Chemikálie sú veci, ktoré tvoria svet okolo nás.
Vlastnosti každej chemickej látky sa delia na dva typy: sú to chemické, ktoré charakterizujú jej schopnosť vytvárať iné látky, a fyzikálne, ktoré sú objektívne pozorované a možno ich posudzovať oddelene od chemických premien. Takže napríklad fyzikálne vlastnosti látky sú jej stav agregácie (tuhá, kvapalná alebo plynná), tepelná vodivosť, tepelná kapacita, rozpustnosť v rôznych médiách (voda, alkohol atď.), hustota, farba, chuť atď. .
Premena niektorých chemických látok na iné látky sa nazýva chemické javy alebo chemické reakcie. Treba poznamenať, že existujú aj fyzikálne javy, ktoré sú samozrejme sprevádzané zmenou akýchkoľvek fyzikálnych vlastností látky bez jej transformácie na iné látky. Medzi fyzikálne javy patrí napríklad topenie ľadu, zamŕzanie alebo vyparovanie vody atď.
Skutočnosť, že počas akéhokoľvek procesu dochádza k chemickému javu, možno uzavrieť pozorovaním charakteristických znakov chemických reakcií, ako je zmena farby, tvorba zrazeniny, vývoj plynu, vývoj tepla a / alebo svetla.
Takže napríklad záver o priebehu chemických reakcií možno urobiť pozorovaním:
Tvorba sedimentu pri varení vody, ktorý sa v každodennom živote nazýva vodný kameň;
Uvoľňovanie tepla a svetla počas horenia ohňa;
Zmena farby plátku čerstvého jablka vo vzduchu;
Tvorba plynových bublín pri kysnutí cesta atď.
Najmenšie častice hmoty, ktoré v procese chemických reakcií prakticky neprechádzajú zmenami, ale iba novým spôsobom sú navzájom spojené, sa nazývajú atómy.
Samotná myšlienka existencie takýchto jednotiek hmoty vznikla už v starovekom Grécku v mysliach starovekých filozofov, čo vlastne vysvetľuje pôvod pojmu „atóm“, pretože „atóm“ doslova preložený z gréčtiny znamená „nedeliteľný“.
Na rozdiel od predstavy starovekých gréckych filozofov však atómy nie sú absolútnym minimom hmoty, t.j. majú zložitú štruktúru.
Každý atóm pozostáva z takzvaných subatomárnych častíc - protónov, neutrónov a elektrónov, ktoré sú v tomto poradí označené symbolmi p + , n o a e - . Horný index v použitom zápise označuje, že protón má jednotkový kladný náboj, elektrón má jednotkový záporný náboj a neutrón nemá náboj.
Čo sa týka kvalitatívnej štruktúry atómu, každý atóm má všetky protóny a neutróny sústredené v takzvanom jadre, okolo ktorého tvoria elektróny elektrónový obal.
Protón a neutrón majú prakticky rovnaké hmotnosti, t.j. m p ≈ m n a hmotnosť elektrónu je takmer 2000-krát menšia ako hmotnosť každého z nich, t.j. mp/me≈mn/me≈2000.
Keďže základnou vlastnosťou atómu je jeho elektrická neutralita a náboj jedného elektrónu sa rovná náboju jedného protónu, možno z toho vyvodiť záver, že počet elektrónov v ktoromkoľvek atóme sa rovná počtu protónov.
Takže napríklad nižšie uvedená tabuľka ukazuje možné zloženie atómov:
Typ atómov s rovnakým jadrovým nábojom, t.j. s rovnakým počtom protónov v jadrách sa nazýva chemický prvok. Z vyššie uvedenej tabuľky teda môžeme vyvodiť záver, že atóm 1 a atóm 2 patria jednému chemickému prvku a atóm 3 a atóm 4 inému chemickému prvku.
Každý chemický prvok má svoj vlastný názov a individuálny symbol, ktorý sa číta určitým spôsobom. Napríklad najjednoduchší chemický prvok, ktorého atómy obsahujú iba jeden protón v jadre, má názov „vodík“ a označuje sa symbolom „H“, ktorý sa číta ako „popol“ a chemický prvok s jadrovým nábojom +7 (t.j. obsahujúci 7 protónov) - "dusík", má symbol "N", ktorý sa číta ako "en".
Ako môžete vidieť z tabuľky vyššie, atómy jedného chemického prvku sa môžu líšiť v počte neutrónov v jadrách.
Atómy patriace rovnakému chemickému prvku, ale majúce iný počet neutrónov a v dôsledku toho hmotnosť, sa nazývajú izotopy.
Takže napríklad chemický prvok vodík má tri izotopy - 1 H, 2 H a 3 H. Indexy 1, 2 a 3 nad symbolom H znamenajú celkový počet neutrónov a protónov. Tie. s vedomím, že vodík je chemický prvok, ktorý sa vyznačuje tým, že v jadrách jeho atómov je jeden protón, môžeme dospieť k záveru, že v izotope 1H nie sú vôbec žiadne neutróny (1-1 = 0), v izotop 2H - 1 neutrón (2-1=1) a v izotope 3H - dva neutróny (3-1=2). Keďže, ako už bolo spomenuté, neutrón a protón majú rovnakú hmotnosť a hmotnosť elektrónu je v porovnaní s nimi zanedbateľná, znamená to, že izotop 2H je takmer dvakrát ťažší ako izotop 1H a izotop 3H izotop je dokonca trikrát ťažší. V súvislosti s takým veľkým rozšírením v hmotnostiach izotopov vodíka dostali izotopy 2H a 3H dokonca samostatné jednotlivé názvy a symboly, čo nie je typické pre žiadny iný chemický prvok. Izotop 2H dostal názov deutérium a dostal symbol D a izotop 3H dostal názov trícium a dostal symbol T.
Ak vezmeme hmotnosť protónu a neutrónu ako jednotu a zanedbáme hmotnosť elektrónu, v skutočnosti možno za jeho hmotnosť považovať ľavý horný index, okrem celkového počtu protónov a neutrónov v atóme, a preto sa tento index nazýva hmotnostné číslo a označuje sa symbolom A. Keďže náboj jadra ľubovoľných protónov zodpovedá atómu a náboj každého protónu sa podmienečne považuje za rovný +1, počet protónov v jadro sa nazýva nábojové číslo (Z). Označením počtu neutrónov v atóme písmenom N možno matematicky vzťah medzi hmotnostným číslom, nábojovým číslom a počtom neutrónov vyjadriť ako:
Podľa moderných koncepcií má elektrón duálnu (časticovo-vlnovú) povahu. Má vlastnosti častice aj vlny. Elektrón má rovnako ako častica hmotnosť a náboj, no zároveň sa tok elektrónov, podobne ako vlna, vyznačuje schopnosťou difrakcie.
Na popis stavu elektrónu v atóme sa používajú pojmy kvantovej mechaniky, podľa ktorých elektrón nemá špecifickú trajektóriu pohybu a môže sa nachádzať v ľubovoľnom bode priestoru, avšak s rôznou pravdepodobnosťou.
Oblasť priestoru okolo jadra, kde sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón, sa nazýva atómový orbitál.
Atómový orbitál môže mať rôzny tvar, veľkosť a orientáciu. Atómový orbitál sa tiež nazýva elektrónový oblak.
Graficky sa jeden atómový orbitál zvyčajne označuje ako štvorcová bunka:
Kvantová mechanika má mimoriadne zložitý matematický aparát, preto sa v rámci školského kurzu chémie zvažujú len dôsledky kvantovej mechanickej teórie.
Podľa týchto dôsledkov je každý atómový orbitál a elektrón na ňom umiestnený úplne charakterizovaný 4 kvantovými číslami.
- Hlavné kvantové číslo – n – určuje celkovú energiu elektrónu v danom orbitále. Rozsah hodnôt hlavného kvantového čísla sú všetky prirodzené čísla, t.j. n = 1,2,3,4,5 atď.
- Orbitálne kvantové číslo - l - charakterizuje tvar atómového orbitálu a môže nadobudnúť akékoľvek celočíselné hodnoty od 0 do n-1, kde n je hlavné kvantové číslo.
