Elektronska struktura atoma online. Elektronska formula elementa

Mendeljejevljev periodni sistem elemenata. Struktura atoma.

MENDELEEVOV PERIODIČNI SISTEM ELEMENATA - hemijska klasifikacija. elementi koje je stvorio ruski. naučnik D. I. Mendeljejev na osnovu periodičnosti koju je otkrio (1869.). zakon.

Moderna periodična formulacija zakon: svojstva elemenata (manifestiraju se u jednostavnim spojevima i spojevima) nalaze se u periodičnim periodima. zavisno od naboja jezgara njihovih atoma.

Naboj atomskog jezgra Z jednak je atomskom (rednom) broju hemikalije. element u P. s. e. M. Ako rasporedite sve elemente u rastućem redosledu Z. (vodik H, Z = 1; helijum He, Z = 2; litijum Li, Z == 3; berilijum Be, Z = 4, itd.), onda oni formiraju 7 perioda. U svakom od ovih perioda primećuje se redovna promena svojstava elemenata, od prvog elementa perioda (alkalni metal) do poslednjeg (plemeniti gas). Prvi period sadrži 2 elementa, 2. i 3. - po 8 elemenata, 4. i 5. - 18, 6. - 32. U 7. periodu poznato je 19 elemenata. 2. i 3. period se obično naziva malim, svi naredni periodi se nazivaju velikim. Ako rasporedite periode u obliku vodoravnih redova, onda je rezultat tabela će pokazati 8 vertikalnih linija. stupovi; To su grupe elemenata koji su slični po svojim svojstvima.

Svojstva elemenata unutar grupa takođe se prirodno menjaju u zavisnosti od povećanja Z. Na primer, u grupi Li - Na - K - Rb - Cs - Fr, hemijski sadržaj raste. aktivnost metala je pojačana priroda oksida i hidroksida.

Iz teorije strukture atoma proizilazi da je periodičnost svojstava elemenata određena zakonima formiranja elektronskih ljuski oko jezgra. Kako se Z elementa povećava, atom postaje složeniji - povećava se broj elektrona koji okružuju jezgro i dolazi trenutak kada se završava punjenje jedne elektronske ljuske i počinje formiranje sljedeće, vanjske ljuske. U sistemu Mendeljejeva to se poklapa sa početkom novog perioda. Elementi sa 1, 2, 3 itd elektrona u novoj ljusci su po svojim svojstvima slični onim elementima koji su takođe imali 1, 2, 3 itd. spoljnih elektrona, iako je njihov broj unutrašnji. bilo je jedna (ili nekoliko) elektronskih školjki manje: Na je sličan Li (jedan spoljašnji elektron), Mg je kao Be (2 spoljna elektrona); A1 - do B (3 eksterna elektrona) itd. Sa pozicijom elementa u P. s. e. M. su povezani sa njegovom hemikalijom. i još mnogo toga fizički Sv.

Predloženo je mnogo (otprilike 1000) grafičkih opcija. slike P. s. e. M. Najčešće 2 varijante P. s. e. M. - kratki i dugi stolovi; k.-l. nema suštinske razlike između njih. Dodatak sadrži jednu od opcija kratke tabele. U tabeli su brojevi perioda dati u prvoj koloni (označeni arapskim brojevima 1 - 7). Grupni brojevi su označeni na vrhu rimskim brojevima I - VIII. Svaka grupa je podijeljena u dvije podgrupe - a i b. Skup elemenata na čelu sa elementima malih perioda, koji se ponekad nazivaju. glavne podgrupe su a-m i (Li predvodi podgrupu alkalnih metala. F - halogeni, He - inertni gasovi itd.). U ovom slučaju nazivaju se preostale podgrupe elemenata velikih perioda. nuspojave.

Elementi sa Z = 58 - 71 zbog posebne bliskosti strukture njihovih atoma i sličnosti njihove hemije. sv čine porodicu lantanida koja je dio III grupa, ali radi pogodnosti postavljeno na dno tabele. Elementi sa Z = 90 - 103 se često klasifikuju u familiju aktinida iz istih razloga. Nakon njih slijede element sa Z = 104 - curchatovy i element sa Z = 105 (vidi Nilsborium). U julu 1974. Sove. fizičari su prijavili otkriće elementa sa Z = 106, a u januaru. 1976 - elementi sa Z = 107. Kasnije su sintetizirani elementi sa Z = 108 i 109. Donji. granica P. s. e. M. je poznat - daje ga vodonik, jer ne može postojati element s nuklearnim nabojem manje od jedan. Pitanje je koja je gornja granica P. s. e. M., odnosno u kojoj meri granična vrijednost može doći do umjetnosti. sinteza elemenata ostaje neriješena. (Teška jezgra su nestabilna, pa se americij sa Z = 95 i naknadni elementi ne nalaze u prirodi, već se dobijaju nuklearnim reakcijama; međutim, u području udaljenijih transuranskih elemenata očekuje se pojava tzv. ostrva stabilnosti , posebno za Z = 114.) B čl periodična sinteza novih elemenata. prava i P. s. e. M. igraju primarnu ulogu. Mendeljejevljev zakon i sistem spadaju među najvažnije generalizacije prirodnih nauka i čine osnovu moderne nauke. učenja o strukturi ostrva.

