Lekcia je venovaná formovaniu predstáv o komplexnej štruktúre atómu. Uvažuje sa o stave elektrónov v atóme, zavádzajú sa pojmy "atómový orbitál a elektrónový oblak", formy orbitálov (s--, p-, d-orbitály). Do úvahy sa berú aj aspekty ako maximálny počet elektrónov na energetických úrovniach a podúrovniach, rozloženie elektrónov na energetických úrovniach a podúrovniach v atómoch prvkov prvých štyroch periód, valenčné elektróny s-, p- a d-prvkov. Je uvedená grafická schéma štruktúry elektrónových vrstiev atómov (elektrón-grafický vzorec).

Téma: Štruktúra atómu. Periodický zákon D.I. Mendelejev

Lekcia: Štruktúra atómu

Preložené z gréčtiny slovo „ atóm" znamená „nedeliteľný“. Boli však objavené javy, ktoré demonštrujú možnosť jeho delenia. Ide o emisiu röntgenových lúčov, emisiu katódových lúčov, fenomén fotoelektrického javu, fenomén rádioaktivity. Elektróny, protóny a neutróny sú častice, ktoré tvoria atóm. Volajú sa subatomárne častice.

Tab. jeden

Jadro väčšiny atómov obsahuje okrem protónov neutróny ktoré nenesú žiadny poplatok. Ako je možné vidieť z tabuľky. 1, hmotnosť neutrónu sa prakticky nelíši od hmotnosti protónu. Protóny a neutróny tvoria jadro atómu a sú tzv nukleóny (nucleus - jadro). Ich náboje a hmotnosti v jednotkách atómovej hmotnosti (am.m.u.) sú uvedené v tabuľke 1. Pri výpočte hmotnosti atómu možno hmotnosť elektrónu zanedbať.

Hmotnosť atómu ( hromadné číslo) sa rovná súčtu hmotností protónov a neutrónov, ktoré tvoria jej jadro. Hmotnostné číslo je označené písmenom ALE. Už z názvu tejto veličiny je vidieť, že úzko súvisí s atómovou hmotnosťou prvku zaokrúhlenou na celé číslo. A=Z+N

Tu A- hmotnostné číslo atómu (súčet protónov a neutrónov), Z- jadrový náboj (počet protónov v jadre), N je počet neutrónov v jadre. Podľa doktríny izotopov možno pojem „chemický prvok“ definovať takto:

chemický prvok Skupina atómov s rovnakým jadrovým nábojom sa nazýva.

Niektoré prvky existujú ako viaceré izotopy. „Izotopy“ znamenajú „zaberajúce to isté miesto“. Izotopy majú rovnaký počet protónov, ale líšia sa hmotnosťou, t.j. počtom neutrónov v jadre (číslo N). Pretože neutróny majú malý alebo žiadny vplyv na chemické vlastnosti prvkov, všetky izotopy toho istého prvku sú chemicky nerozoznateľné.

Izotopy sa nazývajú odrody atómov toho istého chemického prvku s rovnakým jadrovým nábojom (teda s rovnakým počtom protónov), ale s rôznym počtom neutrónov v jadre.

Izotopy sa navzájom líšia iba hmotnostným číslom. Je to označené buď horným indexom v pravom rohu, alebo riadkom: 12 C alebo C-12 . Ak prvok obsahuje niekoľko prírodných izotopov, potom v periodickej tabuľke D.I. Mendelejev označuje svoju priemernú atómovú hmotnosť, berúc do úvahy prevalenciu. Napríklad chlór obsahuje 2 prírodné izotopy 35 Cl a 37 Cl, ktorých obsah je 75 % a 25 %. Atómová hmotnosť chlóru sa teda bude rovnať:

ALEr(Cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Pre umelo syntetizované ťažké atómy je jedna hodnota atómovej hmotnosti uvedená v hranatých zátvorkách. Toto je atómová hmotnosť najstabilnejšieho izotopu tohto prvku.

Základné modely štruktúry atómu

Historicky bol Thomsonov model atómu prvý v roku 1897.

Ryža. 1. Model štruktúry atómu od J. Thomsona

Anglický fyzik J. J. Thomson navrhol, že atómy pozostávajú z kladne nabitej gule, v ktorej sú rozptýlené elektróny (obr. 1). Tento model sa obrazne nazýva „slivkový puding“, žemľa s hrozienkami (kde „hrozienka“ sú elektróny), alebo „vodný melón“ so „semienkami“ – elektrónmi. Od tohto modelu sa však upustilo, pretože sa získali experimentálne údaje, ktoré mu odporovali.

Ryža. 2. Model štruktúry atómu od E. Rutherforda

V roku 1910 anglický fyzik Ernst Rutherford so svojimi študentmi Geigerom a Marsdenom uskutočnil experiment, ktorý priniesol úžasné výsledky, ktoré boli z hľadiska Thomsonovho modelu nevysvetliteľné. Ernst Rutherford skúsenosťou dokázal, že v strede atómu sa nachádza kladne nabité jadro (obr. 2), okolo ktorého, podobne ako planéty okolo Slnka, obiehajú elektróny. Atóm ako celok je elektricky neutrálny a elektróny sú držané v atóme vďaka silám elektrostatickej príťažlivosti (Coulombove sily). Tento model mal veľa rozporov a čo je najdôležitejšie, nevysvetľoval, prečo elektróny nedopadajú na jadro, ako aj možnosť absorpcie a emisie energie ním.