Orbitály s l = 0 sa nazývajú s-orbitály. S-orbitály sú sférické a nemajú smer v priestore:
Orbitály s l = 1 sa nazývajú p-orbitály. Tieto orbitály majú tvar trojrozmernej osmičky, t.j. tvar získaný otáčaním osmičky okolo osi symetrie a navonok pripomínajúci činku:
Orbitály s l = 2 sa nazývajú d-orbitály a s l = 3 – f-orbitály. Ich štruktúra je oveľa zložitejšia.
3) Magnetické kvantové číslo - m l - určuje priestorovú orientáciu konkrétneho atómového orbitálu a vyjadruje priemet orbitálneho momentu hybnosti na smer magnetického poľa. Magnetické kvantové číslo m l zodpovedá orientácii orbitálu voči smeru vektora sily vonkajšieho magnetického poľa a môže nadobudnúť akékoľvek celočíselné hodnoty od –l do +l, vrátane 0, t.j. celkový počet možných hodnôt je (2l+1). Takže napríklad pri l = 0 m l = 0 (jedna hodnota), pri l = 1 m l = -1, 0, +1 (tri hodnoty), pri l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (päť hodnôt magnetického kvantového čísla) atď.
Takže napríklad p-orbitály, t.j. orbitály s orbitálnym kvantovým číslom l = 1, ktoré majú tvar „trojrozmernej osmičky“, zodpovedajú trom hodnotám magnetického kvantového čísla (-1, 0, +1), čo zase zodpovedá do troch smerov v priestore kolmých na seba.
4) Spinové kvantové číslo (alebo jednoducho spin) - m s - možno podmienečne považovať za zodpovedné za smer rotácie elektrónu v atóme, môže nadobúdať hodnoty. Elektróny s rôznymi spinmi sú označené zvislými šípkami ukazujúcimi v rôznych smeroch: ↓ a .
Súbor všetkých orbitálov v atóme, ktoré majú rovnakú hodnotu hlavného kvantového čísla, sa nazýva energetická hladina alebo elektrónový obal. Akákoľvek ľubovoľná energetická hladina s nejakým číslom n pozostáva z n 2 orbitálov.
Množina orbitálov s rovnakými hodnotami hlavného kvantového čísla a orbitálneho kvantového čísla je energetická podúroveň.
Každá energetická úroveň, ktorá zodpovedá hlavnému kvantovému číslu n, obsahuje n podúrovní. Na druhej strane každá energetická podúroveň s orbitálnym kvantovým číslom l pozostáva z (2l+1) orbitálov. S-podvrstva sa teda skladá z jedného s-orbitálu, p-podvrstvy - tri p-orbitály, d-podvrstvy - päť d-orbitálov a f-podvrstvy - sedem f-orbitálov. Keďže, ako už bolo spomenuté, jeden atómový orbitál sa často označuje jednou štvorcovou bunkou, podúrovne s, p, d a f možno graficky znázorniť takto:
Každý orbitál zodpovedá individuálnej presne definovanej množine troch kvantových čísel n, la ml.
Rozloženie elektrónov v orbitáloch sa nazýva elektrónová konfigurácia.
K naplneniu atómových orbitálov elektrónmi dochádza v súlade s tromi podmienkami:
- Princíp minimálnej energie: Elektróny vypĺňajú orbitály od najnižšej energetickej podúrovne. Postupnosť podúrovní v poradí narastajúcej energie je nasledovná: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Na uľahčenie zapamätania si tejto postupnosti vypĺňania elektronických podúrovní je veľmi výhodné nasledujúce grafické znázornenie:
- Pauliho princíp: Každý orbitál môže obsahovať najviac dva elektróny.
Ak je v orbitáli jeden elektrón, potom sa nazýva nepárový, a ak sú dva, potom sa nazývajú elektrónový pár.
- Hundovo pravidlo: najstabilnejší stav atómu je taký, v ktorom má atóm v rámci jednej podúrovne maximálny možný počet nespárovaných elektrónov. Tento najstabilnejší stav atómu sa nazýva základný stav.
V skutočnosti vyššie uvedené znamená, že napríklad umiestnenie 1., 2., 3. a 4. elektrónu na tri orbitály p-podúrovne sa uskutoční takto:
Plnenie atómových orbitálov z vodíka, ktorý má nábojové číslo 1, do kryptónu (Kr) s nábojovým číslom 36, bude prebiehať nasledovne:
Podobné znázornenie poradia, v ktorom sú atómové orbitály zaplnené, sa nazýva energetický diagram. Na základe elektronických schém jednotlivých prvkov si môžete zapísať ich takzvané elektronické vzorce (konfigurácie). Takže napríklad prvok s 15 protónmi a vo výsledku 15 elektrónmi, t.j. fosfor (P) bude mať nasledujúci energetický diagram:
Po preložení do elektronického vzorca bude mať atóm fosforu tvar:
15 P = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 s 3
Číslice normálnej veľkosti naľavo od symbolu podúrovne zobrazujú číslo energetickej úrovne a horné indexy napravo od symbolu podúrovne zobrazujú počet elektrónov v zodpovedajúcej podúrovni.
Nižšie sú uvedené elektronické vzorce prvých 36 prvkov D.I. Mendelejev.
| obdobie | Položka č. | symbol | titul | elektronický vzorec |
| ja | 1 | H | vodík | 1 s 1 |
| 2 | On | hélium | 1s2 | |
| II | 3 | Li | lítium | 1s2 2s1 |
| 4 | Buď | berýlium | 1s2 2s2 | |
| 5 | B | bór | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | uhlíka | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | dusíka | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | kyslík | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluór | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Nie | neónové | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | sodík | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | mg | horčík | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | hliník | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | kremík | 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 | síra | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | chlór | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argón | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | draslík | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | vápnik | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | sc | skandium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titán | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanád | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | chróm | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s na d podúrovni | |
| 25 | Mn | mangán | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | železo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | spol | kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | nikel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | meď | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s na d podúrovni | |
| 30 | Zn | zinok | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | gálium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germánium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Ako | arzén | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | selén | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | bróm | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | kr | krypton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Ako už bolo spomenuté, v základnom stave sú elektróny v atómových orbitáloch usporiadané podľa princípu najmenšej energie. Napriek tomu, v prítomnosti prázdnych p-orbitálov v základnom stave atómu, často, keď je mu odovzdaná prebytočná energia, môže byť atóm prenesený do takzvaného excitovaného stavu. Napríklad atóm bóru vo svojom základnom stave má elektronickú konfiguráciu a energetický diagram nasledujúceho tvaru:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
A v excitovanom stave (*), t.j. pri odovzdaní určitej energie atómu bóru bude jeho elektronická konfigurácia a energetický diagram vyzerať takto:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Podľa toho, ktorá podúroveň v atóme je vyplnená ako posledná, sa chemické prvky delia na s, p, d alebo f.
Nález s, p, d a f-prvkov v tabuľke D.I. Mendelejev:
- s-prvky majú poslednú s-podúroveň, ktorú treba vyplniť. Medzi tieto prvky patria prvky hlavných (v bunke tabuľky vľavo) podskupín skupín I a II.
- Pri p-prvkoch je vyplnená p-podúroveň. P-prvky zahŕňajú posledných šesť prvkov každého obdobia, okrem prvého a siedmeho, ako aj prvky hlavných podskupín skupín III-VIII.
- d-prvky sa nachádzajú medzi s- a p-prvkami vo veľkých periódach.
- F-prvky sa nazývajú lantanoidy a aktinidy. Na konci tabuľky ich umiestnili D.I. Mendelejev.