Elektronska struktura atoma.

Ovaj i sljedeći paragrafi govore o modelima elektronske ljuske atoma. Važno je to shvatiti mi pričamo o tome tačno oko modeli. Pravi atomi su, naravno, složeniji i još uvijek ne znamo sve o njima. Međutim, savremeni teorijski model elektronska struktura atom omogućava uspješno objašnjenje, pa čak i predviđanje mnogih svojstava hemijski elementi, stoga se široko koristi u prirodnim naukama.

Za početak, razmotrimo detaljnije “planetarni” model koji je predložio N. Bohr (sl. 2-3 c).

Rice. 2-3 c. Borov "planetarni" model.

Danski fizičar N. Bohr je 1913. godine predložio model atoma u kojem se čestice elektrona okreću oko atomskog jezgra na približno isti način kao što se planete okreću oko Sunca. Bohr je sugerirao da elektroni u atomu mogu postojati stabilno samo u orbitama udaljenim od jezgre na strogo određenim udaljenostima. On je ove orbite nazvao stacionarnim. Izvan stacionarnih orbita, elektron ne može postojati. Zašto je to tako, Bor tada nije mogao objasniti. Ali on je pokazao da takav model omogućava objašnjenje mnogih eksperimentalnih činjenica (o tome se detaljnije govori u paragrafu 2.7).

Elektronske orbite u Borovom modelu su označene cijelim brojevima 1, 2, 3, ... n, počevši od onog najbližeg jezgru. U nastavku ćemo takve orbite zvati nivoa. Za opisivanje elektronske strukture atoma vodika dovoljni su sami nivoi. Ali u složenijim atomima, kako se ispostavilo, nivoi se sastoje od sličnih energija podnivoa. Na primjer, nivo 2 sastoji se od dva podnivoa (2s i 2p). Treći nivo se sastoji od 3 podnivoa (3s, 3p i 3d), kao što je prikazano na sl. 2-6. Četvrti nivo (nije stao na sliku) sastoji se od podnivoa 4s, 4p, 4d, 4f. U paragrafu 2.7 ćemo vam reći odakle su ta imena podnivoa tačno došla i oko kojih fizički eksperimenti, što je omogućilo da se "vide" elektronski nivoi i podnivoi u atomima.

Rice. 2-6. Borov model za atome složenije od atoma vodika. Crtež nije u razmeri - u stvari, podnivoi istog nivoa su mnogo bliži bliži prijatelj prijatelju.

U elektronskoj ljusci bilo kog atoma ima tačno onoliko elektrona koliko ima protona u njegovom jezgru, tako da je atom kao celina električno neutralan. Elektroni u atomu naseljavaju nivoe i podnivoe najbliže jezgru jer je u ovom slučaju njihova energija manja nego da su naselili udaljenije nivoe. Svaki nivo i podnivo mogu zadržati samo određeni broj elektrona.

Podnivoi se pak sastoje od jednake energije orbitale(nisu prikazani na sl. 2-6). Slikovito rečeno, ako se oblak elektronskih atoma uporedi sa gradom ili ulicom u kojoj "žive" svi elektroni datog atoma, onda se nivo može uporediti sa kućom, podnivo sa stanom, a orbitala sa prostor za elektrone. Sve orbitale bilo kojeg podnivoa imaju istu energiju. Na s-podnivou postoji samo jedna "soba" - orbitala. P-podnivo ima 3 orbitale, d-podnivo ima 5, a f-podnivo ima čak 7 orbitala. Jedan ili dva elektrona mogu "živjeti" u svakoj "sobnoj" orbitali. Zove se zabrana da elektroni imaju više od dva na jednoj orbitali Paulijeva zabrana- nazvan po naučniku koji je otkrio ovu važnu osobinu strukture atoma. Svaki elektron u atomu ima svoju "adresu", koja je napisana kao skup od četiri broja koji se naziva "kvant". Kvantni brojevi će biti detaljno razmotreni u odeljku 2.7. Ovdje ćemo samo spomenuti glavni kvantni broj n(vidi Sl. 2-6), što u „adresi“ elektrona označava broj nivoa na kojem ovaj elektron postoji.