Dánsky fyzik N. Bohr v roku 1913, vychádzajúc z Rutherfordovho modelu atómu, navrhol model atómu, v ktorom elektrónové častice obiehajú okolo atómového jadra v podstate rovnakým spôsobom ako planéty obiehajú okolo Slnka.

Ryža. 3. Planetárny model N. Bohra

Bohr navrhol, že elektróny v atóme môžu stabilne existovať iba na obežných dráhach v presne definovaných vzdialenostiach od jadra. Tieto dráhy nazval stacionárne. Elektrón nemôže existovať mimo stacionárnych dráh. Prečo je to tak, Bohr vtedy nevedel vysvetliť. Ale ukázal, že takýto model (obr. 3) umožňuje vysvetliť mnohé experimentálne fakty.

V súčasnosti sa používa na opis štruktúry atómu kvantová mechanika. Ide o vedu, ktorej hlavným aspektom je, že elektrón má vlastnosti častice a vlny zároveň, teda vlnovo-časticovú dualitu. Podľa kvantovej mechaniky, oblasť priestoru, v ktorej je najväčšia pravdepodobnosť nájdenia elektrónu, sa nazývaorbitálny. Čím ďalej je elektrón od jadra, tým nižšia je jeho interakčná energia s jadrom. Vznikajú elektróny s podobnými energiami energetická úroveň. Počet úrovní energie rovná sa číslo obdobia, v ktorej sa tento prvok nachádza v tabuľke D.I. Mendelejev. Atómové orbitály majú rôzne tvary. (obr. 4). D-orbitál a f-orbitál majú zložitejší tvar.

Ryža. 4. Tvary atómových orbitálov

V elektrónovom obale každého atómu je presne toľko elektrónov, koľko je protónov v jeho jadre, takže atóm ako celok je elektricky neutrálny. Elektróny v atóme sú usporiadané tak, že ich energia je minimálna. Čím ďalej je elektrón od jadra, tým viac orbitálov a zložitejší tvar majú. Každá úroveň a podúroveň môže obsahovať iba určitý počet elektrónov. Podúrovne sa zase skladajú z orbitály.

Na prvej energetickej úrovni, najbližšie k jadru, môže byť jeden sférický orbitál ( 1 s). Na druhej energetickej úrovni - sférický orbitál veľkej veľkosti a tri p-orbitály: 2 s2 ppp. Na tretej úrovni: 3 s3 ppp3 dddd.

Okrem pohybu okolo jadra majú elektróny aj pohyb, ktorý možno znázorniť ako ich pohyb okolo vlastnej osi. Táto rotácia sa nazýva točiť ( v pruhu z angličtiny. "vreteno"). V jednom orbitále môžu byť iba dva elektróny s opačnými (antiparalelnými) spinmi.

Maximálne počet elektrónov na energetická úroveň sa určuje podľa vzorca N=2 n 2.

Kde n je hlavné kvantové číslo (číslo energetickej hladiny). Pozri tabuľku. 2

Tab. 2

Rozlišujú sa podľa toho, v ktorom orbitále sa nachádza posledný elektrón s-, p-, d-prvky. Prvky hlavných podskupín patria do s-, p-prvky. Vo vedľajších podskupinách sú d-prvky

Grafický diagram štruktúry elektrónových vrstiev atómov (elektronický grafický vzorec).

Na popis usporiadania elektrónov v atómových orbitáloch sa používa elektrónová konfigurácia. Aby sa to zapísalo do riadku, orbitály sa zapíšu do legendy ( s--, p-, d-,f-orbitály) a pred nimi sú čísla označujúce číslo energetickej hladiny. Čím je číslo väčšie, tým je elektrón ďalej od jadra. Veľkým písmenom nad označením orbitálu je napísaný počet elektrónov v tomto orbitále (obr. 5).

Ryža. 5

Graficky možno distribúciu elektrónov v atómových orbitáloch znázorniť ako bunky. Každá bunka zodpovedá jednému orbitálu. Pre p-orbitál budú tri takéto bunky, pre d-orbitál päť a pre f-orbitál sedem. Jedna bunka môže obsahovať 1 alebo 2 elektróny. Podľa Gundovo pravidlo, sú elektróny rozmiestnené v orbitáloch rovnakej energie (napríklad v troch p-orbitáloch), najskôr po jednom a až keď už je v každom takomto orbitále jeden elektrón, začína sa napĺňanie týchto orbitálov druhými elektrónmi. Takéto elektróny sa nazývajú spárované. Vysvetľuje sa to tým, že v susedných bunkách sa elektróny navzájom menej odpudzujú, ako podobne nabité častice.

Pozri obr. 6 pre atóm 7 N.