Atom(z gréckeho atomos - nedeliteľný) - jednojadrová, chemicky nedeliteľná častica chemického prvku, nositeľa vlastností látky. Látky sa skladajú z atómov. Samotný atóm pozostáva z kladne nabitého jadra a záporne nabitého elektrónového oblaku. Vo všeobecnosti je atóm elektricky neutrálny. Veľkosť atómu je úplne určená veľkosťou jeho elektrónového oblaku, pretože veľkosť jadra je v porovnaní s veľkosťou elektrónového oblaku zanedbateľná. Jadro sa skladá z Z kladne nabité protóny (protónový náboj zodpovedá +1 v ľubovoľných jednotkách) a N neutróny, ktoré nenesú náboj (počet neutrónov môže byť rovnaký alebo o niečo väčší alebo menší ako protóny). Protóny a neutróny sa nazývajú nukleóny, teda častice jadra. Náboj jadra je teda určený iba počtom protónov a rovná sa poradovému číslu prvku v periodickej tabuľke. Kladný náboj jadra je kompenzovaný záporne nabitými elektrónmi (elektrónový náboj -1 v ľubovoľných jednotkách), ktoré tvoria elektrónový oblak. Počet elektrónov sa rovná počtu protónov. Hmotnosti protónov a neutrónov sú rovnaké (1 a 1 amu). Hmotnosť atómu je určená hlavne hmotnosťou jeho jadra, pretože hmotnosť elektrónu je približne 1836-krát menšia ako hmotnosť protónu a neutrónu a pri výpočtoch sa zriedkavo zohľadňuje. Presný počet neutrónov možno zistiť rozdielom medzi hmotnosťou atómu a počtom protónov ( N=A-Z). Typ atómov akéhokoľvek chemického prvku s jadrom pozostávajúcim z presne definovaného počtu protónov (Z) a neutrónov (N) sa nazýva nuklid (môžu to byť buď rôzne prvky s rovnakým celkovým počtom nukleónov (izobary) alebo neutróny. (izotóny), alebo jeden chemický prvok – jeden počet protónov, ale iný počet neutrónov (izomérov)).
Keďže takmer celá hmota je sústredená v jadre atómu, ale jeho rozmery sú zanedbateľné v porovnaní s celkovým objemom atómu, jadro sa podmienečne považuje za hmotný bod spočívajúci v strede atómu a samotný atóm je považovaný za systém elektrónov. Pri chemickej reakcii nie je ovplyvnené jadro atómu (okrem jadrových reakcií), rovnako ako vnútorné elektronické hladiny, ale zapájajú sa iba elektróny vonkajšieho elektrónového obalu. Z tohto dôvodu je potrebné poznať vlastnosti elektrónu a pravidlá tvorby elektrónových obalov atómov.
Vlastnosti elektrónov
Pred štúdiom vlastností elektrónu a pravidiel tvorby elektronických úrovní je potrebné dotknúť sa histórie tvorby predstáv o štruktúre atómu. Nebudeme uvažovať o úplnej histórii formovania atómovej štruktúry, ale budeme sa venovať iba najrelevantnejším a „najsprávnejším“ myšlienkam, ktoré môžu najjasnejšie ukázať, ako sa elektróny nachádzajú v atóme. Prítomnosť atómov ako elementárnych zložiek hmoty prvýkrát navrhli už starí grécki filozofi (ak začnete deliť akékoľvek teleso na polovicu, polovicu na polovicu atď., potom tento proces nebude môcť pokračovať donekonečna, zastavíme sa pri častici, ktorú už nemôžeme deliť - bude tam atóm). Potom história štruktúry atómu prešla zložitou cestou a rôznymi myšlienkami, ako je nedeliteľnosť atómu, Thomsonov model atómu a iné. Ako najbližší sa ukázal model atómu, ktorý navrhol Ernest Rutherford v roku 1911. Atóm prirovnal k slnečnej sústave, kde jadro atómu fungovalo ako slnko a elektróny sa okolo neho pohybovali ako planéty. Umiestnenie elektrónov na stacionárne dráhy bolo veľmi dôležitým krokom k pochopeniu štruktúry atómu. Takýto planetárny model štruktúry atómu bol však v rozpore s klasickou mechanikou. Faktom je, že keď sa elektrón pohyboval na obežnej dráhe, musel stratiť potenciálnu energiu a nakoniec „spadol“ na jadro a atóm musel prestať existovať. Takýto paradox bol odstránený zavedením postulátov Nielsom Bohrom. Podľa týchto postulátov sa elektrón pohyboval po stacionárnych dráhach okolo jadra a za normálnych podmienok energiu neabsorboval ani nevyžaroval. Postuláty ukazujú, že zákony klasickej mechaniky nie sú vhodné na opis atómu. Tento model atómu sa nazýva Bohr-Rutherfordov model. Pokračovaním planetárnej štruktúry atómu je kvantovomechanický model atómu, podľa ktorého budeme uvažovať o elektróne.
Elektrón je kvázičastica, ktorá vykazuje vlnovo-časticovú dualitu: je to častica (telieska) aj vlna súčasne. Medzi vlastnosti častice patrí hmotnosť elektrónu a jeho náboj a vlnové vlastnosti - schopnosť difrakcie a interferencie. Spojenie medzi vlnovými a korpuskulárnymi vlastnosťami elektrónu sa odráža v de Broglieho rovnici:
λ = h m v , (\displaystyle \lambda =(\frac (h)(mv)),)kde λ (\displaystyle \lambda )
- vlnová dĺžka, - hmotnosť častice, - rýchlosť častice, - Planckova konštanta = 6,63 10-34 J s.
Pre elektrón je nemožné vypočítať trajektóriu jeho pohybu, môžeme hovoriť len o pravdepodobnosti nájdenia elektrónu na jednom alebo druhom mieste okolo jadra. Z tohto dôvodu nehovoria o dráhach elektrónu okolo jadra, ale o orbitáloch – priestore okolo jadra, v ktorom pravdepodobnosť nájdenie elektrónu presahuje 95%. Pre elektrón nie je možné presne zmerať súradnicu aj rýchlosť súčasne (Heisenbergov princíp neurčitosti).
Δ x ∗ m ∗ Δ v > ℏ 2 (\displaystyle \Delta x*m*\Delta v>(\frac (\hbar )(2)))kde ∆ x (\displaystyle \Delta x)
- neurčitosť elektrónových súradníc, ∆ v (\displaystyle \Delta v)
- chyba merania rýchlosti, ħ=h/2π=1,05 10 -34 J s
Čím presnejšie zmeriame súradnicu elektrónu, tým väčšia bude chyba pri meraní jeho rýchlosti a naopak: čím presnejšie poznáme rýchlosť elektrónu, tým väčšia bude neistota v jeho súradnici.
Prítomnosť vlnových vlastností elektrónu nám umožňuje aplikovať naň Schrödingerovu vlnovú rovnicu.
∂ 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 )(\čiastočné x^(2)))+(\frac ((\čiastočné )^(2)\Psi )(\čiastočné y^(2)))+(\frac ((\čiastočné )^(2) \Psi )(\čiastočné z^(2)))+(\frac (8(\pi ^(2))m)(h))\vľavo (E-V\vpravo)\Psi =0)
kde je celková energia elektrónu, potenciálna energia elektrónu, fyzikálny význam funkcie Ψ (\displaystyle \psi )
- druhá odmocnina pravdepodobnosti nájdenia elektrónu v priestore so súradnicami X, r a z(za pôvod sa považuje jadro).
Uvedená rovnica je napísaná pre jednoelektrónový systém. Pre systémy obsahujúce viac ako jeden elektrón zostáva princíp popisu rovnaký, ale rovnica nadobúda zložitejšiu formu. Grafickým riešením Schrödingerovej rovnice je geometria atómových orbitálov. Takže s-orbitál má tvar gule, p-orbitál má tvar osmičky s "uzlom" v počiatku (na jadre, kde je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu nulová).
V rámci modernej kvantovej mechanickej teórie je elektrón opísaný súborom kvantových čísel: n
, l
, m l
, s
a pani
. Podľa Pauliho princípu nemôže mať jeden atóm dva elektróny s úplne identickou množinou všetkých kvantových čísel.
Hlavné kvantové číslo n
určuje energetickú hladinu elektrónu, teda na akej elektrónovej úrovni sa daný elektrón nachádza. Hlavné kvantové číslo môže mať iba celočíselné hodnoty väčšie ako 0: n
=1;2;3... Maximálna hodnota n
pre konkrétny atóm prvku zodpovedá číslu periódy, v ktorej sa prvok nachádza v periodickej tabuľke D. I. Mendelejeva.