©2015-2019 stranica
Sva prava pripadaju njihovim autorima. Ova stranica ne tvrdi autorstvo, ali omogućava besplatno korištenje.
Datum kreiranja stranice: 20.08.2016

Elektroni

Koncept atoma nastao je u antičkom svijetu za označavanje čestica materije. U prijevodu s grčkog, atom znači „nedjeljiv“.

Irski fizičar Stoney je na osnovu eksperimenata došao do zaključka da elektricitet nose najmanje čestice koje postoje u atomima svih kemijskih elemenata. Godine 1891. Stoney je predložio da se te čestice nazovu elektronima, što na grčkom znači "ćilibar". Nekoliko godina nakon što je elektron dobio ime, engleski fizičar Joseph Thomson i francuski fizičar Jean Perrin dokazali su da elektroni nose negativan naboj. Ovo je najmanji negativni naboj, koji se u hemiji uzima kao jedan (-1). Thomson je čak uspio odrediti brzinu elektrona (brzina elektrona u orbiti je obrnuto proporcionalna broju orbite n. Radijusi orbite rastu proporcionalno kvadratu broja orbite. U prvoj orbiti orbite atom vodonika (n=1; Z=1) brzina je ≈ 2,2·106 m/s, odnosno oko sto puta manja od brzine svjetlosti c = 3·108 m/s) i masa elektrona (to je skoro 2000 puta manje od mase atoma vodika).

Stanje elektrona u atomu

Pod stanjem elektrona u atomu se podrazumijeva skup informacija o energiji određenog elektrona i prostoru u kojem se nalazi. Elektron u atomu nema putanju kretanja, tj. može se govoriti samo o vjerovatnoća da se nađe u prostoru oko jezgra.

Može se nalaziti u bilo kojem dijelu ovog prostora koji okružuje jezgro i njegovu cjelinu razne odredbe smatra se oblakom elektrona sa određenom negativnom gustinom naelektrisanja. Slikovito, ovo se može zamisliti na ovaj način: kada bi bilo moguće snimiti položaj elektrona u atomu nakon stotih ili milionitih dijelova sekunde, kao u foto finišu, tada bi elektron na takvim fotografijama bio predstavljen kao tačke. Kada bi se bezbroj takvih fotografija naložilo, slika bi bila oblak elektrona sa najvećom gustinom gdje bi bilo najviše ovih tačaka.

Prostor oko atomskog jezgra u kojem se najvjerovatnije nalazi elektron naziva se orbitala. Sadrži približno 90% elektronski oblak, a to znači da se oko 90% vremena elektron nalazi u ovom dijelu prostora. Odlikuju se oblikom 4 trenutno poznata tipa orbitala, koji su označeni latinicom slova s, p, d i f. Na slici je prikazan grafički prikaz nekih oblika elektronskih orbitala.

Najvažnija karakteristika kretanja elektrona na određenoj orbitali je energija njegove veze sa jezgrom. Elektroni sa sličnim energetskim vrijednostima formiraju jedan elektronski sloj ili energetski nivo. Energetski nivoi su numerisani počevši od jezgra - 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7.

Cijeli broj n, koji označava broj energetskog nivoa, naziva se glavni kvantni broj. Karakterizira energiju elektrona koji zauzimaju dati energetski nivo. Najnižu energiju imaju elektroni prvog energetskog nivoa, najbliži jezgru. U poređenju sa elektronima prvog nivoa, elektroni narednih nivoa će se odlikovati velikim zalihama energije. Posljedično, elektroni vanjskog nivoa su najmanje vezani za atomsko jezgro.

Najveći broj elektrona na energetskom nivou određen je formulom:

N = 2n 2 ,

gdje je N maksimalni broj elektrona; n je broj nivoa, ili glavni kvantni broj. Prema tome, na prvom energetskom nivou najbližem jezgru ne može biti više od dva elektrona; na drugom - ne više od 8; na trećem - ne više od 18; na četvrtom - ne više od 32.

Počevši od drugog energetskog nivoa (n = 2), svaki od nivoa se deli na podnivoe (podslojeve), koji se malo razlikuju jedan od drugog u energiji vezivanja sa jezgrom. Broj podnivoa jednak je vrijednosti glavnog kvantnog broja: prvi energetski nivo ima jedan podnivo; drugi - dva; treći - tri; četvrti - četiri podnivoa. Podnivoe, pak, formiraju orbitale. Svaka vrijednostn odgovara broju orbitala jednakih n.