Ryža. 6

Elektronická konfigurácia atómu skandia

21 sc: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 1

Elektróny vo vonkajšej energetickej hladine sa nazývajú valenčné elektróny. 21 sc odkazuje na d-prvky.

Zhrnutie lekcie

Na hodine sa zvažovala štruktúra atómu, stav elektrónov v atóme, bol predstavený pojem „atómový orbitálny a elektrónový oblak“. Žiaci sa dozvedeli, aký je tvar orbitálov ( s-, p-, d-orbitály), aký je maximálny počet elektrónov na energetických hladinách a podúrovniach, rozloženie elektrónov na energetických hladinách, aký je s-, p- a d-prvky. Je uvedený grafický diagram štruktúry elektrónových vrstiev atómov (elektrón-grafický vzorec).

Bibliografia

1. Rudzitis G.E. Chémia. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. vyd. - M.: Vzdelávanie, 2012.

2. Popel P.P. Chémia: 8. ročník: učebnica pre všeobecnovzdelávacie inštitúcie / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K .: Informačné centrum "Akadémia", 2008. - 240 s.: i.

3. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Základy chémie. Internetový návod.

Domáca úloha

1. č. 5-7 (s. 22) Rudzitis G.E. Chémia. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. vyd. - M.: Vzdelávanie, 2012.

2. Napíšte elektronické vzorce pre prvky: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Prvky majú tieto elektronické vzorce: a) 1s 2 2s 2 2p 4 .b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Aké sú tieto prvky?

Zloženie molekuly. Teda akými atómami je molekula tvorená, v akom množstve, akými väzbami sú tieto atómy spojené. To všetko určuje vlastnosť molekuly, a teda aj vlastnosť látky, ktorú tieto molekuly tvoria.

Napríklad vlastnosti vody: priehľadnosť, tekutosť, schopnosť spôsobovať hrdzavenie, sú spôsobené práve prítomnosťou dvoch atómov vodíka a jedného atómu kyslíka.

Preto predtým, ako pristúpime k štúdiu vlastností molekúl (t. j. vlastností látok), je potrebné zvážiť „stavebné kamene“, ktorými sú tieto molekuly tvorené. Pochopte štruktúru atómu.

Ako je usporiadaný atóm?

Atómy sú častice, ktoré pri vzájomnom spojení vytvárajú molekuly.

Samotný atóm sa skladá z kladne nabité jadro (+) a záporne nabitý elektrónový obal (-). Vo všeobecnosti je atóm elektricky neutrálny. To znamená, že náboj jadra sa v absolútnej hodnote rovná náboju elektrónového obalu.

Jadro je tvorené nasledujúcimi časticami:

• Protóny. Jeden protón nesie +1 náboj. Jeho hmotnosť je 1 amu (atómová hmotnostná jednotka). Tieto častice sú nevyhnutne prítomné v jadre.

• Neutróny. Neutrón nemá náboj (náboj = 0). Jeho hmotnosť je 1 amu. Neutróny nemusia byť v jadre. Nie je nevyhnutnou súčasťou atómového jadra.

Protóny sú teda zodpovedné za celkový náboj jadra. Keďže jeden neutrón má náboj +1, náboj jadra sa rovná počtu protónov.

Elektrónový obal, ako už názov napovedá, tvoria častice nazývané elektróny. Ak porovnáme jadro atómu s planétou, tak elektróny sú jej satelitmi. Obiehajúc okolo jadra (zatiaľ si predstavme, že na obežných dráhach, ale v skutočnosti na obežných dráhach) tvoria elektrónový obal.

• Electron je veľmi malá častica. Jeho hmotnosť je taká malá, že sa považuje za 0. Ale náboj elektrónu je -1. To znamená, že modul sa rovná náboju protónu, líši sa znamienkom. Keďže jeden elektrón nesie náboj -1, celkový náboj elektrónového obalu sa rovná počtu elektrónov v ňom.

Jeden dôležitý dôsledok, pretože atóm je častica, ktorá nemá náboj (náboj jadra a náboj elektrónového obalu sú rovnaké v absolútnej hodnote, ale opačné v znamienku), to znamená, že je elektricky neutrálna. počet elektrónov v atóme sa rovná počtu protónov.

Ako sa navzájom líšia atómy rôznych chemických prvkov?

Atómy rôznych chemických prvkov sa navzájom líšia nábojom jadra (to znamená počtom protónov a následne počtom elektrónov).

Ako zistiť náboj jadra atómu prvku? Geniálny domáci chemik D. I. Mendelejev, ktorý objavil periodický zákon a vytvoril tabuľku pomenovanú po ňom, nám dal príležitosť to urobiť. Jeho objav ďaleko predbehol. Keď ešte nebolo známe o štruktúre atómu, Mendelejev usporiadal prvky v tabuľke podľa rastúceho jadrového náboja.

To znamená, že poradové číslo prvku v periodickej sústave je nábojom jadra atómu daného prvku. Napríklad kyslík má poradové číslo 8, respektíve náboj jadra atómu kyslíka je +8. Podľa toho je počet protónov 8 a počet elektrónov 8.