Orbitálne (dodatočné) kvantové číslo l
určuje geometriu elektrónového oblaku. Môže nadobúdať celočíselné hodnoty od 0 do n
- jeden. Pre hodnoty dodatočného kvantového čísla l
používa sa písmenové označenie:
| význam l | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
|---|---|---|---|---|---|
| písmenové označenie | s | p | d | f | g |
S-orbitál je sférický, p-orbitál je číslo osem. Zvyšné orbitály majú veľmi zložitú štruktúru, ako napríklad d-orbitál zobrazený na obrázku.
Elektróny v hladinách a orbitáloch nie sú usporiadané náhodne, ale podľa Klechkovského pravidla, podľa ktorého napĺňanie elektrónov prebieha podľa princípu najmenšej energie, teda vo vzostupnom poradí súčtu hlavných a orbitálnych kvantových čísel. n +l . V prípade, že súčet pre dve možnosti plnenia je rovnaký, na začiatku sa naplní najnižšia energetická hladina (napríklad: keď n = 3 a l = 2 a n = 4 a l =1 na začiatku naplní úroveň 3). Magnetické kvantové číslo m l určuje polohu orbitálu v priestore a môže mať celočíselné hodnoty z -l predtým +l , vrátane 0. Pre s-orbitál je možná len jedna hodnota m l =0. Pre p-orbitál už existujú tri hodnoty -1, 0 a +1, to znamená, že p-orbitál môže byť umiestnený pozdĺž troch súradnicových osí x, y a z.
usporiadanie orbitálov v závislosti od hodnoty m l
Elektrón má svoj vlastný moment hybnosti – spin, označovaný kvantovým číslom s . Spin elektrónov je konštantná hodnota a rovná sa 1/2. Fenomén rotácie môže byť podmienene reprezentovaný ako pohyb okolo vlastnej osi. Spočiatku sa elektrónový spin prirovnával k pohybu planéty okolo vlastnej osi, ale takéto porovnanie je chybné. Spin je čisto kvantový jav, ktorý nemá v klasickej mechanike obdoby.
Atom- najmenšia častica látky, ktorá je chemicky nedeliteľná. V 20. storočí bola objasnená zložitá štruktúra atómu. Atómy sú tvorené kladne nabitými jadrá a obal tvorený záporne nabitými elektrónmi. Celkový náboj voľného atómu je nulový, keďže náboje jadra a elektrónový obal navzájom sa vyrovnávať. V tomto prípade sa náboj jadra rovná číslu prvku v periodickej tabuľke ( atómové číslo) a rovná sa celkovému počtu elektrónov (náboj elektrónu je -1).
Atómové jadro je tvorené kladne nabitým jadrom protóny a neutrálne častice - neutróny ktoré nemajú žiadny poplatok. Zovšeobecnené charakteristiky elementárnych častíc v zložení atómu možno prezentovať vo forme tabuľky:
Počet protónov sa rovná náboju jadra, preto sa rovná atómovému číslu. Ak chcete zistiť počet neutrónov v atóme, musíte odpočítať jadrový náboj (počet protónov) od atómovej hmotnosti (súčet hmotností protónov a neutrónov).
Napríklad v atóme sodíka 23 Na je počet protónov p = 11 a počet neutrónov je n = 23 − 11 = 12
Počet neutrónov v atómoch toho istého prvku môže byť rôzny. Takéto atómy sa nazývajú izotopy .
Elektrónový obal atómu má tiež zložitú štruktúru. Elektróny sú umiestnené na energetických úrovniach (elektronické vrstvy).
Číslo úrovne charakterizuje energiu elektrónu. Je to spôsobené tým, že elementárne častice môžu vysielať a prijímať energiu nie v ľubovoľne malých množstvách, ale v určitých porciách - kvantách. Čím vyššia je hladina, tým viac energie má elektrón. Pretože čím nižšia je energia systému, tým je stabilnejší (porovnajte nízku stabilitu kameňa na vrchole hory, ktorý má veľkú potenciálnu energiu, a stabilnú polohu toho istého kameňa na rovine pod ním, keď energia je oveľa nižšia), najskôr sa naplnia hladiny s nízkou energiou elektrónov a až potom - vysoké.
Maximálny počet elektrónov, ktoré môže hladina zadržať, možno vypočítať pomocou vzorca:
N \u003d 2n 2, kde N je maximálny počet elektrónov na úrovni,
n - číslo úrovne.
Potom pre prvú úroveň N = 2 1 2 = 2,
pre druhé N = 2 2 2 = 8 atď.
Počet elektrónov na vonkajšej úrovni pre prvky hlavných (A) podskupín sa rovná číslu skupiny.
Vo väčšine moderných periodických tabuliek je usporiadanie elektrónov podľa úrovní vyznačené v bunke s prvkom. Veľmi dôležité pochopiť, že úrovne sa čítajú smerom nahor, čo zodpovedá ich energii. Preto stĺpec čísel v bunke so sodíkom:
1
8
2
na 1. úrovni - 2 elektróny,
na 2. úrovni - 8 elektrónov,
na 3. úrovni - 1 elektrón
Pozor, veľmi častá chyba!
Rozloženie elektrónov na úrovniach možno znázorniť ako diagram:
11 Nie)))
2 8 1
Ak periodická tabuľka neuvádza rozdelenie elektrónov podľa úrovní, môžete sa riadiť:
- maximálny počet elektrónov: na 1. úrovni nie viac ako 2 e - ,
dňa 2. - 8. e - ,
na vonkajšej úrovni - 8 e − ; - počet elektrónov na vonkajšej úrovni (pre prvých 20 prvkov je rovnaký ako číslo skupiny)
Potom pre sodík bude priebeh uvažovania takýto:
- Celkový počet elektrónov je 11, preto je prvá úroveň vyplnená a obsahuje 2 e − ;
- Tretia, vonkajšia úroveň obsahuje 1 e − (I skupina)
- Druhá úroveň obsahuje zvyšné elektróny: 11 − (2 + 1) = 8 (úplne vyplnené)
* Pre jasnejšie rozlíšenie medzi voľným atómom a atómom v zlúčenine mnohí autori navrhujú používať výraz „atóm“ len na označenie voľného (neutrálneho) atómu a na označenie všetkých atómov, vrátane tých v zlúčeninách, navrhujú termín „atómové častice“. Ako dopadne osud týchto termínov, ukáže čas. Z nášho pohľadu je atóm z definície častica, preto výraz „atómové častice“ možno považovať za tautológiu („maslový olej“).
2. Úloha. Výpočet látkového množstva jedného z reakčných produktov, ak je známa hmotnosť východiskovej látky.
Príklad:
Aké množstvo vodíkovej látky sa uvoľní pri interakcii zinku s kyselinou chlorovodíkovou s hmotnosťou 146 g?
Riešenie:
- Napíšeme reakčnú rovnicu: Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2
- Nájdite molárnu hmotnosť kyseliny chlorovodíkovej: M (HCl) \u003d 1 + 35,5 \u003d 36,5 (g / mol)
(pozeráme sa na molárnu hmotnosť každého prvku, ktorá sa číselne rovná relatívnej atómovej hmotnosti, v periodickej tabuľke pod znamienkom prvku a zaokrúhlime ju na celé čísla, okrem chlóru, ktorý sa berie ako 35,5) - Nájdite množstvo látky kyseliny chlorovodíkovej: n (HCl) \u003d m / M \u003d 146 g / 36,5 g / mol \u003d 4 mol
- Dostupné údaje zapíšeme nad reakčnú rovnicu a pod rovnicu - počet mólov podľa rovnice (rovnajúci sa koeficientu pred látkou):
4 mol x mol
Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2
2 mol 1 mol - Robíme pomer:
4 mol - X Krtko
2 mol - 1 mol
(alebo s vysvetlenim:
zo 4 mólov kyseliny chlorovodíkovej získate X mól vodíka
a z 2 mol - 1 mol) - nachádzame X:
X= 4 mol 1 mol / 2 mol = 2 mol
odpoveď: 2 mol.
Pojem atóm vznikol v starovekom svete na označenie častíc hmoty. V gréčtine atóm znamená „nedeliteľný“.
Elektróny
Írsky fyzik Stoney na základe experimentov dospel k záveru, že elektrinu nesú najmenšie častice, ktoré existujú v atómoch všetkých chemických prvkov. Za 1 891 $ navrhol Stoney nazvať tieto častice elektróny, čo v gréčtine znamená „jantár“.
