Elektrónové vzorce atómov a diagramy. Elektronický vzorec prvku

Zloženie atómu.

Atóm pozostáva z atómové jadro a elektronický plášť.

Jadro atómu pozostáva z protónov ( p +) a neutróny ( n 0). Väčšina atómov vodíka má jedno protónové jadro.

Počet protónov N(p +) sa rovná jadrovému náboju ( Z) a poradové číslo prvku v prirodzenom rade prvkov (a v periodickej tabuľke prvkov).

N(p +) = Z

Súčet počtu neutrónov N(n 0), označuje sa jednoducho písmenom N a počet protónov Z volal masívne číslo a označené písmenom A.

A = Z + N

Elektrónový obal atómu pozostáva z elektrónov pohybujúcich sa okolo jadra ( e -).

Počet elektrónov N(e-) v elektrónovom obale neutrálneho atómu sa rovná počtu protónov Z v jeho jadre.

Hmotnosť protónu je približne rovnaká ako hmotnosť neutrónu a je 1840-krát viac hmoty elektrón, takže hmotnosť atómu sa prakticky rovná hmotnosti jadra.

Tvar atómu je sférický. Polomer jadra je asi 100 000-krát menší ako polomer atómu.

Chemický prvok- druh atómov (súbor atómov) s rovnakým jadrovým nábojom (s rovnakým počtom protónov v jadre).

izotop- súbor atómov jedného prvku s rovnakým počtom neutrónov v jadre (alebo druh atómov s rovnakým počtom protónov a rovnakým počtom neutrónov v jadre).

Rôzne izotopy sa navzájom líšia počtom neutrónov v jadrách svojich atómov.

Označenie jedného atómu alebo izotopu: (E je symbol prvku), napríklad:.

Štruktúra elektrónového obalu atómu

Atómový orbitál- stav elektrónu v atóme. Orbitálny symbol -. Každému orbitálu zodpovedá elektrónový oblak.

Orbitály skutočných atómov v základnom (neexcitovanom) stave sú štyroch typov: s, p, d a f.

Elektronický cloud- časť priestoru, v ktorej možno detegovať elektrón s 90 (a viac) percentnou pravdepodobnosťou.

Poznámka: niekedy sa pojmy „atómový orbitál“ a „elektrónový oblak“ nerozlišujú, pričom oba nazývame „atómový orbitál“.

Elektrónový obal atómu je vrstvený. Elektronická vrstva tvorené elektrónovými oblakmi rovnakej veľkosti. Orbitály tvoria jednu vrstvu elektronickej („energetickej“) úrovni, ich energie sú rovnaké pre atóm vodíka, ale iné pre iné atómy.

Podobné orbitály rovnakej úrovne sú zoskupené do elektronický (energia) podúrovne:
s-podúroveň (pozostáva z jedného s-orbitálny), symbol -.
p-podúroveň (pozostáva z troch p
d-podúroveň (pozostáva z piatich d-orbitály), symbol -.
f-podúroveň (pozostáva zo siedmich f-orbitály), symbol -.

Energie orbitálov jednej podúrovne sú rovnaké.

Pri označovaní podúrovní sa k symbolu podúrovne pridáva číslo vrstvy (elektronická vrstva), napríklad: 2 s, 3p, 5d znamená s- podúroveň druhej úrovne, p- podúroveň tretej úrovne, d-podúroveň piatej úrovne.

Celkový počet podúrovní v jednej úrovni sa rovná číslu úrovne n... Celkový počet orbitálov na jednej úrovni je n 2. v súlade s tým celkový počet mraky v jednej vrstve je tiež n 2 .

Označenia: - voľný orbitál (bez elektrónov), - orbitál s nepárovým elektrónom, - orbitál s elektrónovým párom (s dvoma elektrónmi).

Poradie plnenia orbitálov atómu elektrónmi je určené tromi prírodnými zákonmi (formulácie sú uvedené zjednodušeným spôsobom):

1. Princíp najmenšej energie - elektróny vypĺňajú orbitály v poradí narastajúcej energie orbitálov.

2. Pauliho princíp - v jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny.

3. Hundovo pravidlo - v rámci podúrovne elektróny najskôr vypĺňajú voľné orbitály (po jednom) a až potom vytvárajú elektrónové páry.

Celkový počet elektrónov v elektronickej úrovni (alebo v elektronickej vrstve) je 2 n 2 .

Rozdelenie podúrovní podľa energie je vyjadrené nasledovne (v poradí rastúcej energie):

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

Táto postupnosť je jasne vyjadrená v energetickom diagrame:

Rozloženie elektrónov atómu na úrovniach, podúrovniach a orbitáloch (elektronická konfigurácia atómu) môže byť znázornené vo forme elektrónového vzorca, energetického diagramu alebo jednoducho vo forme diagramu elektronických vrstiev (" elektronický obvod“).

Príklady elektrónovej štruktúry atómov:

valenčné elektróny- elektróny atómu, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Pre každý atóm sú to všetky vonkajšie elektróny plus tie predvonkajšie elektróny, ktorých energia je väčšia ako energia vonkajších. Napríklad: atóm Ca2 má vonkajšie elektróny - 4 s 2, sú tiež valenciou; Atóm Fe má vonkajšie elektróny - 4 s 2, ale má 3 d 6, preto má atóm železa 8 valenčných elektrónov. Valenčný elektrónový vzorec atómu vápnika je 4 s 2 a atóm železa - 4 s 2 3d 6 .