Práve elektróny v elektrónovom obale určujú chemické vlastnosti atómu, ale o tom neskôr.

Teraz sa bavme o omši.

Jeden protón je jedna jednotka hmotnosti, jeden neutrón je tiež jedna jednotka hmotnosti. Preto sa súčet neutrónov a protónov v jadre nazýva hromadné číslo. (Elektróny hmotnosť nijako neovplyvňujú, keďže jej hmotnosť zanedbávame a považujeme ju za nulovú).

Jednotka atómovej hmotnosti (am.m.u.) je špeciálna fyzikálna veličina na označenie malých hmotností častíc, ktoré tvoria atómy.

Všetky tieto tri atómy sú atómy jedného chemického prvku – vodíka. Pretože majú rovnaký jadrový náboj.

Ako sa budú líšiť? Tieto atómy majú rôzne hmotnostné čísla (v dôsledku odlišného počtu neutrónov). Prvý atóm má hmotnostné číslo 1, druhý má 2 a tretí má 3.

Nazývajú sa atómy toho istého prvku, ktoré sa líšia počtom neutrónov (a teda aj hmotnostnými číslami). izotopy.

Prezentované izotopy vodíka majú dokonca svoje vlastné názvy:

• Prvý izotop (hmotnostné číslo 1) sa nazýva protium.
• Druhý izotop (hmotnostné číslo 2) sa nazýva deutérium.
• Tretí izotop (s hmotnostným číslom 3) sa nazýva trícium.

Teraz ďalšia rozumná otázka znie: prečo ak je počet neutrónov a protónov v jadre celé číslo, ich hmotnosť je 1 amu, potom v periodickom systéme je hmotnosť atómu zlomkové číslo. Napríklad pre síru: 32,066.

Odpoveď: prvok má niekoľko izotopov, líšia sa od seba hmotnostnými číslami. Preto je atómová hmotnosť v periodickej tabuľke priemernou hodnotou atómových hmotností všetkých izotopov prvku, berúc do úvahy ich výskyt v prírode. Táto hmotnosť, uvedená v periodickej sústave, je tzv relatívna atómová hmotnosť.

Na chemické výpočty sa používajú indikátory práve takého „priemerného atómu“. Atómová hmotnosť je zaokrúhlená na najbližšie celé číslo.

Štruktúra elektrónového obalu.

Chemické vlastnosti atómu sú určené štruktúrou jeho elektrónového obalu. Elektróny okolo jadra nie sú nijako usporiadané. Elektróny sú lokalizované v elektrónových orbitáloch.

Elektronický orbitál- priestor okolo atómového jadra, kde je najväčšia pravdepodobnosť nájdenia elektrónu.

Elektrón má jeden kvantový parameter nazývaný spin. Ak vezmeme klasickú definíciu z kvantovej mechaniky, tak točiť je vnútorný moment hybnosti častice. V zjednodušenej forme to možno znázorniť ako smer rotácie častice okolo svojej osi.

Elektrón je častica s polovičným celočíselným spinom, elektrón môže mať spin +½ alebo -½. Bežne to môže byť znázornené ako otáčanie v smere a proti smeru hodinových ručičiek.

V jednom elektrónovom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny s opačnými spinmi.

Všeobecne akceptované označenie elektronického obydlia je bunka alebo pomlčka. Elektrón je označený šípkou: šípka hore je elektrón s kladným spinom +½, šípka dole ↓ je elektrón so záporným spinom -½.

Elektrón, ktorý je v orbitále sám, sa nazýva nespárované. Nazývajú sa dva elektróny v rovnakom orbitále spárované.

Elektronické orbitály sú rozdelené do štyroch typov v závislosti od tvaru: s, p, d, f. Orbitály rovnakého tvaru tvoria podúroveň. Počet orbitálov na podúrovni je určený počtom možných umiestnení vo vesmíre.

1. s orbitálny.

Orbitál s je sférický:

Vo vesmíre môže byť s-orbitál umiestnený iba jedným spôsobom:

Preto je s-podúroveň tvorená len jedným s-orbitálom.

1. p-orbitálny.

Orbitál p má tvar činky:

Vo vesmíre môže byť p-orbitál umiestnený iba tromi spôsobmi:

Preto p-podúroveň tvoria tri p-orbitály.

1. d-orbital.

D-orbitál má zložitý tvar:

Vo vesmíre môže byť d-orbitál umiestnený piatimi rôznymi spôsobmi. Preto je d-podúroveň tvorená piatimi d-orbitálmi.

1. f-orbitálny

F-orbitál má ešte zložitejší tvar. Vo vesmíre môže byť f-orbitál umiestnený siedmimi rôznymi spôsobmi. Preto je f-podúroveň tvorená siedmimi f-orbitálmi.

Elektrónový obal atómu je ako lístkové cesto. Má tiež vrstvy. Elektróny umiestnené na rôznych vrstvách majú rôzne energie: na vrstvách bližšie k jadru - menej, na tých vzdialených od jadra - viac. Tieto vrstvy sa nazývajú energetické hladiny.

Zapĺňanie elektrónových orbitálov.