Niekoľko rokov po tom, čo elektrón dostal svoje meno, anglický fyzik Joseph Thomson a francúzsky fyzik Jean Perrin dokázali, že elektróny nesú záporný náboj. Toto je najmenší záporný náboj, ktorý sa v chémii považuje za jednotku $(–1)$. Thomsonovi sa dokonca podarilo určiť rýchlosť elektrónu (rovná sa rýchlosti svetla - $ 300 000 $ km/s) a hmotnosť elektrónu (je to $ 1836 $ krát menej ako hmotnosť atómu vodíka).
Thomson a Perrin spojili póly zdroja prúdu dvoma kovovými platňami – katódou a anódou, zaletovanými do sklenenej trubice, z ktorej sa odsával vzduch. Keď sa na elektródové platne priviedlo napätie asi 10 000 voltov, v trubici zablikal svetelný výboj a častice lietali z katódy (záporný pól) na anódu (kladný pól), ktorú vedci prvýkrát nazvali katódové lúče a potom zistili, že ide o prúd elektrónov. Elektróny zasahujúce špeciálne látky aplikované napríklad na televíznu obrazovku spôsobujú žiaru.
Záver bol urobený: elektróny unikajú z atómov materiálu, z ktorého je vyrobená katóda.
Voľné elektróny alebo ich tok možno získať aj inými spôsobmi, napríklad zahrievaním kovového drôtu alebo dopadajúcim svetlom na kovy tvorené prvkami hlavnej podskupiny I. skupiny periodickej tabuľky (napríklad cézium).
Stav elektrónov v atóme
Stav elektrónu v atóme sa chápe ako súbor informácií o energiešpecifický elektrón v priestor v ktorom sa nachádza. Už vieme, že elektrón v atóme nemá dráhu pohybu, t.j. môže len hovoriť pravdepodobnosti nájsť ho v priestore okolo jadra. Môže sa nachádzať v ktorejkoľvek časti tohto priestoru obklopujúceho jadro a súhrn jeho rôznych pozícií sa považuje za elektrónový oblak s určitou zápornou hustotou náboja. Obrazne si to možno predstaviť takto: ak by bolo možné odfotografovať polohu elektrónu v atóme v stotinách alebo milióntinách sekundy, ako pri fotografickej úprave, potom by bol elektrón na takýchto fotografiách znázornený ako bod. Prekrytie nespočetného množstva takýchto fotografií by viedlo k obrázku elektrónového oblaku s najvyššou hustotou tam, kde je týchto bodov najviac.
Obrázok ukazuje "rez" takejto elektrónovej hustoty v atóme vodíka prechádzajúceho jadrom a prerušovaná čiara ohraničuje guľu, v ktorej je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu $90%$. Obrys najbližšie k jadru pokrýva oblasť priestoru, v ktorej je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu $10%$, pravdepodobnosť nájdenia elektrónu vo vnútri druhého obrysu od jadra je $20%$, vnútri tretieho - $≈30 %$ atď. Existuje určitá neistota v stave elektrónu. Na charakteristiku tohto zvláštneho stavu zaviedol nemecký fyzik W. Heisenberg pojem o princíp neurčitosti, t.j. ukázali, že nie je možné súčasne a presne určiť energiu a umiestnenie elektrónu. Čím presnejšie je energia elektrónu určená, tým je jeho poloha neistejšia a naopak, po určení polohy nie je možné určiť energiu elektrónu. Oblasť pravdepodobnosti detekcie elektrónov nemá jasné hranice. Je však možné vyčleniť priestor, kde je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu maximálna.
Priestor okolo atómového jadra, v ktorom sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón, sa nazýva orbitál.
Obsahuje približne 90 % $ elektrónového oblaku, čo znamená, že približne 90 % $ času, keď sa elektrón nachádza v tejto časti vesmíru. Podľa tvaru sa rozlišujú $4$ v súčasnosti známych typov orbitálov, ktoré sa označujú latinskými písmenami $s, p, d$ a $f$. Grafické znázornenie niektorých foriem elektronických orbitálov je na obrázku.
Najdôležitejšou charakteristikou pohybu elektrónu na určitej dráhe je energia jeho spojenia s jadrom. Elektróny s podobnými energetickými hodnotami tvoria jeden elektronická vrstva, alebo energetická úroveň. Energetické úrovne sú číslované od jadra: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ a $ 7 $.
Celé číslo $n$ označujúce číslo energetickej hladiny sa nazýva hlavné kvantové číslo.
Charakterizuje energiu elektrónov obsadzujúcich danú energetickú hladinu. Najnižšiu energiu majú elektróny prvej energetickej hladiny, ktorá je najbližšie k jadru. V porovnaní s elektrónmi prvej úrovne sa elektróny ďalších úrovní vyznačujú veľkým množstvom energie. V dôsledku toho sú elektróny vonkajšej úrovne najmenej silne viazané na jadro atómu.
Počet energetických hladín (elektronických vrstiev) v atóme sa rovná počtu periód v sústave D. I. Mendelejeva, do ktorej chemický prvok patrí: atómy prvkov prvej periódy majú jednu energetickú hladinu; druhé obdobie - dve; siedme obdobie - sedem.
Najväčší počet elektrónov na energetickej úrovni je určený vzorcom:
kde $N$ je maximálny počet elektrónov; $n$ je číslo úrovne alebo hlavné kvantové číslo. V dôsledku toho: prvá energetická hladina najbližšie k jadru nemôže obsahovať viac ako dva elektróny; na druhom - nie viac ako 8 $; na treťom - nie viac ako 18 $; na štvrtom - nie viac ako 32 $. A ako sú zasa usporiadané energetické hladiny (elektronické vrstvy)?
Počnúc druhou energetickou úrovňou $(n = 2)$ je každá z úrovní rozdelená na podúrovne (podvrstvy), ktoré sa od seba mierne líšia väzbovou energiou s jadrom.
Počet podúrovní sa rovná hodnote hlavného kvantového čísla: prvá energetická úroveň má jednu podúroveň; druhý - dva; tretí - tri; štvrtý je štyri. Podúrovne sú zase tvorené orbitálmi.
Každá hodnota $n$ zodpovedá počtu orbitálov rovným $n^2$. Podľa údajov uvedených v tabuľke je možné sledovať vzťah medzi hlavným kvantovým číslom $n$ a počtom podúrovní, typom a počtom orbitálov a maximálnym počtom elektrónov na podúroveň a úroveň.
Hlavné kvantové číslo, typy a počet orbitálov, maximálny počet elektrónov na podúrovniach a úrovniach.
| Energetická hladina $(n)$ | Počet podúrovní rovný $n$ | Orbitálny typ | Počet orbitálov | Maximálny počet elektrónov | ||
| v podúrovni | na úrovni rovnajúcej sa $n^2$ | v podúrovni | na úrovni rovnajúcej sa $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $ 2 s $ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $ 3 s $ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $ 3 p $ | $3$ | $6$ | ||||
| 3 d $ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $ 4 s $ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $ 4p $ | $3$ | $6$ | ||||
| 4 d $ | $5$ | $10$ | ||||
| $ 4f $ | $7$ | $14$ | ||||
Je obvyklé označovať podúrovne latinskými písmenami, ako aj tvar orbitálov, z ktorých sa skladajú: $s, p, d, f$. Takže:
- $s$-sublevel - prvá sublevel každej energetickej hladiny najbližšie k atómovému jadru, pozostáva z jedného $s$-orbitalu;
- $p$-podúroveň - druhá podúroveň každej, okrem prvej, energetickej úrovne, pozostáva z troch $p$-orbitálov;
- $d$-podúroveň - tretia podúroveň každej, počnúc od tretej energetickej úrovne, pozostáva z piatich $d$-orbitálov;
- $f$-podúroveň každého, počnúc od štvrtej energetickej úrovne, pozostáva zo siedmich $f$-orbitálov.
atómové jadro
Ale nielen elektróny sú súčasťou atómov. Fyzik Henri Becquerel zistil, že prírodný minerál obsahujúci uránovú soľ tiež vyžaruje neznáme žiarenie, ktoré osvetľuje fotografické filmy, ktoré sú uzavreté pred svetlom. Tento jav bol tzv rádioaktivita.
Existujú tri typy rádioaktívnych lúčov:
- $α$-lúče, ktoré pozostávajú z $α$-častíc s nábojom $2$-krát väčším ako náboj elektrónu, ale s kladným znamienkom a hmotnosťou $4$-krát väčšou ako hmotnosť atómu vodíka;
- $β$-lúče sú prúd elektrónov;
- $γ$-lúče sú elektromagnetické vlny so zanedbateľnou hmotnosťou, ktoré nenesú elektrický náboj.
V dôsledku toho má atóm zložitú štruktúru - pozostáva z kladne nabitého jadra a elektrónov.
Ako je usporiadaný atóm?
V roku 1910 v Cambridge neďaleko Londýna Ernest Rutherford so svojimi študentmi a kolegami študoval rozptyl častíc $α$ prechádzajúcich cez tenkú zlatú fóliu a dopadajúcich na obrazovku. Častice alfa sa zvyčajne odchýlili od pôvodného smeru iba o jeden stupeň, čím sa, zdá sa, potvrdila jednotnosť a jednotnosť vlastností atómov zlata. A zrazu si výskumníci všimli, že niektoré $α$-častice náhle zmenili smer svojej cesty, ako keby narazili na nejakú prekážku.
Umiestnením obrazovky pred fóliu bol Rutherford schopný odhaliť aj tie zriedkavé prípady, keď častice $α$, odrazené od atómov zlata, leteli opačným smerom.
Výpočty ukázali, že pozorované javy by sa mohli vyskytnúť, ak by sa celá hmotnosť atómu a všetok jeho kladný náboj sústredili v malom centrálnom jadre. Polomer jadra, ako sa ukázalo, je 100 000-krát menší ako polomer celého atómu, teda oblasti, v ktorej sú elektróny so záporným nábojom. Ak použijeme obrazné porovnanie, potom celý objem atómu možno prirovnať k štadiónu Lužniki a jadro možno prirovnať k futbalovej lopte umiestnenej v strede ihriska.
Atóm akéhokoľvek chemického prvku je porovnateľný s malou slnečnou sústavou. Preto sa takýto model atómu, ktorý navrhol Rutherford, nazýva planetárny.
Protóny a neutróny
Ukazuje sa, že drobné atómové jadro, v ktorom je sústredená celá hmotnosť atómu, pozostáva z častíc dvoch typov - protónov a neutrónov.
Protóny majú náboj rovný náboju elektrónov, ale opačný v znamienku $(+1)$, a hmotnosť rovnú hmotnosti atómu vodíka (v chémii sa akceptuje ako jednotka). Protóny sú označené $↙(1)↖(1)p$ (alebo $р+$). Neutróny nenesú náboj, sú neutrálne a majú hmotnosť rovnajúcu sa hmotnosti protónu, t.j. $ 1 $. Neutróny sú označené $↙(0)↖(1)n$ (alebo $n^0$).
Protóny a neutróny sa súhrnne nazývajú nukleóny(z lat. jadro- jadro).
Súčet počtu protónov a neutrónov v atóme sa nazýva hromadné číslo. Napríklad hmotnostné číslo atómu hliníka:
Keďže hmotnosť elektrónu, ktorá je zanedbateľná, možno zanedbať, je zrejmé, že celá hmotnosť atómu je sústredená v jadre. Elektróny sú označené nasledovne: $e↖(-)$.
Keďže atóm je elektricky neutrálny, je tiež zrejmé, že že počet protónov a elektrónov v atóme je rovnaký. Rovná sa atómovému číslu chemického prvku k nemu priradené v periodickej tabuľke. Napríklad jadro atómu železa obsahuje $26$ protónov a $26$ elektróny obiehajú okolo jadra. A ako určiť počet neutrónov?
Ako viete, hmotnosť atómu je súčtom hmotnosti protónov a neutrónov. Poznať radovú číslovku prvku $(Z)$, t.j. počet protónov a hmotnostné číslo $(A)$, ktoré sa rovná súčtu počtu protónov a neutrónov, počet neutrónov $(N)$ môžete zistiť pomocou vzorca:
Napríklad počet neutrónov v atóme železa je:
$56 – 26 = 30$.
V tabuľke sú uvedené hlavné charakteristiky elementárnych častíc.
Základné charakteristiky elementárnych častíc.
izotopy
Rôzne atómy toho istého prvku, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, ale rôzne hmotnostné čísla, sa nazývajú izotopy.
Slovo izotop pozostáva z dvoch gréckych slov: isos- to isté a topos- miesto, znamená "zaberajúce jedno miesto" (bunku) v Periodickej sústave prvkov.
Chemické prvky nachádzajúce sa v prírode sú zmesou izotopov. Uhlík má teda tri izotopy s hmotnosťou 12, 13, 14 $; kyslík - tri izotopy s hmotnosťou 16, 17, 18 $ atď.
Relatívna atómová hmotnosť chemického prvku, ktorá sa zvyčajne uvádza v periodickom systéme, je priemerná hodnota atómových hmotností prirodzenej zmesi izotopov daného prvku, berúc do úvahy ich relatívny výskyt v prírode, preto sú hodnoty atómové hmotnosti sú pomerne často zlomkové. Napríklad prírodné atómy chlóru sú zmesou dvoch izotopov – $35$ (v prírode je $75%$) a $37$ (existuje $25%$); preto je relatívna atómová hmotnosť chlóru 35,5 $. Izotopy chlóru sa píšu takto:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ a $↖(37)↙(17)(Cl)$
Chemické vlastnosti izotopov chlóru sú úplne rovnaké ako izotopy väčšiny chemických prvkov, ako je draslík, argón:
$↖(39)↙(19)(K)$ a $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ a $↖(40)↙(18 )(Ar)$
Avšak izotopy vodíka sa značne líšia vo vlastnostiach v dôsledku dramatického násobku zvýšenia ich relatívnej atómovej hmotnosti; dokonca dostali individuálne mená a chemické znaky: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$ alebo $↖(2)↙(1)(D)$; trícium - $↖(3)↙(1)(H)$ alebo $↖(3)↙(1)(T)$.
Teraz je možné poskytnúť modernejšiu, prísnejšiu a vedeckú definíciu chemického prvku.
Chemický prvok je súbor atómov s rovnakým jadrovým nábojom.
Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov prvých štyroch období
Uvažujme o mapovaní elektronických konfigurácií atómov prvkov podľa periód systému D. I. Mendelejeva.
Prvky prvého obdobia.
Schémy elektrónovej štruktúry atómov znázorňujú rozloženie elektrónov cez elektrónové vrstvy (energetické hladiny).
Elektronické vzorce atómov ukazujú distribúciu elektrónov na energetických úrovniach a podúrovniach.
Grafické elektronické vzorce atómov zobrazujú rozloženie elektrónov nielen v úrovniach a podúrovniach, ale aj v orbitáloch.
V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva kompletná – má $2$ elektróny.
Vodík a hélium sú $s$-prvky, tieto atómy majú $s$-orbitály naplnené elektrónmi.
Prvky druhého obdobia.
Pre všetky prvky druhej periódy je vyplnená prvá elektrónová vrstva a elektróny vyplnia $s-$ a $p$ orbitály druhej elektrónovej vrstvy v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr $s$ a potom $p$) a pravidlá Pauliho a Hunda.
V neónovom atóme je druhá elektrónová vrstva kompletná – má $8$ elektrónov.
Prvky tretej tretiny.
Pre atómy prvkov tretej periódy je prvá a druhá elektrónová vrstva doplnená, čím je vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny zaberať 3s-, 3p- a 3d-podúrovne.
Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov tretej periódy.
Na atóme horčíka je dokončený elektrónový orbitál v hodnote 3,5 $. $Na$ a $Mg$ sú prvky $s$.
Pre hliník a následné prvky je podúroveň $3d$ vyplnená elektrónmi.
| $↙(18)(Ar)$ Argón |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
V atóme argónu má vonkajšia vrstva (tretia elektrónová vrstva) 8 $ elektrónov. Keď je vonkajšia vrstva dokončená, ale celkovo v tretej elektrónovej vrstve, ako už viete, môže byť 18 elektrónov, čo znamená, že prvky tretej periódy majú $3d$-orbitály nevyplnené.
Všetky prvky od $Al$ do $Ar$ - $p$ -prvky.
$s-$ a $r$ -prvky formulár hlavné podskupiny v periodickom systéme.
Prvky štvrtej periódy.
Atómy draslíka a vápnika majú štvrtú elektrónovú vrstvu, $4s$-podúroveň je vyplnená, pretože má menej energie ako podúroveň 3 d$. Na zjednodušenie grafických elektronických vzorcov atómov prvkov štvrtej periódy:
- grafický elektronický vzorec argónu podmienečne označujeme takto: $Ar$;
- nebudeme zobrazovať podúrovne, ktoré nie sú vyplnené pre tieto atómy.
$K, Ca$ – $s$ - prvky, zaradené do hlavných podskupín. Pre atómy od $Sc$ do $Zn$ je 3d podúroveň vyplnená elektrónmi. Toto sú $3d$-prvky. Sú zahrnuté v vedľajšie podskupiny, ich predvonkajšia elektrónová vrstva je vyplnená, označujú sa prechodové prvky.
Venujte pozornosť štruktúre elektrónových obalov atómov chrómu a medi. Dochádza u nich k „zlyhaniu“ jedného elektrónu z podúrovne $4s-$ do podúrovne $3d$, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných $3d^5$ a $3d^(10)$ elektronických konfigurácií:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Symbol prvku, sériové číslo, názov | Schéma elektronickej štruktúry | Elektronický vzorec | Grafický elektronický vzorec |
| $↙(19)(K)$ Draslík |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Vápnik |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Scandium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ titán |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanád |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Сu)$ Chromium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ alebo $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Zinok |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ alebo $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ Gálium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ alebo $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Kryptón |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ alebo $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
V atóme zinku je tretia elektrónová vrstva kompletná - sú v nej vyplnené všetky podúrovne $3s, 3p$ a $3d$, celkovo je na nich $18$ elektrónov.
V prvkoch nasledujúcich po zinku je štvrtá elektrónová vrstva, $4p$-podúroveň, naďalej vyplnená. Prvky od $Ga$ do $Kr$ - $r$ -prvky.
Vonkajšia (štvrtá) vrstva atómu kryptónu je dokončená, má 8 $ elektrónov. Ale len vo štvrtej elektrónovej vrstve, ako viete, môže byť 32 $ elektrónov; atóm kryptónu má stále nevyplnené podúrovne $4d-$ a $4f$.
Prvky piatej periódy zapĺňajú podúrovne v nasledujúcom poradí: $5s → 4d → 5р$. A existujú aj výnimky súvisiace so „zlyhaním“ elektrónov, pre $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ sa objaví v šiestom a siedmom období -prvky, t.j. prvky, ktorých podúrovne $4f-$ a $5f$ tretej vonkajšej elektronickej vrstvy sú vyplnené, resp.
$ 4f $ -prvky volal lantanoidy.
$5f$ -prvky volal aktinidy.
Poradie plnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov šiestej periódy: $↙(55)Cs$ a $↙(56)Ba$ - $6s$-prvkov; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-prvok; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-prvky; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-prvkov; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn – 6d$-prvkov. Ale aj tu sú prvky, pri ktorých sa porušuje poradie zapĺňania elektrónových orbitálov, čo je napríklad spojené s väčšou energetickou stabilitou polovičných a úplne zaplnených $f$-podúrovní, t.j. $nf^7$ a $nf^(14)$.
V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky, ako ste už pochopili, rozdelené do štyroch elektronických rodín alebo blokov:
- $ s $ -prvky;$s$-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $s$-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II;
- $r$ -prvky;$p$-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $p$-prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III–VIII;
- $d$ -prvky;$d$-podúroveň preexternej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $d$-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I–VIII, t.j. prvky interkalovaných desaťročí veľkých období umiestnených medzi $s-$ a $p-$elementmi. Sú tiež tzv prechodové prvky;
- $f$ -prvky;$f-$podúroveň tretej úrovne atómu vonku je naplnená elektrónmi; patria sem lantanoidy a aktinidy.
Elektrónová konfigurácia atómu. Prízemné a excitované stavy atómov
Švajčiarsky fyzik W. Pauli v roku 1925 $ to zistil Atóm môže mať v jednom orbitále najviac dva elektróny. majúce opačné (antiparalelné) spiny (v preklade z angličtiny vreteno), t.j. majúce také vlastnosti, ktoré si možno podmienečne predstaviť ako rotáciu elektrónu okolo svojej imaginárnej osi v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek. Tento princíp je tzv Pauliho princíp.
Ak je v orbitále jeden elektrón, potom sa nazýva nespárované, ak dve, tak toto spárované elektróny, t.j. elektróny s opačnými spinmi.
Na obrázku je znázornená schéma rozdelenia energetických hladín na podúrovne.
$s-$ Orbitálny, ako už viete, má guľovitý tvar. Elektrón atómu vodíka $(n = 1)$ sa nachádza na tomto orbitále a je nepárový. Podľa tohto jeho elektronický vzorec, alebo elektronická konfigurácia, sa píše takto: $1s^1$. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom $ (1 ...) $, latinské písmeno označuje podúroveň (orbitálny typ) a číslom, ktoré je napísané napravo od písmeno (ako exponent) ukazuje počet elektrónov v podúrovni.
Pre atóm hélia He, ktorý má dva spárované elektróny v rovnakom $s-$orbitáli, je tento vzorec: $1s^2$. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn. Druhá energetická hladina $(n = 2)$ má štyri orbitály, jeden $s$ a tri $p$. $s$-orbitálne elektróny druhej úrovne ($2s$-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny $1s$-orbitálu $(n = 2)$. Vo všeobecnosti pre každú hodnotu $n$ pripadá jeden $s-$orbitál, ale so zodpovedajúcim množstvom energie elektrónu, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie ako hodnota $n$.$s- $Orbital zvyšuje, ako už viete, má guľový tvar. Elektrón atómu vodíka $(n = 1)$ sa nachádza na tomto orbitále a je nepárový. Preto je jeho elektronický vzorec alebo elektronická konfigurácia napísaná takto: $1s^1$. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom $ (1 ...) $, latinské písmeno označuje podúroveň (orbitálny typ) a číslom, ktoré je napísané napravo od písmeno (ako exponent) ukazuje počet elektrónov v podúrovni.
Pre atóm hélia $He$, ktorý má dva spárované elektróny v rovnakom $s-$orbitáli, je tento vzorec: $1s^2$. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn. Druhá energetická hladina $(n = 2)$ má štyri orbitály, jeden $s$ a tri $p$. Elektróny $s-$orbitálov druhej úrovne ($2s$-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny $1s$-orbitálu $(n = 2)$. Vo všeobecnosti pre každú hodnotu $n$ existuje jeden $s-$orbitál, ale so zodpovedajúcim množstvom elektrónovej energie, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou $n$. 
$ r – $ Orbitálny Má tvar činky, alebo objemu osem. Všetky tri $p$-orbitály sú umiestnené v atóme navzájom kolmo pozdĺž priestorových súradníc vedených cez jadro atómu. Opäť treba zdôrazniť, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), počnúc $n= 2$, má tri $p$-orbitály. Keď sa hodnota $n$ zvyšuje, elektróny obsadzujú $p$-orbitály umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od jadra a smerujúce pozdĺž osí $x, y, z$.
Pre prvky druhej periódy $(n = 2)$ sa najprv vyplní jeden $s$-orbitál a potom tri $p$-orbitály; elektronický vzorec $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektrón $2s^1$ je slabšie viazaný na atómové jadro, takže atóm lítia ho môže ľahko odovzdať (ako si iste pamätáte, tento proces sa nazýva oxidácia), pričom sa zmení na lítiový ión $Li^+$.
V atóme berýlia Be je štvrtý elektrón tiež umiestnený v orbitáli $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dva vonkajšie elektróny atómu berýlia sa ľahko oddelia – $B^0$ sa oxiduje na katión $Be^(2+)$.