Periodická tabuľka chemických prvkov D. I. Mendelejeva
(prirodzený systém chemických prvkov)

Periodický zákon chemických prvkov(moderná formulácia): vlastnosti chemických prvkov, ako aj nimi tvorených jednoduchých a zložitých látok, sú periodicky závislé od hodnoty náboja z atómových jadier.

Periodický systém- grafické vyjadrenie periodického zákona.

Prirodzená škála chemických prvkov- rad chemických prvkov, usporiadaných podľa rastúceho počtu protónov v jadrách ich atómov, alebo, čo je rovnaké, podľa rastúcich nábojov jadier týchto atómov. Poradové číslo prvku v tomto riadku sa rovná počtu protónov v jadre ktoréhokoľvek atómu tohto prvku.

Tabuľka chemických prvkov je zostrojená „rozrezaním“ prirodzeného radu chemických prvkov do obdobia(vodorovné riadky tabuľky) a zoskupenia (zvislé stĺpce tabuľky) prvkov s podobnou elektrónovou štruktúrou atómov.

V závislosti od spôsobu kombinovania prvkov do skupín môže byť tabuľka dlhé obdobie(prvky s rovnakým počtom a typom valenčných elektrónov sa zhromažďujú v skupinách) a krátke obdobie(prvky s rovnakým počtom valenčných elektrónov sa zhromažďujú v skupinách).

Skupiny krátkodobej tabuľky sú rozdelené do podskupín ( hlavný a kolaterál), ktoré zodpovedajú skupinám dlhodobej tabuľky.

Všetky atómy prvkov rovnakej periódy majú rovnaký počet elektronických vrstiev, ktorý sa rovná počtu periódy.

Počet prvkov v periódach: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Väčšina prvkov ôsmej periódy sa získava umelo, posledné prvky tohto obdobia ešte neboli syntetizované. Všetky periódy, okrem prvej, začínajú prvkom, ktorý tvorí alkalický kov (Li, Na, K atď.), a končia prvkom, ktorý tvorí vzácny plyn (He, Ne, Ar, Kr atď.). ).

V krátkodobej tabuľke je osem skupín, z ktorých každá je rozdelená na dve podskupiny (hlavná a vedľajšia), v dlhodobej tabuľke je šestnásť skupín, ktoré sú očíslované rímskymi číslicami písmenami A alebo B, napr. príklad: IA, IIIB, VIA, VIIB. Skupina IA tabuľky dlhých období zodpovedá hlavnej podskupine prvej skupiny tabuľky krátkych období; skupina VIIB - vedľajšia podskupina siedmej skupiny: ostatné sú podobné.

Charakteristiky chemických prvkov sa v skupinách a obdobiach prirodzene menia.

V obdobiach (so zvýšením sériového čísla)

• zvyšuje sa náboj jadra,
• zvyšuje sa počet vonkajších elektrónov,
• polomer atómov sa zmenšuje,
• zvyšuje sa sila väzby medzi elektrónmi a jadrom (ionizačná energia),
• zvyšuje sa elektronegativita,
• zlepšujú sa oxidačné vlastnosti jednoduchých látok („nekovové“),
• redukčné vlastnosti jednoduchých látok („kovovosť“) sa oslabujú,
• oslabuje zásaditý charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov,
• zvyšuje sa kyslý charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov.

V skupinách (s rastúcim sériovým číslom)

• zvyšuje sa náboj jadra,
• zväčšuje sa polomer atómov (iba v skupinách A),
• znižuje sa pevnosť väzby elektrónov s jadrom (ionizačná energia; len v A-skupinách),
• znižuje elektronegativitu (iba v A-skupinách),
• oslabujú sa oxidačné vlastnosti jednoduchých látok („nekovové“; len v skupinách A),
• zlepšujú sa redukčné vlastnosti jednoduchých látok ("kovovosť"; len v skupinách A),
• zásaditý charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov sa zvyšuje (len v skupinách A),
• kyslá povaha hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov sa oslabuje (iba v skupinách A),
• klesá stabilita vodíkových zlúčenín (zvyšuje sa ich redukčná aktivita; len v A-skupinách).

Úlohy a testy na tému "Téma 9." Štruktúra atómu. DI Mendelejevov periodický zákon a periodická tabuľka chemických prvkov (PSKhE) "."

• Periodický zákon - Periodický zákon a štruktúra atómov 8.-9
  Mali by ste vedieť: zákony plnenia orbitálov elektrónmi (princíp najmenšej energie, Pauliho princíp, Hundovo pravidlo), štruktúru periodickej sústavy prvkov.

  Musíte byť schopní: určiť zloženie atómu podľa polohy prvku v periodickej sústave, a naopak, nájsť prvok v periodickej sústave, pričom poznáte jeho zloženie; znázorniť štruktúrny diagram, elektrónovú konfiguráciu atómu, iónu a naopak určiť polohu chemického prvku v PSCE podľa schémy a elektrónovej konfigurácie; charakterizovať prvok a ním tvorené látky podľa jeho pozície v PSCE; určiť zmeny polomeru atómov, vlastností chemických prvkov a nimi tvorených látok v rámci jednej periódy a jednej hlavnej podskupiny periodickej sústavy.