Prvá energetická úroveň má iba s-podúroveň:

Na druhej energetickej úrovni je s-podúroveň a objaví sa p-podúroveň:

Na tretej energetickej úrovni je s-podúroveň, p-podúroveň a objaví sa d-podúroveň:

Na štvrtej energetickej úrovni sa v princípe pridáva f-podúroveň. Ale v školskom kurze nie sú f-orbitály vyplnené, takže nemôžeme zobraziť podúroveň f:

Počet energetických hladín v atóme prvku je číslo obdobia. Pri vypĺňaní elektrónových orbitálov by sa mali dodržiavať tieto zásady:

1. Každý elektrón sa snaží v atóme zaujať pozíciu, kde bude jeho energia minimálna. To znamená, že najprv sa naplní prvá energetická hladina, potom druhá atď.

Na opísanie štruktúry elektrónového obalu sa používa aj elektrónový vzorec. Elektronický vzorec je krátky jednoriadkový záznam rozloženia elektrónov podľa podúrovní.

1. Na podúrovni každý elektrón najskôr vyplní prázdny orbitál. A každý má rotáciu +½ (šípka nahor).

A až potom, čo je v každom podúrovňovom orbitále jeden elektrón, ďalší elektrón sa spáruje - to znamená, že zaberá orbitál, ktorý už má elektrón:

1. d-sublevel sa vypĺňa špeciálnym spôsobom.

Faktom je, že energia d-podúrovne je vyššia ako energia s-podúrovne ĎALŠEJ energetickej vrstvy. A ako vieme, elektrón sa snaží zaujať tú pozíciu v atóme, kde bude jeho energia minimálna.

Preto po naplnení podúrovne 3p sa najskôr vyplní podúroveň 4s, po ktorej sa vyplní podúroveň 3d.

A až po úplnom vyplnení 3d podúrovne sa naplní podúroveň 4p.

Rovnako je to aj so 4. energetickou úrovňou. Po vyplnení podúrovne 4p sa vyplní ďalšia podúroveň 5s, po ktorej nasleduje podúroveň 4d. A po ňom už len 5p.

1. A je tu ešte jeden bod, jedno pravidlo týkajúce sa plnenia d-podúrovne.

Potom je tu fenomén tzv zlyhanie. V prípade poruchy jeden elektrón zo s-podúrovne ďalšej energetickej hladiny doslova spadne na d-elektrón.

Prízemné a excitované stavy atómu.

Atómy, ktorých elektronické konfigurácie sme teraz vytvorili, sa nazývajú atómy základný stav. To znamená, že toto je normálny, prirodzený, ak chcete, stav.

Keď atóm dostane energiu zvonku, môže dôjsť k excitácii.

Vzrušenie je prechod párového elektrónu na prázdny orbitál, v rámci vonkajšej energetickej hladiny.

Napríklad pre atóm uhlíka:

Excitácia je charakteristická pre mnohé atómy. Toto je potrebné mať na pamäti, pretože excitácia určuje schopnosť atómov viazať sa navzájom. Hlavná vec, ktorú si treba zapamätať, je podmienka, za ktorej môže dôjsť k excitácii: spárovaný elektrón a prázdny orbitál na vonkajšej energetickej úrovni.

Existujú atómy, ktoré majú niekoľko excitovaných stavov:

Elektronická konfigurácia iónu.

Ióny sú častice, na ktoré sa atómy a molekuly menia získavaním alebo stratou elektrónov. Tieto častice majú náboj, pretože im buď „nestačí“ elektrónov, alebo ich prebytok. Kladne nabité ióny sa nazývajú katiónov, negatívny - anióny.

Atóm chlóru (nemá náboj) získava elektrón. Elektrón má náboj 1- (jeden mínus), respektíve vzniká častica, ktorá má prebytočný záporný náboj. Chlórový anión:

Cl 0 + 1e → Cl –

Atóm lítia (tiež bez náboja) stráca elektrón. Elektrón má náboj 1+ (jeden plus), tvorí sa častica bez záporného náboja, to znamená, že jeho náboj je kladný. lítny katión:

Li 0 – 1e → Li +

Atómy, ktoré sa menia na ióny, nadobúdajú takú konfiguráciu, že vonkajšia energetická úroveň sa stáva „krásnou“, to znamená, že je úplne naplnená. Táto konfigurácia je termodynamicky najstabilnejšia, takže existuje dôvod, prečo sa atómy menia na ióny.

A preto atómy prvkov skupiny VIII-A (ôsma skupina hlavnej podskupiny), ako je uvedené v ďalšom odseku, sú vzácne plyny, teda chemicky neaktívne. V základnom stave majú nasledujúcu štruktúru: vonkajšia energetická hladina je úplne naplnená. Iné atómy majú tendenciu nadobúdať konfiguráciu týchto najvzácnejších plynov, a preto sa menia na ióny a vytvárajú chemické väzby.

(Poznámky z prednášky)

Štruktúra atómu. Úvod.