Piaty elektrón atómu bóru zaberá $2p$-orbitál: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Ďalej sa vyplnia $2p$-orbitály atómov $C, N, O, F$, ktoré končia neónovým vzácnym plynom: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Pre prvky tretej periódy sú vyplnené orbitály $3s-$ a $3p$-. Päť $d$-orbitálov tretej úrovne zostáva voľných:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Niekedy je v diagramoch znázorňujúcich rozloženie elektrónov v atómoch uvedený iba počet elektrónov na každej energetickej úrovni, t.j. napíšte skrátené elektronické vzorce atómov chemických prvkov, na rozdiel od vyššie uvedených úplných elektronických vzorcov, napríklad:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7; $ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Pre prvky veľkých periód (štvrtá a piata) prvé dva elektróny zaberajú $4s-$ a $5s$-orbitály: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Počnúc tretím prvkom každej veľkej periódy sa nasledujúcich desať elektrónov dostane na predchádzajúce $3d-$ a $4d-$orbitály (pre prvky sekundárnych podskupín): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Pá 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 doláre. Spravidla, keď je zaplnená predchádzajúca $d$-podúroveň, začne sa vypĺňať vonkajšia (resp. $4p-$ a $5p-$) $p-$podúroveň: $↙(33)Ako 2, 8, 18, 5; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.
Pre prvky veľkých periód - šiesta a neúplná siedma - sú elektronické úrovne a podúrovne vyplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny vstupujú do vonkajšej $s-$podúrovne: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; ďalší jeden elektrón (pre $La$ a $Ca$) k predchádzajúcej podúrovni $d$: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ a $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.
Potom ďalších $14$ elektrónov vstúpi zvonku do tretej energetickej úrovne, $4f$ a $5f$ orbitály lantonidov a aktinoidov, v tomto poradí: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92)U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.
Potom sa začne druhá energetická úroveň zvonku ($d$-podúroveň) opäť hromadiť pre prvky vedľajších podskupín: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. A napokon až po úplnom zaplnení podúrovne $d$ desiatimi elektrónmi sa podúroveň $p$ opäť naplní: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Veľmi často sa štruktúra elektrónových obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek – zapisujú tzv. grafické elektronické vzorce. Pre tento záznam sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca je potrebné pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp, podľa ktorého bunka (orbitál) nemôže mať viac ako dva elektróny, ale s antiparalelnými spinmi a F. Hundovo pravidlo, podľa ktorého elektróny obsadzujú voľné bunky najskôr po jednom a zároveň majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa spárujú, ale spiny v tomto prípade podľa Pauliho princípu už budú smerovať opačne.
Atom je elektricky neutrálna častica pozostávajúca z kladne nabitého jadra a záporne nabitých elektrónov.Štruktúra atómových jadier
Jadrá atómov pozostávajú z elementárnych častíc dvoch typov: protóny(p) a neutróny(n). Súčet protónov a neutrónov v jadre jedného atómu sa nazýva nukleónové číslo:,
kde ALE- nukleónové číslo, N- počet neutrónov, Z je počet protónov.
Protóny majú kladný náboj (+1), neutróny nemajú náboj (0), elektróny majú záporný náboj (-1). Hmotnosti protónu a neutrónu sú približne rovnaké, berú sa rovné 1. Hmotnosť elektrónu je oveľa menšia ako hmotnosť protónu, preto sa v chémii zanedbáva vzhľadom na to, že celá hmotnosť atómu sa koncentruje v jeho jadre.
Počet kladne nabitých protónov v jadre sa rovná počtu záporne nabitých elektrónov, potom atóm ako celok elektricky neutrálny.
Atómy s rovnakým jadrovým nábojom sú chemický prvok.
Atómy rôznych prvkov sa nazývajú nuklidy.
izotopy- atómy toho istého prvku, ktoré majú odlišné nukleónové číslo v dôsledku odlišného počtu neutrónov v jadre.
Izotopy vodíka
| názov | A | Z | N |
| Protium N | 1 | 1 | 0 |
| Deutérium D | 2 | 1 | 1 |
| Trícium T | 3 | 1 | 2 |
rádioaktívny rozpad
Jadrá nuklidov sa môžu rozkladať s tvorbou jadier iných prvkov, ako aj iných častíc. Samovoľný rozpad atómov určitých prvkov sa nazýva rádioaktívne ya a také látky - rádioaktívne a. Rádioaktivita je sprevádzaná emisiou elementárnych častíc a elektromagnetických vĺn - žiarenia G.
Rovnica jadrového rozpadu- jadrové reakcie- sa píšu takto:
Čas, za ktorý sa rozpadne polovica atómov daného nuklidu, sa nazýva polovičný život.
Prvky, ktoré obsahujú iba rádioaktívne izotopy, sa nazývajú rádioaktívne s. Sú to prvky 61 a 84-107.
Druhy rádioaktívneho rozpadu
1) -rozpa-vylučujú sa častice, t.j. jadrá atómu hélia. V tomto prípade sa nukleónové číslo izotopu zníži o 4 a náboj jadra sa zníži o 2 jednotky, napríklad: 2) -rozpa e) V nestabilnom jadre sa neutrón mení na protón, zatiaľ čo jadro emituje elektróny a antineutrína. Počas rozpadu sa nukleónové číslo nemení a jadrový náboj sa zvýši o 1, napríklad:
3) -rozpa e) Excitované jadro vyžaruje lúče s veľmi krátkou vlnovou dĺžkou, pričom energia jadra klesá, nukleónové číslo a náboj jadra sa nemení, napr.
Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov prvých troch období
Elektrón má dvojakú povahu: môže sa správať ako častica aj ako vlna. Elektrón v atóme sa nepohybuje po určitých trajektóriách, ale môže sa nachádzať v ktorejkoľvek časti okolo jadrového priestoru, ale pravdepodobnosť jeho výskytu v rôznych častiach tohto priestoru nie je rovnaká. Oblasť okolo jadra, kde sa pravdepodobne nachádza elektrón, sa nazýva orbitálny Yu. Každý elektrón v atóme sa nachádza v určitej vzdialenosti od jadra podľa jeho energetickej rezervy. Elektróny s viac-menej rovnakou energetickou formou energetická rіvn a, alebo elektronická vrstva a.
Počet energetických hladín naplnených elektrónmi v atóme daného prvku sa rovná počtu periód, v ktorých sa nachádza.
Počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni sa rovná číslu skupiny, inv ktorom sa prvok nachádza.
V rámci rovnakej energetickej úrovne sa môžu elektróny líšiť tvarom e mraky a, alebo orbitálny a. Existujú také formy orbitálov:
s-formulár:
p-formulár:
Existujú tiež d-, f-orbitály a iné so zložitejším tvarom.
Elektróny s rovnakým tvarom elektrónového oblaku tvoria rovnaké zásobovanie energiou a: s-, p-, d-, f-podúrovne.
Počet podúrovní na každej energetickej úrovni sa rovná počtu tejto úrovne.
V rámci tej istej energetickej podúrovne je možné odlišné rozloženie orbitálov v priestore. Takže v trojrozmernom súradnicovom systéme pre s Orbitály môžu mať iba jednu polohu:
pre R-orbitály - tri:
pre d-orbitály - päť, pre f-orbitály - sedem.
Orbitály predstavujú:
s-podúroveň-
p-podúroveň-
d-podúroveň-
Elektrón v diagramoch je označený šípkou, ktorá označuje jeho spin. Spin je rotácia elektrónu okolo svojej osi. Označuje sa šípkou: alebo . Dva elektróny v rovnakom orbitále sú zapísané, ale nie .
V jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny ( Pauliho princíp).
Princíp najmenšej energie th : v atóme je každý elektrón umiestnený tak, že jeho energia je minimálna (čo zodpovedá jeho najväčšej väzbe s jadrom).
Napríklad, rozloženie elektrónov v atóme chlóru v:
Jeden nepárový elektrón určuje valenciu chlóru v tomto stave - I.
Pri príjme dodatočnej energie (ožarovanie, zahrievanie) je možné oddeľovať elektróny (propagácia). Tento stav atómu sa nazýva zbudzheni V tomto prípade sa zvyšuje počet nepárových elektrónov a podľa toho sa mení valencia atómu.
Vzrušený stav atómu chlóru v :
V súlade s tým môže mať chlór medzi počtom nespárovaných elektrónov valencie III, V a VII.