  Príklad 1 Určte počet orbitálov na tretej elektronickej úrovni. Čo sú to za orbitály?
  Na určenie počtu orbitálov používame vzorec N orbitály = n 2, kde n- číslo úrovne. N orbitály = 3 2 = 9. Jeden 3 s-, tri 3 p- a päť 3 d-orbitály.

  Príklad 2 Určte, ktorý atóm ktorého prvku má elektrónový vzorec 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Aby bolo možné určiť, o aký prvok ide, je potrebné zistiť jeho poradové číslo, ktoré sa rovná celkovému počtu elektrónov atómu. V tomto prípade: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Toto je hliník.

  Keď sa ubezpečíte, že ste sa naučili všetko, čo potrebujete, pokračujte k úlohám. Prajeme vám veľa úspechov.

  
  Odporúčané čítanie:
  • OS Gabrielyan a ďalší.Chémia 11. trieda. M., Drop, 2002;
  • G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Chémia 11 kl. M., Vzdelávanie, 2001.

Akákoľvek látka pozostáva z veľmi malých častíc tzv atómov . Atóm je najmenšia častica chemického prvku, ktorá si zachováva všetky svoje charakteristické vlastnosti. Na predstavu veľkosti atómu stačí povedať, že ak by sa dali naukladať blízko seba, potom by milión atómov zaberalo vzdialenosť len 0,1 mm.

Ďalší vývoj vedy o štruktúre hmoty ukázal, že aj atóm má zložitú štruktúru a skladá sa z elektrónov a protónov. Tak vznikla elektronická teória štruktúry hmoty.

V dávnych dobách sa zistilo, že existujú dva druhy elektriny: pozitívna a negatívna. Množstvo elektriny obsiahnuté v tele sa začalo nazývať náboj. V závislosti od druhu elektriny, ktorú telo vlastní, môže byť náboj kladný alebo záporný.

Empiricky sa tiež zistilo, že náboje s rovnakým názvom sa odpudzujú a na rozdiel od nábojov sa priťahujú.

Zvážte elektrónová štruktúra atómu... Atómy sú tvorené ešte menšími časticami ako sú oni sami, tzv elektróny.

DEFINÍCIA:Elektrón je najmenšia častica hmoty, ktorá má najmenší záporný elektrický náboj.

Elektróny sa točia okolo centrálneho jadra zloženého z jedného alebo viacerých protóny a neutróny pozdĺž sústredných dráh. Elektróny sú negatívne nabité častice, protóny sú pozitívne a neutróny sú neutrálne (obrázok 1.1).

DEFINÍCIA:Protón je najmenšia častica hmoty s najmenším kladným elektrickým nábojom.

Existencia elektrónov a protónov je nepochybná. Vedci určovali nielen hmotnosť, náboj a veľkosť elektrónov a protónov, ale dokonca ich prinútili pracovať v rôznych elektrických a rádiotechnických zariadeniach.

Zistilo sa tiež, že hmotnosť elektrónu závisí od rýchlosti jeho pohybu a že elektrón sa v priestore nielen translačne pohybuje, ale aj rotuje okolo svojej osi.

Najjednoduchší vo svojej štruktúre je atóm vodíka (obr. 1.1). Skladá sa z jadra-protónu a elektrónu rotujúceho obrovskou rýchlosťou okolo jadra, ktoré tvorí vonkajší obal (orbitu) atómu. Zložitejšie atómy majú niekoľko obalov, pozdĺž ktorých rotujú elektróny.

Tieto obaly sú postupne naplnené elektrónmi z jadra (obrázok 1.2).

Teraz poďme analyzovať ... Vonkajší plášť je tzv valencia, a počet elektrónov v ňom obsiahnutých sa nazýva valencia... Čím ďalej od jadra valenčná škrupina, následne tým menej príťažlivú silu každý valenčný elektrón zažíva zo strany jadra. Atóm teda zvyšuje schopnosť pripájať na seba elektróny v prípade, že valenčný obal nie je vyplnený a nachádza sa ďaleko od jadra, alebo ich stratí.
Elektróny vonkajšieho obalu môžu prijímať energiu. Ak elektróny vo valenčnom obale dostanú od vonkajších síl potrebnú úroveň energie, môžu sa od nej odtrhnúť a opustiť atóm, čiže sa stanú voľnými elektrónmi. Voľné elektróny sa môžu ľubovoľne pohybovať z jedného atómu na druhý. Tie materiály, ktoré obsahujú veľké množstvo voľných elektrónov, sa nazývajú sprievodcov .

Izolátory , je opakom vodičov. Zabraňujú úniku elektrický prúd... Izolátory sú stabilné, pretože valenčné elektróny niektorých atómov vypĺňajú valenčné obaly iných atómov a viažu sa na ne. Tým sa zabráni tvorbe voľných elektrónov.
Medziľahlá poloha medzi izolátormi a vodičmi je obsadená polovodičov , ale o nich si povieme neskôr
Zvážte vlastnosti atómu... Atóm, ktorý má rovnaký počet elektrónov a protónov, je elektricky neutrálny. Atóm, ktorý prijíma jeden alebo viac elektrónov, sa stáva záporne nabitým a nazýva sa záporný ión. Ak atóm stratí jeden alebo viac elektrónov, stane sa kladným iónom, to znamená, že je nabitý kladne.

Periodická tabuľka prvkov Mendelejeva. Štruktúra atómu.