Predmetom štúdia chémie sú chemické prvky a ich zlúčeniny. chemický prvok Skupina atómov s rovnakým kladným nábojom sa nazýva. Atóm je najmenšia častica chemického prvku, ktorá ho zadržiava Chemické vlastnosti. Vzájomným spojením atómov jedného alebo rôznych prvkov tvoria zložitejšie častice - molekuly. Súbor atómov alebo molekúl tvoriacich chemikálie. Každá jednotlivá chemická látka je charakterizovaná súborom individuálnych fyzikálnych vlastností, ako sú body varu a topenia, hustota, elektrická a tepelná vodivosť atď.

1. Štruktúra atómu a periodická sústava prvkov

DI. Mendelejev.

Poznanie a pochopenie zákonitostí poradia plnenia Periodickej sústavy prvkov D.I. Mendelejev nám umožňuje pochopiť nasledovné:

1. fyzikálna podstata existencie určitých prvkov v prírode,

2. povaha chemickej valencie prvku,

3. schopnosť a „ľahkosť“ prvku dávať alebo prijímať elektróny pri interakcii s iným prvkom,

4. povaha chemických väzieb, ktoré môže daný prvok vytvárať pri interakcii s inými prvkami, priestorová štruktúra jednoduchých a zložitých molekúl atď., atď.

Štruktúra atómu.

Atóm je komplexný mikrosystém elementárnych častíc v pohybe a vzájomnej interakcie.

Koncom 19. a začiatkom 20. storočia sa zistilo, že atómy sú zložené z menších častíc: neutrónov, protónov a elektrónov Posledné dve častice sú nabité častice, protón nesie kladný náboj, elektrón je záporný. Keďže atómy prvku v základnom stave sú elektricky neutrálne, znamená to, že počet protónov v atóme akéhokoľvek prvku sa rovná počtu elektrónov. Hmotnosť atómov je určená súčtom hmotností protónov a neutrónov, ktorých počet sa rovná rozdielu medzi hmotnosťou atómov a ich poradovým číslom v periodickom systéme D.I. Mendelejev.

V roku 1926 Schrodinger navrhol opísať pohyb mikročastíc v atóme prvku pomocou vlnovej rovnice, ktorú odvodil. Pri riešení Schrödingerovej vlnovej rovnice pre atóm vodíka sa objavia tri celé kvantové čísla: n, ℓ a m ℓ , ktoré charakterizujú stav elektrónu v trojrozmernom priestore v centrálnom poli jadra. kvantové čísla n, ℓ a m ℓ nadobúdať celočíselné hodnoty. Vlnová funkcia definovaná tromi kvantovými číslami n, ℓ a m ℓ a získaný ako výsledok riešenia Schrödingerovej rovnice sa nazýva orbitál. Orbitál je oblasť priestoru, v ktorej sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón. patriace k atómu chemického prvku. Riešenie Schrödingerovej rovnice pre atóm vodíka teda vedie k objaveniu sa troch kvantových čísel, ktorých fyzikálny význam je, že charakterizujú tri rôzne typy orbitálov, ktoré môže mať atóm. Pozrime sa bližšie na každé kvantové číslo.

Hlavné kvantové číslo n môže nadobudnúť akékoľvek kladné celé číslo: n = 1,2,3,4,5,6,7… Charakterizuje energiu elektronickej hladiny a veľkosť elektronického „oblaku“. Je charakteristické, že číslo hlavného kvantového čísla sa zhoduje s číslom periódy, v ktorej sa daný prvok nachádza.

Azimutálne alebo orbitálne kvantové čísloℓ môže nadobúdať celočíselné hodnoty z ℓ = 0….až n – 1 a určuje moment pohybu elektrónu, t.j. orbitálny tvar. Pre rôzne číselné hodnoty ℓ sa používa nasledujúci zápis: ℓ = 0, 1, 2, 3 a sú označené symbolmi s, p, d, f, respektíve pre ℓ = 0, 1, 2 a 3. V periodickej tabuľke prvkov nie sú žiadne prvky so spinovým číslom ℓ = 4.

Magnetické kvantové číslom ℓ charakterizuje priestorové usporiadanie elektrónových orbitálov a následne aj elektromagnetické vlastnosti elektrónu. Môže nadobúdať hodnoty od - ℓ na + ℓ vrátane nuly.

Tvar alebo presnejšie symetrické vlastnosti atómových orbitálov závisia od kvantových čísel ℓ a m ℓ . „elektronický cloud“, zodpovedajúci s- orbitály má, má tvar gule (zároveň ℓ = 0).

Obr.1. 1s orbitálna

Orbitály definované kvantovými číslami ℓ = 1 a m ℓ = -1, 0 a +1 sa nazývajú p-orbitály. Pretože m ℓ má v tomto prípade tri rôzne hodnoty, potom má atóm tri energeticky ekvivalentné p-orbitály (hlavné kvantové číslo pre ne je rovnaké a môže mať hodnotu n = 2,3,4,5,6 alebo 7) . Orbitály p majú osovú symetriu a vyzerajú ako trojrozmerné osmičky, orientované pozdĺž osí x, y a z vo vonkajšom poli (obr. 1.2). Odtiaľ pochádza pôvod symbolov p x , p y a p z .