Podnivoi se obično označavaju sa latiničnim slovima, kao i oblik orbitala od kojih se sastoje: s, p, d, f.

Protoni i neutroni

Atom bilo kog hemijskog elementa je uporediv sa sićušnim Solarni sistem. Stoga se ovaj model atoma, koji je predložio E. Rutherford, naziva planetarno.

Atomsko jezgro, u kojem je koncentrisana cijela masa atoma, sastoji se od čestica dvije vrste - protona i neutrona.

Protoni imaju naboj jednak naboju elektrona, ali suprotan predznakom (+1), i masu jednaku masi atoma vodika (u hemiji se uzima kao jedan). Neutroni nemaju naboj, neutralni su i imaju masu jednaku masi protona.

Protoni i neutroni zajedno se nazivaju nukleoni (od latinskog nucleus - jezgro). Zbir broja protona i neutrona u atomu naziva se maseni broj. Na primjer, maseni broj atoma aluminija je:

13 + 14 = 27

broj protona 13, broj neutrona 14, maseni broj 27

Pošto se masa elektrona, koja je zanemarljivo mala, može zanemariti, očigledno je da je čitava masa atoma koncentrisana u jezgru. Elektroni su označeni e-.

Od atoma električno neutralan, onda je također očito da je broj protona i elektrona u atomu isti. On je jednak serijskom broju hemijskog elementa koji mu je dodeljen u periodnom sistemu. Masa atoma sastoji se od mase protona i neutrona. Znajući atomski broj elementa (Z), odnosno broj protona i maseni broj (A), jednak zbiru broja protona i neutrona, možete pronaći broj neutrona (N) koristeći formulu:

N = A - Z

Na primjer, broj neutrona u atomu željeza je:

56 — 26 = 30

Izotopi

Zovu se varijante atoma istog elementa koji imaju isti nuklearni naboj, ali različite masene brojeve izotopi. Hemijski elementi koji se nalaze u prirodi su mješavina izotopa. Dakle, ugljenik ima tri izotopa sa masama 12, 13, 14; kiseonik - tri izotopa sa masama 16, 17, 18, itd. Relativna atomska masa hemijskog elementa koji se obično daje u periodnom sistemu je prosečna vrednost atomskih masa prirodne mešavine izotopa datog elementa, uzimajući u obzir njihovo relativno obilje u prirodi. Hemijska svojstva izotopa većine hemijskih elemenata su potpuno ista. Međutim, izotopi vodika se jako razlikuju u svojstvima zbog dramatičnog višestrukog povećanja njihove relativne atomske mase; čak im se daju pojedinačna imena i hemijski simboli.

Elementi prvog perioda

Dijagram elektronske strukture atoma vodika:

Dijagrami elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi).

Grafička elektronska formula atoma vodika (prikazuje distribuciju elektrona po energetskim nivoima i podnivoima):

Grafičke elektronske formule atoma pokazuju distribuciju elektrona ne samo između nivoa i podnivoa, već i među orbitalama.

U atomu helija, prvi elektronski sloj je kompletan - ima 2 elektrona. Vodonik i helijum su s-elementi; S-orbitala ovih atoma je ispunjena elektronima.

Za sve elemente drugog perioda prvi elektronski sloj je ispunjen, a elektroni ispunjavaju s- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu s principom najmanje energije (prvo s, a zatim p) i Paulijevim i Hundovim pravilima.

U atomu neona, drugi elektronski sloj je kompletan - ima 8 elektrona.

Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su završeni, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s-, 3p- i 3d-podnivo.

Atom magnezija završava svoju 3s elektronsku orbitalu. Na i Mg su s-elementi.

U aluminijumu i naknadnim elementima, 3p podnivo je ispunjen elektronima.

Elementi trećeg perioda imaju nepopunjene 3d orbitale.

Svi elementi od Al do Ar su p-elementi. S- i p-elementi čine glavne podgrupe u periodnom sistemu.

Elementi četvrtog - sedmog perioda

U atomima kalija i kalcija pojavljuje se četvrti elektronski sloj, a 4s podnivo je ispunjen, jer ima nižu energiju od 3d podnivoa.

K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podgrupe. Za atome od Sc do Zn, 3d podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su 3d elementi. Uvršteni su u sekundarne podgrupe, njihov krajnji elektronski sloj je ispunjen i klasifikovani su kao prelazni elementi.

Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. U njima jedan elektron „otpadne“ sa 4s na 3d podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektronskih konfiguracija 3d 5 i 3d 10:

U atomu cinka treći elektronski sloj je kompletan - u njemu su ispunjeni svi podnivoi 3s, 3p i 3d, sa ukupno 18 elektrona. U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj, 4p podnivo, nastavlja da se puni.

Elementi od Ga do Kr su p-elementi.

Atom kriptona ima vanjski sloj (četvrti) koji je potpun i ima 8 elektrona. Ali u četvrtom elektronskom sloju može biti ukupno 32 elektrona; atom kriptona i dalje ima nepopunjene podnivoe 4d i 4f. Za elemente petog perioda podnivoi se popunjavaju sljedećim redoslijedom: 5s - 4d - 5p. A postoje i izuzeci koji se odnose na “ neuspjeh» elektroni, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

U šestom i sedmom periodu pojavljuju se f-elementi, odnosno elementi u kojima su ispunjeni 4f- i 5f-podnivo trećeg vanjskog elektronskog sloja.

4f elementi se nazivaju lantanidi.

5f elementi se nazivaju aktinidi.

Redoslijed popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: 55 Cs i 56 Ba - 6s elementi; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je „narušen“ redoslijed popunjavanja elektronskih orbitala, što je, na primjer, povezano sa većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih f-podnivoa, odnosno nf 7 i nf 14. Ovisno o tome koji je podnivo atoma posljednji ispunjen elektronima, svi elementi se dijele u četiri porodice elektrona, odnosno blokove:

• s-elementi. S-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; s-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II.

• p-elementi. P-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; p-elementi uključuju elemente glavnih podgrupa grupa III-VIII.

• d-elementi. D-podnivo pred-spoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; d-elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I-VIII, odnosno elemente plug-in decenija velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Nazivaju se i prijelaznim elementima.

• f-elementi. f-podnivo trećeg vanjskog nivoa atoma ispunjen je elektronima; to uključuje lantanoide i antinoide.

Švajcarski fizičar W. Pauli je 1925. godine ustanovio da u atomu na jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona koji imaju suprotne (antiparalelne) spinove (prevedeno sa engleskog kao "vreteno"), tj. da imaju svojstva koja se uslovno mogu zamisliti. kao rotacija elektrona oko njegove imaginarne ose: u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu.

Ovaj princip se zove Paulijev princip. Ako postoji jedan elektron na orbitali, onda se naziva nesparen; ako su dva, onda su to upareni elektroni, odnosno elektroni sa suprotnim spinovima. Na slici je prikazan dijagram podjele energetskih nivoa na podnivoe i redoslijeda kojim se oni popunjavaju.

Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija - pišu se takozvane grafičke elektronske formule. Za ovu notaciju koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; Svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru okretanja. Kada pišete grafičku elektronsku formulu, trebali biste zapamtiti dva pravila: Paulijev princip i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije prvo jednu po jednu i imaju istu spin vrijednost, a tek onda uparuju, ali će spinovi, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmjereni.

Hundovo pravilo i Paulijev princip

Hundovo pravilo- pravilo kvantne hemije koje određuje redosled popunjavanja orbitala određenog podsloja i formulisano je na sledeći način: ukupna vrednost spin kvantnog broja elektrona datog podsloja mora biti maksimalna. Formulirao ga je Friedrich Hund 1925.

To znači da se u svakoj od orbitala podsloja prvi popuni jedan elektron, a tek nakon što se neispunjene orbitale iscrpe, ovoj orbitali se dodaje drugi elektron. U ovom slučaju, u jednoj orbitali postoje dva elektrona sa polucijelim spinovima suprotnog predznaka, koji se uparuju (tvore oblak od dva elektrona) i kao rezultat, ukupni spin orbitale postaje jednak nuli.

Druga formulacija: Niže energije leži atomski termin za koji su zadovoljena dva uslova.

1. Višestrukost je maksimalna
2. Kada se višestrukosti poklapaju, ukupni orbitalni moment L je maksimalan.

Analizirajmo ovo pravilo na primjeru popunjavanja orbitala p-podnivoa str-elementi drugog perioda (odnosno od bora do neona (na donjem dijagramu vodoravne linije označavaju orbitale, vertikalne strelice označavaju elektrone, a smjer strelice pokazuje orijentaciju spina).

