unui element chimic.
Un element chimic este o colecție de atomi cu aceeași sarcină nucleară.
Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor primelor patru perioade
Luați în considerare maparea configurațiilor electronice ale atomilor elementelor după perioadele sistemului lui D. I. Mendeleev.
Elemente ale primei perioade.
Schemele structurii electronice a atomilor arată distribuția electronilor peste straturile electronice (nivelurile de energie).
Formulele electronice ale atomilor arată distribuția electronilor pe niveluri și subniveluri de energie.
Formulele electronice grafice ale atomilor arată distribuția electronilor nu numai în niveluri și subniveluri, ci și în orbiti.
Într-un atom de heliu, primul strat de electroni este complet - are $2$ electroni.
Hidrogenul și heliul sunt $s$-elemente, acești atomi au $s$-orbitali plini cu electroni.
Elemente ale perioadei a doua.
Pentru toate elementele din a doua perioadă, primul strat de electroni este umplut, iar electronii umplu orbitalii $s-$ și $p$ ai celui de-al doilea strat de electroni în conformitate cu principiul energiei minime (mai întâi $s$, apoi $p$) si regulile lui Pauli si Hund.
În atomul de neon, al doilea strat de electroni este complet - are $8$ electroni.
Elemente ale perioadei a treia.
Pentru atomii elementelor din a treia perioadă, primul și al doilea strat de electroni sunt completați, astfel încât al treilea strat de electroni este umplut, în care electronii pot ocupa subnivelurile 3s, 3p și 3d.
Structura învelișurilor de electroni ale atomilor elementelor din perioada a treia.
Un orbital $3,5$-electron este completat la atomul de magneziu. $Na$ și $Mg$ sunt elemente $s$.
Pentru aluminiu și elementele ulterioare, subnivelul $3d$ este umplut cu electroni.
| $↙(18)(Ar)$ Argon |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Într-un atom de argon, stratul exterior (al treilea strat de electroni) are $8$ electroni. Pe măsură ce stratul exterior este finalizat, dar în total, în al treilea strat de electroni, după cum știți deja, pot exista 18 electroni, ceea ce înseamnă că elementele din a treia perioadă au $3d$-orbitali rămase neumplute.
Toate elementele de la $Al$ la $Ar$ - $p$ -elemente.
$s-$ și $r$ -elemente formă principalele subgrupuriîn sistemul periodic.
Elemente ale perioadei a patra.
Atomii de potasiu și calciu au un al patrulea strat de electroni, subnivelul $4s$ este umplut, deoarece are mai puțină energie decât subnivelul $3d$. Pentru a simplifica formulele electronice grafice ale atomilor elementelor din perioada a patra:
- notăm condiționat formula electronică grafică a argonului astfel: $Ar$;
- nu vom descrie subnivelurile care nu sunt umplute pentru acești atomi.
$K, Ca$ - $s$ -elemente, incluse în principalele subgrupe. Pentru atomii de la $Sc$ la $Zn$, subnivelul 3d este umplut cu electroni. Acestea sunt elemente de $3d$. Sunt incluși în subgrupuri laterale, stratul lor de electroni pre-extern este umplut, se face referire la ei elemente de tranziție.
Acordați atenție structurii învelișurilor de electroni ale atomilor de crom și cupru. În ele, un electron „cade” de la $4s-$ la subnivelul $3d$, ceea ce se explică prin stabilitatea energetică mai mare a configurațiilor electronice rezultate $3d^5$ și $3d^(10)$:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Simbol element, număr de serie, nume | Diagrama structurii electronice | Formula electronica | Formula electronică grafică |
| $↙(19)(K)$ Potasiu |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Calciu |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Scandiu |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titan |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanadiu |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Сu)$ Crom |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ sau $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Zinc |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ sau $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ Galiu |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ sau $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Krypton |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ sau $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
În atomul de zinc, al treilea strat de electroni este complet - toate subnivelurile $3s, 3p$ și $3d$ sunt umplute în el, în total există $18$ de electroni pe ele.
În elementele care urmează zincului, al patrulea strat de electroni, subnivelul $4p$, continuă să fie umplut. Elemente de la $Ga$ la $Kr$ - $r$ -elemente.
Stratul exterior (al patrulea) al unui atom de cripton este completat, are $8$ de electroni. Dar doar în al patrulea strat de electroni, după cum știți, pot exista 32$ de electroni; atomul de cripton are încă subniveluri $4d-$ și $4f$ necompletate.
Elementele perioadei a cincea umple subnivelurile în următoarea ordine: $5s → 4d → 5р$. Și există și excepții legate de „eșecul” electronilor, pentru $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ apar în perioadele a șasea și a șaptea -elemente, adică elemente ale căror subniveluri $4f-$ și, respectiv, $5f$ ale celui de-al treilea strat electronic exterior sunt umplute.
4f$ -elemente numit lantanide.
$5f$ -elemente numit actinide.
Ordinea de umplere a subnivelurilor electronice în atomii elementelor din perioada a șasea: $↙(55)Cs$ și $↙(56)Ba$ - $6s$-elemente; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemente; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemente; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemente. Dar chiar și aici există elemente în care ordinea de umplere a orbitalilor de electroni este încălcată, ceea ce, de exemplu, este asociat cu o mai mare stabilitate energetică a subnivelurilor $f$ pline la jumătate și complet, adică. $nf^7$ și $nf^(14)$.
În funcție de subnivelul atomului umplut cu electroni, toate elementele, așa cum ați înțeles deja, sunt împărțite în patru familii electronice sau blocuri:
- $s$ -elemente; subnivelul $s$ al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; $s$-elementele includ hidrogenul, heliul si elementele principalelor subgrupe ale grupelor I si II;
- $r$ -elemente; subnivelul $p$ al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; $p$-elementele includ elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor III–VIII;
- $d$ -elemente; subnivelul $d$ al nivelului preextern al atomului este umplut cu electroni; $d$-elementele includ elemente ale subgrupurilor secundare ale grupelor I–VIII, i.e. elemente de decenii intercalate de perioade mari situate între $s-$ şi $p-$elemente. Se mai numesc si ei elemente de tranziție;
- $f$ -elemente;$f-$subnivelul celui de-al treilea nivel al atomului din exterior este umplut cu electroni; acestea includ lantanide și actinide.
Configurația electronică a atomului. Stările fundamentale și excitate ale atomilor
Fizicianul elvețian W. Pauli în 1925$ a stabilit că Un atom poate avea cel mult doi electroni într-un orbital. având rotiri opuse (antiparalele) (tradus din engleză ca ax), adică posedând astfel de proprietăți care pot fi imaginate condiționat ca rotația unui electron în jurul axei sale imaginare în sensul acelor de ceasornic sau în sens invers acelor de ceasornic. Acest principiu se numește principiul Pauli.
Dacă există un electron într-un orbital, atunci se numește nepereche, dacă doi, atunci asta electroni perechi, adică electroni cu spini opuși.
Figura prezintă o diagramă a împărțirii nivelurilor de energie în subniveluri.
$s-$ Orbital, după cum știți deja, are o formă sferică. Electronul atomului de hidrogen $(n = 1)$ este situat pe acest orbital și este nepereche. Potrivit acestuia a lui formula electronica, sau configuratie electronica, este scris astfel: $1s^1$. În formulele electronice, numărul nivelului de energie este indicat de numărul din fața literei $ (1 ...) $, litera latină denotă subnivelul (tipul orbital), iar numărul care este scris în dreapta lui litera (ca exponent) arată numărul de electroni din subnivel.
Pentru un atom de heliu He, care are doi electroni perechi în același $s-$orbital, această formulă este: $1s^2$. Învelișul de electroni a atomului de heliu este complet și foarte stabil. Heliul este un gaz nobil. Al doilea nivel de energie $(n = 2)$ are patru orbiti, unul $s$ și trei $p$. Electronii $s$-orbitali de nivel al doilea (orbitalii $2s$) au o energie mai mare, deoarece sunt la o distanță mai mare de nucleu decât electronii orbitalului $1s$ $(n = 2)$. În general, pentru fiecare valoare de $n$ există câte un $s-$orbital, dar cu o cantitate corespunzătoare de energie electronică pe el și, prin urmare, cu un diametru corespunzător, crescând cu valoarea de $n$.$s- $Creșterile orbitale, după cum știți deja, au o formă sferică. Electronul atomului de hidrogen $(n = 1)$ este situat pe acest orbital și este nepereche. Prin urmare, formula sa electronică, sau configurația electronică, este scrisă după cum urmează: $1s^1$. În formulele electronice, numărul nivelului de energie este indicat de numărul din fața literei $ (1 ...) $, litera latină denotă subnivelul (tipul orbital), iar numărul care este scris în dreapta lui litera (ca exponent) arată numărul de electroni din subnivel.
Pentru un atom de heliu $He$, care are doi electroni perechi în același $s-$orbital, această formulă este: $1s^2$. Învelișul de electroni a atomului de heliu este complet și foarte stabil. Heliul este un gaz nobil. Al doilea nivel de energie $(n = 2)$ are patru orbiti, unul $s$ și trei $p$. Electronii $s-$orbitalii de al doilea nivel ($2s$-orbitalii) au o energie mai mare, deoarece sunt la o distanță mai mare de nucleu decât electronii orbitalului $1s$ $(n = 2)$. În general, pentru fiecare valoare de $n$ există câte un $s-$orbital, dar cu o cantitate corespunzătoare de energie electronică pe el și, prin urmare, cu un diametru corespunzător, crescând pe măsură ce valoarea lui $n$ crește. 
$r-$ Orbital Are forma unei gantere, sau volumul opt. Toți cei trei $p$-orbitali sunt localizați în atom reciproc perpendicular de-a lungul coordonatelor spațiale trasate prin nucleul atomului. Trebuie subliniat din nou că fiecare nivel de energie (stratul electronic), începând de la $n= 2$, are trei $p$-orbitali. Pe masura ce valoarea lui $n$ creste, electronii ocupa $p$-orbitali situati la distante mari de nucleu si indreptati de-a lungul axelor $x, y, z$.
Pentru elementele din a doua perioadă $(n = 2)$, se umple mai întâi un $s$-orbital, apoi trei $p$-orbitali; formula electronică $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Electronul $2s^1$ este legat mai slab de nucleul atomic, așa că un atom de litiu îl poate ceda cu ușurință (după cum probabil vă amintiți, acest proces se numește oxidare), transformându-se într-un ion de litiu $Li^+$.
În atomul de beriliu Be, al patrulea electron este de asemenea plasat în orbital $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Cei doi electroni exteriori ai atomului de beriliu se desprind usor - $B^0$ este oxidat in cationul $Be^(2+)$.
Al cincilea electron al atomului de bor ocupă orbitalul $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. În continuare, se umple orbitalii $2p$ ai atomilor $C, N, O, F$, care se termină cu gazul nobil de neon: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Pentru elementele din a treia perioadă, sunt completați orbitalii $3s-$ și, respectiv, $3p$. Cinci $d$-orbitali ai celui de-al treilea nivel rămân liberi:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Uneori, în diagramele care înfățișează distribuția electronilor în atomi, este indicat doar numărul de electroni la fiecare nivel de energie, adică. scrieți formule electronice abreviate ale atomilor elementelor chimice, în contrast cu formulele electronice complete de mai sus, de exemplu:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Pentru elementele de perioade mari (a patra și a cincea), primii doi electroni ocupă respectiv $4s-$ și $5s$-orbitali: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Pornind de la al treilea element al fiecărei perioade mari, următorii zece electroni vor merge la orbitalii anteriori $3d-$, respectiv $4d-$(pentru elementele subgrupurilor secundare): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. De regulă, atunci când subnivelul $d$ anterior este completat, subnivelul exterior (respectiv $4p-$ și $5p-$) $p-$ va începe să fie completat: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
Pentru elementele de perioade mari - a șasea și a șaptea incompletă - nivelurile și subnivelurile electronice sunt umplute cu electroni, de regulă, după cum urmează: primii doi electroni intră în $s-$subnivelul exterior: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; următorul electron (pentru $La$ și $Ca$) la subnivelul $d$ anterior: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ și $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Apoi următorii $14$ de electroni vor intra în al treilea nivel de energie din exterior, orbitalii $4f$ și $5f$ ai lantonidelor și, respectiv, actinidelor: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Apoi, al doilea nivel de energie din exterior ($d$-subnivel) va începe să se acumuleze din nou pentru elementele subgrupurilor laterale: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Și, în sfârșit, numai după ce subnivelul $d$ este complet umplut cu zece electroni, subnivelul $p$ va fi umplut din nou: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Foarte des, structura învelișurilor de electroni ale atomilor este descrisă folosind energie sau celule cuantice - ei notează așa-numitele formule electronice grafice. Pentru această înregistrare se folosește următoarea notație: fiecare celulă cuantică este notată cu o celulă care corespunde unui orbital; fiecare electron este indicat printr-o săgeată corespunzătoare direcției spinului. Când scrieți o formulă electronică grafică, trebuie reținute două reguli: principiul Pauli, conform căreia o celulă (orbital) nu poate avea mai mult de doi electroni, dar cu spin antiparalel, și F. regula lui Hund, conform căreia electronii ocupă celulele libere mai întâi pe rând și au aceeași valoare de spin și abia apoi se perechează, dar spinii, conform principiului Pauli, vor fi deja direcționați opus.
Atom este o particulă neutră din punct de vedere electric constând dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ.Structura nucleelor atomice
Nuclei de atomi constau din particule elementare de doua tipuri: protoni(p) și neutroni(n). Se numește suma protonilor și neutronilor din nucleul unui atom numărul de nucleon:,
Unde DAR- numărul nucleonilor, N- numărul de neutroni, Z este numărul de protoni.
Protonii au sarcină pozitivă (+1), neutronii nu au sarcină (0), electronii au sarcină negativă (-1). Masele unui proton și ale unui neutron sunt aproximativ aceleași, se iau egale cu 1. Masa unui electron este mult mai mică decât masa unui proton, de aceea este neglijată în chimie, având în vedere că întreaga masă a unui atom este concentrat în nucleul său.
Numărul de protoni încărcați pozitiv din nucleu este egal cu numărul de electroni încărcați negativ, apoi atomul ca întreg neutru din punct de vedere electric.
Atomii cu aceeași sarcină nucleară sunt element chimic.
Se numesc atomii diferitelor elemente nuclizi.
izotopi- atomi ai aceluiasi element, avand un numar de nucleoni diferit datorita unui numar diferit de neutroni din nucleu.
Izotopi ai hidrogenului
| Nume | A | Z | N |
| Protium N | 1 | 1 | 0 |
| Deuteriu D | 2 | 1 | 1 |
| Tritiu T | 3 | 1 | 2 |
dezintegrare radioactivă
Nucleele nuclizilor se pot degrada odată cu formarea de nuclee a altor elemente, precum și a altor particule. Dezintegrarea spontană a atomilor anumitor elemente se numește radioactiv yu, și astfel de substanțe - radioactivși. Radioactivitatea este însoțită de emisia de particule elementare și unde electromagnetice - radiatii G.
Ecuația dezintegrarii nucleare- reactii nucleare- se scriu astfel:
Se numește timpul necesar pentru ca jumătate din atomii unui nuclid dat să se descompună jumătate de viață.
Elementele care conțin numai izotopi radioactivi sunt numite radioactiv s. Acestea sunt elementele 61 și 84-107.
Tipuri de dezintegrare radioactivă
1) -rozpa e. -se emit particule, i.e. nucleele unui atom de heliu. În acest caz, numărul de nucleoni al izotopului scade cu 4, iar sarcina nucleului scade cu 2 unități, de exemplu: 2) -rozpa e. Într-un nucleu instabil, un neutron se transformă într-un proton, în timp ce nucleul emite electroni și antineutrini. În timpul dezintegrarii, numărul nucleonilor nu se modifică, iar sarcina nucleară crește cu 1, de exemplu:
3) -rozpa e. Un nucleu excitat emite raze cu o lungime de undă foarte scurtă, în timp ce energia nucleului scade, numărul nucleonilor și sarcina nucleului nu se modifică, de exemplu:
Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor primelor trei perioade
Electronul are o natură duală: se poate comporta atât ca o particulă, cât și ca o undă. Un electron dintr-un atom nu se mișcă de-a lungul anumitor traiectorii, ci poate fi localizat în orice parte din jurul spațiului nuclear, dar probabilitatea de a fi în diferite părți ale acestui spațiu nu este aceeași. Se numește zona din jurul nucleului unde este probabil să se afle un electron orbital Yu. Fiecare electron dintr-un atom este situat la o anumită distanță de nucleu în funcție de rezerva sa de energie. Electronii cu mai mult sau mai puțin aceeași formă de energie energie rіvnși, sau stratul electronicși.
Numărul de niveluri de energie umplute cu electroni într-un atom al unui element dat este egal cu numărul perioadei în care se află.
Numărul de electroni din nivelul de energie exterior este egal cu numărul grupului, înpe care se află elementul.
În cadrul aceluiași nivel de energie, electronii pot diferi ca formă e noriiși, sau orbitalși. Există astfel de forme de orbitali:
s-forma:
p-forma:
Există, de asemenea d-, f-orbitale si altele cu o forma mai complexa.
Electronii cu aceeași formă a norului de electroni formează la fel alimentare cu energieși: s-, p-, d-, f-subniveluri.
Numărul de subniveluri la fiecare nivel de energie este egal cu numărul acestui nivel.
În cadrul aceluiași subnivel de energie, este posibilă o distribuție diferită a orbitalilor în spațiu. Deci, într-un sistem de coordonate tridimensional pentru s Orbitalii pot avea o singură poziție:
pentru R-orbitali - trei:
pentru d-orbitali - cinci, pentru f-orbitali - sapte.
Orbitalii reprezinta:
s-subnivel-
p-subnivel-
d-subnivel-
Un electron din diagrame este indicat printr-o săgeată care indică spinul său. Spinul este rotația unui electron în jurul axei sale. Este indicat printr-o săgeată: sau . Doi electroni în același orbital sunt scrieți, dar nu.
Nu pot exista mai mult de doi electroni într-un orbital ( principiul Pauli).
Principiul energiei minime th : într-un atom, fiecare electron este situat astfel încât energia lui să fie minimă (ceea ce corespunde celei mai mari legături cu nucleul).
De exemplu, distribuția electronilor în atomul de clorîn:
Un electron nepereche determină valența clorului în această stare - I.
În timpul primirii de energie suplimentară (iradiere, încălzire), este posibilă separarea electronilor (promovare). Această stare a atomului se numește zbudzheni m. În acest caz, numărul de electroni nepereche crește și, în consecință, valența atomului se modifică.
Starea excitată a atomului de clorîn :
În consecință, printre numărul de electroni nepereche, clorul poate avea valențe III, V și VII.