Obr.2. px, py a pz-orbitály

Okrem toho existujú d- a f-atómové orbitály, pre prvú ℓ = 2 a m ℓ = -2, -1, 0, +1 a +2, t.j. päť AO, pre druhú ℓ = 3 a mℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 a +3, t.j. 7 AO.

štvrté kvantum m s nazývané spinové kvantové číslo, zaviedli Goudsmit a Uhlenbeck v roku 1925 na vysvetlenie niektorých jemných efektov v spektre atómu vodíka. Spin elektrónu je moment hybnosti nabitej elementárnej častice elektrónu, ktorého orientácia je kvantovaná, t.j. prísne obmedzené na určité uhly. Táto orientácia je určená hodnotou spinového magnetického kvantového čísla (s), ktorá pre elektrón je ½ teda pre elektrón podľa kvantizačných pravidiel m s = ± ½. V tomto ohľade by sa k súboru troch kvantových čísel malo pridať kvantové číslo m s . Ešte raz zdôrazňujeme, že štyri kvantové čísla určujú poradie, v ktorom je zostavená Mendelejevova periodická sústava prvkov, a vysvetľujeme, prečo sú v prvej perióde len dva prvky, v druhej a tretej osem, vo štvrtej 18 atď. , na vysvetlenie štruktúry multielektrónu atómov, poradia zapĺňania elektrónových hladín so zvyšujúcim sa kladným nábojom atómu, nestačí mať predstavu o štyroch kvantových číslach, ktoré „riadia“ správanie elektrónov, keď vypĺňanie elektronických orbitálov, ale potrebujete poznať niektoré jednoduchšie pravidlá, a to Pauliho princíp, Gundovo pravidlo a Klechkovského pravidlá.

Podľa Pauliho princípu v rovnakom kvantovom stave, charakterizovanom určitými hodnotami štyroch kvantových čísel, nemôže byť viac ako jeden elektrón. To znamená, že jeden elektrón môže byť v princípe umiestnený v akomkoľvek atómovom orbitále. Dva elektróny môžu byť v rovnakom atómovom orbitále iba vtedy, ak majú rôzne spinové kvantové čísla.

Pri plnení troch p-AO, piatich d-AO a siedmich f-AO elektrónmi by sme sa mali riadiť nielen Pauliho princípom, ale aj Hundovým pravidlom: K vyplneniu orbitálov jedného podplášťa v základnom stave dochádza elektrónmi s rovnakými spinmi.

Pri vypĺňaní podškrupín (p, d, f) absolútna hodnota súčtu točení musí byť maximálna.

Klechkovského pravidlo. Podľa Klechkovského pravidla pri plneníd a forbitálny elektrónmi sa musí rešpektovaťprincíp minimálnej energie. Podľa tohto princípu elektróny v základnom stave plnia obežnú dráhu s minimálnymi energetickými hladinami. Energia podúrovne je určená súčtom kvantových číseln + ℓ = E .

Prvé pravidlo Klechkovského: najprv vyplňte tie podúrovne, pre ktorén + ℓ = E minimálne.

Druhé pravidlo Klechkovského: v prípade rovnostin + ℓ pre niekoľko podúrovní, ktorých podúroveňn minimálne .

V súčasnosti je známych 109 prvkov.

2. Ionizačná energia, elektrónová afinita a elektronegativita.

Najdôležitejšími charakteristikami elektrónovej konfigurácie atómu sú ionizačná energia (EI) alebo ionizačný potenciál (IP) a elektrónová afinita atómu (SE). Ionizačná energia je zmena energie v procese oddeľovania elektrónu od voľného atómu pri 0 K: A = + + ē . Závislosť ionizačnej energie od atómového čísla Z prvku, veľkosti atómového polomeru má výrazný periodický charakter.

Elektrónová afinita (SE) je zmena energie, ktorá sprevádza pridanie elektrónu k izolovanému atómu s tvorbou záporného iónu pri 0 K: A + ē = A - (atóm a ión sú vo svojich základných stavoch). V tomto prípade elektrón zaberá najnižší voľný atómový orbitál (LUAO), ak je VZAO obsadený dvoma elektrónmi. SE silne závisí od ich orbitálnej elektronickej konfigurácie.

Zmeny v EI a SE korelujú so zmenami mnohých vlastností prvkov a ich zlúčenín, čo sa používa na predpovedanie týchto vlastností z hodnôt EI a SE. Halogény majú najvyššiu absolútnu elektrónovú afinitu. V každej skupine periodickej tabuľky prvkov ionizačný potenciál alebo EI klesá so zvyšujúcim sa počtom prvkov, čo je spojené so zvyšovaním atómového polomeru a so zvyšovaním počtu elektrónových vrstiev, a čo dobre koreluje so zvyšovaním redukčný výkon prvku.

Tabuľka 1 Periodickej tabuľky prvkov uvádza hodnoty EI a SE v eV/atóm. Všimnite si, že presné hodnoty SE sú známe len pre niekoľko atómov; ich hodnoty sú podčiarknuté v tabuľke 1.

stôl 1

Prvá ionizačná energia (EI), elektrónová afinita (SE) a elektronegativita χ) atómov v periodickom systéme.