Vladavina Klečkovskog

Pravilo Klečkovskog - kako se ukupan broj elektrona u atomima povećava (kako se povećavaju naboji njihovih jezgara, ili serijski brojevi hemijski elementi) atomske orbitale su naseljene na način da pojava elektrona u orbitali veće energije zavisi samo od glavnog kvantnog broja n i ne zavisi od svih ostalih kvantnih brojeva, uključujući i l. Fizički, to znači da je u atomu sličnom vodiku (u nedostatku međuelektronske odbijanja), orbitalna energija elektrona određena samo prostornom udaljenosti gustine naboja elektrona od jezgra i ne ovisi o karakteristikama njegovog kretanje u polju jezgra.

Empirijsko pravilo Klečkovskog i shema uređenja koja iz njega slijedi donekle su kontradiktorni stvarnom energetskom nizu atomskih orbitala samo u dva slična slučaja: za atome Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , dolazi do “kvara” elektrona pri čemu se s -podnivo vanjskog sloja zamjenjuje d-podnivoom prethodnog sloja, što dovodi do energetski stabilnijeg stanja atoma, naime: nakon punjenja orbitale 6 sa dva elektrona s

Pogledajmo kako je izgrađen atom. Imajte na umu da ćemo govoriti isključivo o modelima. U praksi, atomi su mnogo složenija struktura. Ali zahvaljujući modernom razvoju, u mogućnosti smo objasniti, pa čak i uspješno predvidjeti svojstva (čak i ako ne sve). Dakle, kakva je struktura atoma? Od čega je napravljeno?

Planetarni model atoma

Prvi ga je predložio danski fizičar N. Bohr 1913. godine. Ovo je prva teorija strukture atoma zasnovana na naučnim činjenicama. Osim toga, postavio je temelje za modernu tematsku terminologiju. U njemu elektroni-čestice proizvode rotacijske pokrete oko atoma po istom principu kao i planete oko Sunca. Bohr je sugerirao da one mogu postojati isključivo u orbitama koje se nalaze na strogo određenoj udaljenosti od jezgre. Naučnik nije mogao da objasni zašto je to tako, sa naučnog stanovišta, ali je takav model potvrđen brojnim eksperimentima. Za označavanje orbite korišteni su cjelobrojni brojevi, počevši od jedan, koji je numeriran najbliže jezgru. Sve ove orbite se takođe nazivaju nivoima. Atom vodonika ima samo jedan nivo, na kojem rotira jedan elektron. Ali složeni atomi takođe imaju nivoe. Podijeljeni su na komponente koje kombinuju elektrone sa sličnim energetskim potencijalom. Dakle, drugi već ima dva podnivoa - 2s i 2p. Treći već ima tri - 3s, 3p i 3d. I tako dalje. Prvo su „naseljeni“ podnivoi bliži jezgru, a zatim i udaljeni. Svaki od njih može zadržati samo određeni broj elektrona. Ali ovo nije kraj. Svaki podnivo je podijeljen na orbitale. Hajde da napravimo poređenje sa običan život. Elektronski oblak atoma je uporediv sa gradom. Nivoi su ulice. Podnivo - privatna kuća ili stan. Orbital - soba. Svaki od njih "živi" jedan ili dva elektrona. Svi imaju određene adrese. Ovo je bio prvi dijagram strukture atoma. I konačno, o adresama elektrona: one su određene skupovima brojeva koji se nazivaju "kvantnim".

Talasni model atoma

Ali s vremenom je planetarni model revidiran. Predložena je druga teorija strukture atoma. Napredniji je i omogućava vam da objasnite rezultate praktičnih eksperimenata. Prvi je zamijenjen talasnim modelom atoma, koji je predložio E. Schrödinger. Tada je već utvrđeno da se elektron može manifestirati ne samo kao čestica, već i kao val. Šta je radio Šredinger? On je primijenio jednačinu koja opisuje kretanje vala u Tako se ne može pronaći putanja elektrona u atomu, već vjerovatnoća njegovog otkrivanja u određenoj tački. Ono što ujedinjuje obje teorije je da se elementarne čestice nalaze na određenim nivoima, podnivoima i orbitalama. Tu prestaje sličnost između modela. Dozvolite mi da vam dam jedan primer: u teoriji talasa, orbitala je oblast u kojoj se elektron može naći sa verovatnoćom od 95%. Ostatak prostora čini 5%, ali se na kraju ispostavilo da su strukturne karakteristike atoma prikazane pomoću valnog modela, uprkos činjenici da je terminologija koja se koristi uobičajena.