PERIODICKÁ SÚSTAVA PRVKOV MENDELEEV - chemická klasifikácia. prvky vytvorené rus. vedec D.I.Mendelejev na základe ním objaveného periodika (v roku 1869). zákona.

Moderné periodické formulovanie. zákon: Prvky Svätých ostrovov (prejavujúce sa v jednoduchom in-vah a zlúčeninách) sú periodické. v závislosti od náboja jadier ich atómov.

Náboj atómového jadra Z sa rovná atómovému (poradovému) číslu chemikálie. prvok v P. s. NS. M. Ak usporiadate všetky prvky vzostupne podľa Z. (vodík H, Z = 1; hélium He, Z = 2; lítium Li, Z = 3; berýlium Be, Z = 4 atď.), potom tvoria 7 období. V každom z týchto období dochádza k pravidelnej zmene prvkov sv-in, od prvého prvku obdobia (alkalický kov) po posledný (vzácny plyn). Prvá perióda obsahuje 2 prvky, 2. a 3. - po 8 prvkov, 4. a 5. - 18., 6. - 32. V 7. perióde je známych 19 prvkov. 2. a 3. obdobie sa zvyčajne nazýva malé, všetky nasledujúce sa nazývajú veľké. Ak usporiadate obdobia vo forme vodorovných riadkov, dostanete. v tabuľke sa zobrazí 8 vrcholov. stĺpy; sú to skupiny prvkov, podobné vo svojom sv.-ty.

Sväté ostrovy prvkov v rámci skupín sa tiež pravidelne menia v závislosti od nárastu Z. Napríklad v skupine Li - Na - K - Rb - Cs - Fr chemická látka pribúda. aktivita kovov, zvýšená DOS. povaha oxidov a hydroxidov.

Z teórie štruktúry atómu vyplýva, že periodicita prvkov sv-in je spôsobená zákonitosťami tvorby elektrónových obalov okolo jadra. S pribúdajúcim prvkom Z sa atóm stáva zložitejším – zväčšuje sa počet elektrónov obklopujúcich jadro a prichádza moment, keď sa končí plnenie jedného elektrónového obalu a začína sa formovanie ďalšieho, vonkajšieho obalu. V Mendelejevovom systéme sa to zhoduje so začiatkom nového obdobia. Prvky s 1, 2, 3 atď. elektrónmi v novom obale sú v St.-you podobné tým prvkom, ktoré mali tiež 1, 2, 3 atď. vonkajších elektrónov, hoci ich počet je vnútorný. elektrónových obalov bolo o jeden (alebo niekoľko) menej: Na je podobný Li (jeden vonkajší elektrón), Mg - až Be (2 vonkajšie elektróny); A1 - na B (3 externé elektróny) atď. S polohou prvku v P. s. NS. M. sú spojené jeho chemickou. a veľa ďalších. fyzické Svätý ostrov.

Ponúka sa veľa (asi 1000) grafických možností. obrázky P. s. NS. M. Najrozšírenejšie sú možnosti 2 P.. NS. M. - krátke a dlhé stoly; K.-L. nie je medzi nimi zásadný rozdiel. V prílohe je jeden z variantov krátkej tabuľky. V tabuľke sú čísla období uvedené v prvom stĺpci (označené arabskými číslicami 1 - 7). Čísla skupín sú uvedené v hornej časti rímskymi číslicami I - VIII. Každá skupina je rozdelená na dve podskupiny - a a b. Súbor prvkov na čele s prvkami malých období sa niekedy nazýva. hlavné podskupiny a-m a (Li vedie podskupinu alkalických kovov. F - halogény, He - inertné plyny atď.). V tomto prípade zostávajúce podskupiny prvkov dlhé obdobia volal strane.

Prvky so Z = 58 - 71 kvôli špeciálnej blízkosti štruktúry ich atómov a podobnosti ich chemickej látky. sv-in tvoria rodinu lantanoidov, zaradené do III skupina, ale pre pohodlie umiestnené v spodnej časti tabuľky. Z rovnakých dôvodov sú prvky so Z = 90 - 103 často izolované do rodiny aktinidov. Za nimi nasleduje prvok so Z = 104 - kučeravý a prvok so Z = 105 (pozri Nielsborium). V júli 1974 sovy. fyzici ohlásili objav prvku so Z = 106 a v januári. 1976 - prvky so Z = 107. Neskôr boli syntetizované prvky so Z = 108 a 109. P. hraničí s. NS. M. je známy - je daný vodíkom, keďže nemôže existovať prvok s jadrovým nábojom menším ako jedna. Otázka, aká je horná hranica P. s. NS. M., teda k akej konečnej hodnote môže umenie dosiahnuť. syntéza prvkov zostáva nevyriešená. (Ťažké jadrá sú nestabilné, preto amerícium so Z = 95 a následné prvky sa v prírode nenachádzajú, ale získavajú sa pri jadrových reakciách; v oblasti vzdialenejších transuránových prvkov sa však očakáva vznik tzv. ostrovčekov stability , najmä pre Z = 114.) umenie. syntéza nových prvkov period. zákona a P. s. NS. M. hrajú primárnu úlohu. Mendelejevov zákon a systém patria medzi najdôležitejšie zovšeobecnenia prírodných vied, ktoré sú základom modernej. učenie o štruktúre ostrova.

Elektrónová štruktúra atómu.

Tento a ďalšie odseky popisujú modely elektrónového obalu atómu. Je dôležité pochopiť, že hovoríme konkrétne o modelov... Skutočné atómy sú, samozrejme, zložitejšie a stále o nich nevieme všetko. Moderný teoretický model elektrónovej štruktúry atómu však umožňuje úspešne vysvetliť a dokonca predpovedať mnohé vlastnosti chemických prvkov, preto je široko používaný v prírodných vedách.

Na začiatok sa pozrime podrobnejšie na „planetárny“ model navrhnutý N. Bohrom (obr. 2-3 c).

Ryža. 2-3 c. Bohrov „planetárny“ model.

Dánsky fyzik N. Bohr v roku 1913 navrhol model atómu, v ktorom elektróny-častice obiehajú okolo jadra atómu v podstate rovnakým spôsobom ako planéty obiehajú okolo Slnka. Bohr navrhol, že elektróny v atóme môžu stabilne existovať iba na obežných dráhach vzdialených od jadra v presne definovaných vzdialenostiach. Tieto dráhy nazval stacionárne. Elektrón nemôže existovať mimo stacionárnych dráh. Prečo je to tak, Bohr v tom čase nevedel vysvetliť. Ale ukázal, že takýto model môže vysvetliť mnohé experimentálne fakty (viac o tom v časti 2.7).

Elektronické dráhy v Bohrovom modeli sú označené celými číslami 1, 2, 3, ... n počnúc tým, ktorý je najbližšie k jadru. Ďalej budeme takéto obežné dráhy nazývať úrovne... Samotné hladiny sú dostatočné na opísanie elektrónovej štruktúry atómu vodíka. Ale v zložitejších atómoch, ako sa ukázalo, úrovne pozostávajú z blízkych energií podúrovne... Napríklad 2. úroveň pozostáva z dvoch podúrovní (2s a 2p). Tretia úroveň pozostáva z 3 podúrovní (3s, 3p a 3d), ako je znázornené na obr. 2-6. Štvrtá úroveň (nevošla sa do obrázku) pozostáva z podúrovní 4s, 4p, 4d, 4f. V časti 2.7 vám povieme, odkiaľ presne pochádzajú tieto názvy podúrovní a o fyzikálnych experimentoch, ktoré umožnili „vidieť“ elektronické úrovne a podúrovne v atómoch.

Ryža. 2-6. Bohrov model pre atómy zložitejšie ako atóm vodíka. Výkres nie je nakreslený v mierke - v skutočnosti sú podúrovne rovnakej úrovne oveľa bližšie k sebe.

V elektrónovom obale každého atómu je presne toľko elektrónov, koľko je protónov v jeho jadre, preto je atóm ako celok elektricky neutrálny. Elektróny v atóme osídľujú úrovne a podúrovne najbližšie k jadru, pretože v tomto prípade je ich energia menšia, ako keby osídlili vzdialenejšie úrovne. Každá úroveň a podúroveň môže obsahovať iba určitý počet elektrónov.

Podúrovne zase pozostávajú z rovnakej energie orbitály(nie sú znázornené na obrázku 2-6). Obrazne povedané, ak sa elektrónový oblak atómu porovná s mestom alebo ulicou, kde „žijú“ všetky elektróny daného atómu, potom úroveň možno porovnať s domom, podúroveň s bytom a orbitál s priestor pre elektróny. Všetky orbitály nejakej podúrovne majú rovnakú energiu. Na s-podúrovni je len jedna "miestnosť" - orbitál. Na podúrovni p sú 3 orbitály, na podúrovni 5 a na podúrovni f až 7 orbitálov. V každom "izbovom" -orbitáli môžu "žiť" jeden alebo dva elektróny. Zakázať, aby elektróny boli v jednom orbitále viac ako dva, sa nazýva Pauliho zákaz- podľa mena vedca, ktorý na to prišiel dôležitá vlastnosťštruktúra atómu. Každý elektrón v atóme má svoju vlastnú "adresu", ktorá je zapísaná ako súbor štyroch čísel nazývaných "kvantové" čísla. Kvantovým číslam sa budeme podrobne venovať v časti 2.7. Tu spomenieme len hlavné kvantové číslo n(pozri obr. 2-6), ktorý v „adrese“ elektrónu udáva číslo hladiny, na ktorej tento elektrón existuje.

© stránka 2015-2019
Všetky práva patria ich autorom. Táto stránka si nenárokuje autorstvo, ale poskytuje bezplatné používanie.
Dátum vytvorenia stránky: 20.08.2016

Poďme sa pozrieť na to, ako je atóm postavený. Majte na pamäti, že budeme hovoriť iba o modeloch. V praxi sú atómy oveľa zložitejšou štruktúrou. Ale vďaka modernému vývoju sme schopní vysvetliť a dokonca úspešne predpovedať vlastnosti (aj keď nie všetky). Aký je teda diagram štruktúry atómu? Z čoho je to vyrobené"?