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 (α)				-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						Os

χ - Paulingova elektronegativita

r- atómový polomer, (z "Laboratórnych a seminárnych tried všeobecnej a anorganickej chémie", N.S. Achmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Atóm je najmenšia častica hmoty. Jeho štúdium sa začalo v starovekom Grécku, keď sa pozornosť nielen vedcov, ale aj filozofov upriamila na štruktúru atómu. Aká je elektrónová štruktúra atómu a aké základné informácie sú známe o tejto častici?

Štruktúra atómu

Už starovekí grécki vedci hádali existenciu najmenších chemických častíc, ktoré tvoria akýkoľvek predmet a organizmus. A ak v XVII-XVIII storočia. chemici si boli istí, že atóm je nedeliteľná elementárna častica, potom sa im na prelome 19.-20. storočia podarilo experimentálne dokázať, že atóm nedeliteľný.

Atóm, ktorý je mikroskopickou časticou hmoty, pozostáva z jadra a elektrónov. Jadro je 10 000-krát menšie ako atóm, no takmer celá jeho hmota je sústredená v jadre. Hlavnou charakteristikou atómového jadra je, že má kladný náboj a skladá sa z protónov a neutrónov. Protóny sú kladne nabité, zatiaľ čo neutróny nemajú náboj (sú neutrálne).

Sú navzájom spojené silnou jadrovou silou. Hmotnosť protónu je približne rovnaká ako hmotnosť neutrónu, no zároveň je 1840-krát väčšia ako hmotnosť elektrónu. Protóny a neutróny majú v chémii spoločný názov – nukleóny. Atóm samotný je elektricky neutrálny.

Atóm akéhokoľvek prvku možno označiť elektrónovým vzorcom a elektronickým grafickým vzorcom:

Ryža. 1. Elektrón-grafický vzorec atómu.

Jediný prvok v periodickej tabuľke, ktorý neobsahuje neutróny, je ľahký vodík (protium).

Elektrón je záporne nabitá častica. Elektrónový obal pozostáva z elektrónov pohybujúcich sa okolo jadra. Elektróny majú vlastnosti priťahovať sa k jadru a medzi sebou sú ovplyvnené Coulombovou interakciou. Na prekonanie príťažlivosti jadra musia elektróny prijímať energiu z vonkajšieho zdroja. Čím ďalej je elektrón od jadra, tým menej energie je na to potrebné.

Modely atómov

Vedci sa dlho snažili pochopiť podstatu atómu. V ranom štádiu výrazne prispel staroveký grécky filozof Demokritos. Hoci sa nám teraz jeho teória zdá banálna a príliš jednoduchá, v čase, keď sa pojem elementárnych častíc len začínal objavovať, bola jeho teória kúskov hmoty braná celkom vážne. Democritus veril, že vlastnosti akejkoľvek látky závisia od tvaru, hmotnosti a iných charakteristík atómov. Veril, že napríklad v blízkosti ohňa sú ostré atómy - preto horí oheň; voda má hladké atómy, takže môže prúdiť; v pevných predmetoch boli podľa jeho názoru atómy drsné.

Demokritos veril, že absolútne všetko pozostáva z atómov, dokonca aj ľudská duša.

V roku 1904 J. J. Thomson navrhol svoj model atómu. Hlavné ustanovenia teórie sa scvrkli na skutočnosť, že atóm bol reprezentovaný ako kladne nabité telo, vo vnútri ktorého boli elektróny so záporným nábojom. Neskôr túto teóriu vyvrátil E. Rutherford.

Ryža. 2. Thomsonov model atómu.

V roku 1904 tiež japonský fyzik H. Nagaoka navrhol raný planetárny model atómu analogicky s planétou Saturn. Podľa tejto teórie sú elektróny spojené do prstencov a obiehajú okolo kladne nabitého jadra. Táto teória sa ukázala ako nesprávna.

V roku 1911 E. Rutherford po vykonaní série experimentov dospel k záveru, že atóm vo svojej štruktúre je podobný planetárnemu systému. Elektróny sa totiž podobne ako planéty pohybujú po dráhach okolo ťažkého kladne nabitého jadra. Tento opis však odporoval klasickej elektrodynamike. Potom dánsky fyzik Niels Bohr v roku 1913 predstavil postuláty, ktorých podstatou bolo, že elektrón, ktorý je v niektorých špeciálnych stavoch, nevyžaruje energiu. Bohrove postuláty teda ukázali, že klasická mechanika je na atómy neaplikovateľná. Planetárny model opísaný Rutherfordom a doplnený Bohrom sa nazýval Bohr-Rutherfordov planetárny model.

Ryža. 3. Bohr-Rutherfordov planetárny model.

Ďalšie štúdium atómu viedlo k vytvoreniu takej sekcie, ako je kvantová mechanika, pomocou ktorej boli vysvetlené mnohé vedecké fakty. Moderné predstavy o atóme sa vyvinuli z Bohr-Rutherfordovho planetárneho modelu Hodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet získaných hodnotení: 469.