Koncept vjerovatnoće u ovom slučaju

Zašto je korišćen ovaj izraz? Heisenberg je 1927. godine formulirao princip nesigurnosti, koji se danas koristi za opisivanje kretanja mikročestica. Temelji se na njihovoj fundamentalnoj razlici od običnih fizičkih tijela. Šta je? Klasična mehanika je pretpostavljala da osoba može posmatrati pojave bez uticaja na njih (posmatranje nebeskih tijela). Na osnovu dobijenih podataka moguće je izračunati gde će se objekat nalaziti u određenom trenutku. Ali u mikrokosmosu stvari su nužno drugačije. Tako, na primjer, sada nije moguće promatrati elektron bez utjecaja na njega zbog činjenice da su energije instrumenta i čestice neuporedive. To dovodi do promjene njene lokacije elementarne čestice, stanja, smjera, brzine kretanja i drugih parametara. I nema smisla govoriti o tačnim karakteristikama. Sam princip nesigurnosti nam govori da je nemoguće izračunati tačnu putanju elektrona oko jezgra. Možete samo naznačiti vjerovatnoću pronalaska čestice u određenom području prostora. Ovo je posebnost strukture atoma hemijskih elemenata. Ali to bi trebali uzeti u obzir isključivo naučnici u praktičnim eksperimentima.

Atomski sastav

Ali hajde da se koncentrišemo na celu temu. Dakle, pored dobro promišljene elektronske ljuske, druga komponenta atoma je jezgro. Sastoji se od pozitivno nabijenih protona i neutralnih neutrona. Svima nam je poznat periodni sistem. Broj svakog elementa odgovara broju protona koji sadrži. Broj neutrona jednak je razlici između mase atoma i broja njegovih protona. Može doći do odstupanja od ovog pravila. Tada kažu da je prisutan izotop elementa. Struktura atoma je takva da je "okružen". elektronska školjka. obično jednak broju protona. Masa potonjeg je otprilike 1840 puta veća od mase prvog i približno je jednaka težini neutrona. Poluprečnik jezgra je oko 1/200 000 prečnika atoma. Sama ima sferni oblik. Ovo je općenito struktura atoma kemijskih elemenata. Unatoč razlici u masi i svojstvima, izgledaju približno isto.

Orbite

Kada se govori o tome šta je dijagram strukture atoma, o njima se ne može prećutati. Dakle, postoje ove vrste:

1. s. Imaju sferni oblik.
2. str. Izgledaju kao trodimenzionalne osmice ili vreteno.
3. d i f. Imaju složen oblik koji je teško opisati formalnim jezikom.

Elektron svakog tipa može se naći sa 95% vjerovatnoće u odgovarajućoj orbitali. Predočene informacije moraju se tretirati mirno, jer je to prije apstraktni matematički model nego fizička stvarnost. Ali uz sve ovo, ima dobru prediktivnu moć u pogledu hemijskih svojstava atoma, pa čak i molekula. Što se nivo nalazi dalje od jezgra, to se više elektrona može staviti na njega. Dakle, broj orbitala se može izračunati pomoću posebne formule: x 2. Ovdje je x jednako broju nivoa. A pošto se do dva elektrona mogu postaviti u orbitalu, na kraju će formula za njihovo numeričko pretraživanje izgledati ovako: 2x 2.

Orbite: tehnički podaci

Ako govorimo o strukturi atoma fluora, on će imati tri orbitale. Svi će biti popunjeni. Energija orbitala unutar jednog podnivoa je ista. Da biste ih označili, dodajte broj sloja: 2s, 4p, 6d. Vratimo se na razgovor o strukturi atoma fluora. Imaće dva s- i jedan p-podnivo. Ima devet protona i isti broj elektrona. Prvi s-nivo. To su dva elektrona. Zatim drugi s-nivo. Još dva elektrona. I 5 ispunjava p-nivo. Ovo je njegova struktura. Nakon što pročitate sljedeći podnaslov, možete to učiniti sami neophodne radnje i uvjerite se u to. Ako govorimo o tome koji fluor takođe pripada, treba napomenuti da su oni, iako u istoj grupi, potpuno različiti po svojim karakteristikama. Dakle, njihova tačka ključanja se kreće od -188 do 309 stepeni Celzijusa. Pa zašto su bili ujedinjeni? Sve hvala hemijska svojstva. Svi halogeni, i fluor u najvećoj mjeri, imaju najveću oksidacijsku sposobnost. Reaguju s metalima i mogu se spontano zapaliti na sobnoj temperaturi bez ikakvih problema.

Kako se pune orbite?