Planetárny model atómu

Prvýkrát to navrhol dánsky fyzik N. Bohr v roku 1913. Toto je prvá teória atómovej štruktúry založená na vedeckých faktoch. Okrem toho položila základ modernej tematickej terminológii. V ňom elektróny-častice vytvárajú rotačné pohyby okolo atómu podľa rovnakého princípu ako planéty okolo Slnka. Bohr navrhol, že môžu existovať výlučne na obežných dráhach umiestnených v presne definovanej vzdialenosti od jadra. Prečo je to tak, vedec z hľadiska vedy nedokázal vysvetliť, ale takýto model bol potvrdený mnohými experimentmi. Na označenie obežných dráh sa použili celé čísla, počnúc jednotkou, ktorá bola očíslovaná najbližšie k jadru. Všetky tieto obežné dráhy sa tiež nazývajú úrovne. Atóm vodíka má iba jednu úroveň, na ktorej rotuje jeden elektrón. Ale zložité atómy majú viac úrovní. Sú rozdelené na zložky, ktoré kombinujú elektróny s podobným energetickým potenciálom. Takže druhá už má dve podúrovne - 2s a 2p. Tretí má už tri - 3s, 3p a 3d. Atď. Najprv sa „zaľudnia“ podúrovne bližšie k jadru a potom tie vzdialené. Na každý z nich môže byť umiestnený len určitý počet elektrónov. Ale ešte nie je koniec. Každá podúroveň je rozdelená na orbitály. Urobme porovnanie s bežným životom. Elektronický oblak atómu je porovnateľný s mestom. Úrovne sú ulice. Podúroveň - súkromný dom alebo byt. Orbital je miestnosť. Každý z nich „žije“ jeden alebo dva elektróny. Všetky majú konkrétne adresy. Toto bol prvý diagram štruktúry atómu. A nakoniec o adresách elektrónov: sú určené súbormi čísel, ktoré sa nazývajú „kvantové“.

Vlnový model atómu

V priebehu času však planetárny model prešiel revíziou. Bola navrhnutá druhá teória štruktúry atómu. Je dokonalejší a umožňuje vysvetliť výsledky praktických pokusov. Prvý bol nahradený vlnovým modelom atómu, ktorý navrhol E. Schrödinger. Vtedy sa už zistilo, že elektrón sa môže prejaviť nielen ako častica, ale aj ako vlna. Čo urobil Schrödinger? Rovnicu popisujúcu pohyb vlny aplikoval v roku Dá sa teda nájsť nie dráha elektrónu v atóme, ale pravdepodobnosť jeho detekcie v určitom bode. Obe teórie spája to, že elementárne častice sa nachádzajú na konkrétnych úrovniach, podúrovniach a orbitáloch. Tu sa podobnosť modelov končí. Uvediem jeden príklad – v teórii vĺn je orbitál oblasťou, kde možno nájsť elektrón s pravdepodobnosťou 95 %. Zvyšok priestoru predstavuje 5%, ale nakoniec sa ukázalo, že vlastnosti štruktúry atómov sú znázornené pomocou vlnového modelu, pričom použitá terminológia je všeobecná.

Pojem pravdepodobnosti v tomto prípade

Prečo bol tento výraz použitý? Heisenberg v roku 1927 sformuloval princíp neurčitosti, ktorý sa dnes používa na opis pohybu mikročastíc. Vychádza z ich zásadnej odlišnosti od bežných fyzických tiel. Čo je to? Klasická mechanika predpokladala, že človek môže pozorovať javy bez toho, aby ich ovplyvňoval (pozorovanie nebeských telies). Na základe získaných údajov môžete vypočítať, kde sa objekt bude nachádzať v určitom časovom bode. Ale v mikrokozme sú veci nevyhnutne iné. Takže napríklad teraz nie je možné pozorovať elektrón bez toho, aby sme ho neovplyvnili, pretože energie prístroja a častice sú neporovnateľné. To vedie k tomu, že sa mení jej umiestnenie elementárnej častice, stav, smer, rýchlosť pohybu a ďalšie parametre. A nemá zmysel hovoriť o presných charakteristikách. Samotný princíp neurčitosti nám hovorí, že nie je možné vypočítať presnú dráhu elektrónu okolo jadra. Môžete uviesť iba pravdepodobnosť nájdenia častice v určitej oblasti priestoru. Toto je zvláštnosť štruktúry atómov chemických prvkov. To by ale mali brať do úvahy výlučne vedci pri praktických pokusoch.

Zloženie atómu

Ale sústreďme sa na celú tému. Takže okrem dobre premysleného elektrónového obalu je druhou zložkou atómu jadro. Pozostáva z kladne nabitých protónov a neutrálnych neutrónov. Všetci poznáme periodickú tabuľku. Počet každého prvku zodpovedá počtu protónov, ktoré obsahuje. Počet neutrónov sa rovná rozdielu medzi hmotnosťou atómu a jeho počtom protónov. Od tohto pravidla môžu existovať odchýlky. Potom sa hovorí, že je prítomný izotop prvku. Schéma štruktúry atómu je taká, že je „obklopený“ elektrónovým obalom. zvyčajne rovný počtu protónov. Hmotnosť druhého je asi 1840-krát väčšia ako hmotnosť prvého a približne sa rovná hmotnosti neutrónu. Polomer jadra je asi 1/200 000 priemeru atómu. Samotný má guľovitý tvar. Toto je vo všeobecnosti štruktúra atómov chemických prvkov. Napriek rozdielu v hmotnosti a vlastnostiach vyzerajú približne rovnako.

Orbity

Keď už hovoríme o tom, čo je schéma štruktúry atómu, nemožno o nich mlčať. Existujú teda tieto typy:

1. s. Sú sférické.
2. p. Vyzerajú ako objemové osmičky alebo vreteno.
3. d a f. Majú zložitú formu, ktorú je ťažké opísať formálnym jazykom.

Elektrón každého typu možno nájsť s 95% pravdepodobnosťou na území príslušného orbitálu. Prezentované informácie treba brať pokojne, keďže ide skôr o abstraktný matematický model ako o fyzikálnu realitu. Ale s tým všetkým má dobrú predikčnú schopnosť, pokiaľ ide o chemické vlastnosti atómov a dokonca molekúl. Čím ďalej je hladina od jadra, tým viac elektrónov sa na ňu môže umiestniť. Takže počet orbitálov možno vypočítať pomocou špeciálneho vzorca: x 2. Tu sa x rovná počtu úrovní. A keďže na orbitále možno umiestniť až dva elektróny, nakoniec vzorec na ich numerické vyhľadávanie bude vyzerať takto: 2x 2.

Obežné dráhy: technické údaje

Ak hovoríme o štruktúre atómu fluóru, potom bude mať tri orbitály. Všetky budú vyplnené. Energia orbitálov v rámci jednej podúrovne je rovnaká. Na ich označenie pridajte číslo vrstvy: 2s, 4p, 6d. Vraciame sa k rozhovoru o štruktúre atómu fluóru. Bude mať dve s- a jednu p-podúroveň. Má deväť protónov a rovnaký počet elektrónov. Prvá úroveň S. Sú to dva elektróny. Potom druhá s-úroveň. Ďalšie dva elektróny. A 5 vyplňte p-úroveň. Tu je jeho štruktúra. Po prečítaní ďalšieho titulku môžete urobiť potrebné kroky vlastnými rukami a uistiť sa o tom. Ak hovoríme o tom, ktorý fluór tiež patrí, treba poznamenať, že aj keď sú v rovnakej skupine, sú úplne odlišné vo svojich charakteristikách. Ich bod varu sa teda pohybuje od -188 do 309 stupňov Celzia. Prečo sa teda spojili? Ďakujem všetkým chemické vlastnosti... Najvyššiu oxidačnú schopnosť majú všetky halogény a predovšetkým fluór. Reagujú s kovmi a pri izbovej teplote sa môžu bez problémov samovznietiť.

Ako sú vyplnené obežné dráhy?

Aké sú pravidlá a princípy pre elektróny? Odporúčame, aby ste sa oboznámili s tromi hlavnými, ktorých znenie bolo pre lepšie pochopenie zjednodušené:

1. Princíp najmenšej energie. Elektróny majú tendenciu zapĺňať orbitály v poradí so zvyšujúcou sa energiou.
2. Pauliho princíp. V jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny.
3. Hundovo pravidlo. V rámci jednej podúrovne elektróny najskôr vyplnia voľné orbitály a až potom vytvoria páry.

Vo veci plnenia v tomto prípade pomôže aj štruktúra atómu, stane sa obrazovo zrozumiteľnejšou. Preto je pri praktickej práci s konštrukciou obvodových prvkov potrebné mať ho stále po ruke.

Príklad

Aby ste zovšeobecnili všetko, čo bolo povedané v rámci článku, môžete si urobiť ukážku toho, ako sú elektróny atómu rozmiestnené na ich úrovniach, podúrovniach a orbitáloch (teda aká je konfigurácia úrovní). Môže byť znázornený ako vzorec, energetický diagram alebo ako diagram vrstiev. Je tu niekoľko veľmi dobrých ilustrácií, ktoré po dôkladnom preskúmaní pomôžu pochopiť štruktúru atómu. Takže prvá úroveň je naplnená. Má len jednu podúroveň, v ktorej je len jeden orbitál. Všetky úrovne sa vyplnia postupne, počnúc najnižšou. Po prvé, v rámci jednej podúrovne je na každý orbitál umiestnený jeden elektrón. Potom sa vytvoria dvojice. A ak sú voľné, je tu prechod na iný predmet plnenia. A teraz môžete nezávisle zistiť, aká je štruktúra atómu dusíka alebo fluóru (o čom sa uvažovalo skôr). Spočiatku to môže byť trochu zložité, ale môžete sa orientovať podľa obrázkov. Uvažujme o štruktúre atómu dusíka kvôli prehľadnosti. Má 7 protónov (spolu s neutrónmi, ktoré tvoria jadro) a rovnaký počet elektrónov (ktoré tvoria elektrónový obal). Najprv sa naplní prvá úroveň s. Má 2 elektróny. Potom prichádza druhá s-úroveň. Má tiež 2 elektróny. A ďalšie tri sa nachádzajú na úrovni p, kde každý z nich zaberá jeden orbitál.

Záver

Ako vidíte, štruktúra atómu nie je až taká ťažká téma (samozrejme, ak k tomu pristupujete z pohľadu školského kurzu chémie). A pochopiť túto tému nie je ťažké. Na záver by som vás rád informoval o niektorých funkciách. Napríklad, keď hovoríme o štruktúre atómu kyslíka, vieme, že má osem protónov a 8-10 neutrónov. A keďže všetko v prírode sa snaží o rovnováhu, dva atómy kyslíka tvoria molekulu, kde dva nepárové elektróny tvoria kovalentnú väzbu. Podobným spôsobom vzniká aj ďalšia stabilná molekula kyslíka, ozón (O 3). Po znalosti štruktúry atómu kyslíka je možné správne formulovať vzorce oxidačných reakcií, na ktorých sa podieľa najbežnejšia látka na Zemi.

Elektronická konfigurácia atómu je vzorec znázorňujúci usporiadanie elektrónov v atóme podľa úrovní a podúrovní. Po preštudovaní článku zistíte, kde a ako sa nachádzajú elektróny, zoznámite sa s kvantovými číslami a dokážete zostrojiť elektrónovú konfiguráciu atómu podľa jeho čísla, na konci článku je tabuľka prvkov.

Prečo študovať elektronickú konfiguráciu prvkov?

Atómy ako konštruktor: existuje určitý počet častí, líšia sa od seba, ale dve časti rovnakého typu sú úplne rovnaké. Tento konštruktér je však oveľa zaujímavejší ako plastový a tu je dôvod. Konfigurácia sa mení v závislosti od toho, kto je v blízkosti. Napríklad kyslík vedľa vodíka možno premeniť na vodu, vedľa sodíka na plyn a byť vedľa železa úplne zmení na hrdzu. Na zodpovedanie otázky, prečo sa to deje a na predpovedanie správania sa atómu vedľa druhého, je potrebné študovať elektronickú konfiguráciu, o ktorej bude reč nižšie.

Koľko elektrónov je v atóme?

Atóm pozostáva z jadra a elektrónov, ktoré sa okolo neho otáčajú; jadro pozostáva z protónov a neutrónov. V neutrálnom stave má každý atóm rovnaký počet elektrónov, ako je počet protónov v jeho jadre. Počet protónov bol označený poradovým číslom prvku, napríklad síra má 16 protónov - 16. prvok periodickej tabuľky. Zlato má 79 protónov - 79. prvok periodickej tabuľky. V súlade s tým je v síre v neutrálnom stave 16 elektrónov a v zlate je 79 elektrónov.

Kde hľadať elektrón?

Pozorovaním správania elektrónu boli odvodené určité vzorce, ktoré sú popísané kvantovými číslami, sú štyri:

• Hlavné kvantové číslo
• Orbitálne kvantové číslo
• Magnetické kvantové číslo
• Spin kvantové číslo

Orbitálny

Ďalej namiesto slova orbita budeme používať termín "orbitál", orbitál je vlnová funkcia elektrónu, zhruba je to oblasť, v ktorej elektrón trávi 90% času.

N - úroveň
L - škrupina
M l - orbitálne číslo
M s - prvý alebo druhý elektrón v orbitáli

Orbitálne kvantové číslo l

Ako výsledok štúdia elektrónového oblaku zistili, že v závislosti od energetickej úrovne má oblak štyri základné formy: guľu, činky a ďalšie dve, zložitejšie. Vo vzostupnom poradí energie sa tieto tvary nazývajú s-, p-, d- a f-škrupiny. Každý z týchto obalov môže obsahovať 1 (pre s), 3 (pre p), 5 (pre d) a 7 (pre f) orbitály. Orbitálne kvantové číslo je obal, na ktorom sa nachádzajú orbitály. Orbitálne kvantové číslo pre orbitály s, p, d a f má hodnoty 0, 1, 2 alebo 3.

Na s-plášte jeden orbitál (L = 0) - dva elektróny
Na obale p sú tri orbitály (L = 1) - šesť elektrónov
d-plášť má päť orbitálov (L = 2) - desať elektrónov
F-plášť má sedem orbitálov (L = 3) - štrnásť elektrónov

Magnetické kvantové číslo m l

Na obale p sú tri orbitály, označujú sa číslami od -L do + L, to znamená, že pre obal p (L = 1) sú orbitály "-1", "0" a "1" . Magnetické kvantové číslo označujeme písmenom m l.

Vo vnútri obalu je jednoduchšie, aby sa elektróny nachádzali v rôznych orbitáloch, takže prvé elektróny naplnia jeden pre každý orbitál a potom sa ku každému pripojí ich pár.

Zvážte d-shell:
d-plášť zodpovedá hodnote L = 2, čiže piatim orbitálom (-2, -1,0,1 a 2), prvých päť elektrónov vyplní obal naberať hodnoty M l = -2, M 1 = -1, M1 = 0, M1 = 1, M1 = 2.

Spinové kvantové číslo m s

Spin je smer rotácie elektrónu okolo svojej osi, existujú dva smery, takže kvantové číslo spinu má dve hodnoty: +1/2 a -1/2. Jedna energetická podúroveň môže obsahovať dva elektróny iba s opačnými spinmi. Spinové kvantové číslo označujeme m s

Hlavné kvantové číslo n

Hlavným kvantovým číslom je energetická hladina pri tento moment je známych sedem energetických úrovní, každá je označená arabským číslom: 1,2,3, ... 7. Počet škrupín na každej úrovni sa rovná počtu úrovní: na prvej úrovni je jedna škrupina, na druhej dve atď.

Elektrónové číslo

Takže každý elektrón môže byť opísaný štyrmi kvantovými číslami, kombinácia týchto čísel je jedinečná pre každú polohu elektrónu, zoberme si prvý elektrón, najnižší energetická úroveň je N = 1, na prvej úrovni je jedna škrupina, prvá škrupina v ľubovoľnej úrovni má tvar gule (s-shell), t.j. L = 0, magnetické kvantové číslo môže mať iba jednu hodnotu, M l = 0 a spin bude +1/2. Ak vezmeme piaty elektrón (v akomkoľvek atóme), potom jeho hlavné kvantové čísla budú: N = 2, L = 1, M = -1, spin 1/2.