Po kojim su pravilima i principima uređeni elektroni? Predlažemo da se upoznate sa tri glavna, čiji je tekst pojednostavljen radi boljeg razumijevanja:

1. Princip najmanje energije. Elektroni imaju tendenciju da popune orbitale po redu porasta energije.
2. Paulijev princip. Jedna orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona.
3. Hundovo pravilo. Unutar jednog podnivoa, elektroni prvo popunjavaju prazne orbitale, a tek onda formiraju parove.

Struktura atoma će pomoći u njenom popunjavanju i u ovom slučaju će postati razumljivija u smislu slike. Stoga, kada praktičan rad Prilikom konstruiranja dijagrama strujnih kola, morate ga držati pri ruci.

Primjer

Da biste sumirali sve što je rečeno u okviru članka, možete napraviti uzorak kako su elektroni atoma raspoređeni po svojim nivoima, podnivoima i orbitalama (odnosno kakva je konfiguracija nivoa). Može se prikazati kao formula, energetski dijagram ili dijagram sloja. Ovdje su vrlo dobre ilustracije koje, nakon pažljivog pregleda, pomažu u razumijevanju strukture atoma. Dakle, prvi nivo se popunjava prvi. Ima samo jedan podnivo, u kojem postoji samo jedna orbitala. Svi nivoi se popunjavaju uzastopno, počevši od najmanjeg. Prvo, unutar jednog podnivoa, jedan elektron je smješten u svaku orbitalu. Zatim se stvaraju parovi. A ako ima slobodnih, dolazi do prelaska na drugi predmet punjenja. A sada možete sami saznati kakva je struktura atoma dušika ili fluora (što se ranije razmatralo). Možda će vam u početku biti malo teško, ali možete koristiti slike da vas upute. Radi jasnoće, pogledajmo strukturu atoma dušika. Ima 7 protona (zajedno sa neutronima koji čine jezgro) i isti broj elektrona (koji čine elektronski omotač). Prvi s-nivo se popunjava prvi. Ima 2 elektrona. Zatim dolazi drugi s-nivo. Takođe ima 2 elektrona. A ostala tri su postavljena na p-nivou, gdje svaki od njih zauzima jednu orbitalu.

Zaključak

Kao što vidite, struktura atoma nije ovakva kompleksna tema(ako tome pristupite iz perspektive školskog kursa hemije, naravno). I razumjeti ovu temu nije teško. Na kraju, želio bih vam reći o nekim karakteristikama. Na primjer, kada govorimo o strukturi atoma kisika, znamo da on ima osam protona i 8-10 neutrona. A pošto sve u prirodi teži ravnoteži, dva atoma kiseonika formiraju molekul, gde dva nesparena elektrona formiraju kovalentnu vezu. Još jedna stabilna molekula kiseonika, ozon (O3), nastaje na sličan način. Poznavajući strukturu atoma kisika, možete ispravno sastaviti formule za oksidativne reakcije u kojima sudjeluje najčešća tvar na Zemlji.

Algoritam za sastavljanje elektronske formule elementa:

1. Odredite broj elektrona u atomu koristeći periodni sistem hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.

2. Koristeći broj perioda u kojem se element nalazi, odrediti broj energetskih nivoa; broj elektrona na zadnjem elektronskom nivou odgovara broju grupe.

3. Podijelite nivoe na podnivoe i orbitale i popunite ih elektronima u skladu sa pravilima za popunjavanje orbitala:

Mora se imati na umu da prvi nivo sadrži najviše 2 elektrona 1s 2, na drugom - maksimalno 8 (dva s i šest R: 2s 2 2p 6), na trećem - maksimalno 18 (dva s, šest str, i deset d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Glavni kvantni broj n treba biti minimalan.
• Prvi za punjenje s- podnivo, dakle r-, d- b f- podnivoa.
• Elektroni popunjavaju orbitale po redu porasta energije orbitala (pravilo Klečkovskog).
• Unutar podnivoa, elektroni prvo zauzimaju slobodne orbitale jednu po jednu, a tek nakon toga formiraju parove (Hundovo pravilo).
• U jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona (Paulijev princip).

Primjeri.

1. Kreirajmo elektronsku formulu dušika. IN periodni sistem azot je na broju 7.

2. Kreirajmo elektronsku formulu za argon. Argon je broj 18 u periodnom sistemu.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Kreirajmo elektronsku formulu hroma. Hrom je broj 24 u periodnom sistemu.

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

Energetski dijagram cinka.

4. Kreirajmo elektronsku formulu cinka. Cink je broj 30 u periodnom sistemu.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Imajte na umu da je dio elektronske formule, odnosno 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, elektronska formula argona.

Elektronska formula cinka može se predstaviti kao: