Периодичната таблица на елементите на Менделеев. Структурата на атома.
ПЕРИОДИЧНА СИСТЕМА НА ЕЛЕМЕНТИТЕ НА МЕНДЕЛЕЕВ - химична класификация. елементи, създадени от рус. учен Д. И. Менделеев въз основа на откритата от него периодичност (през 1869 г.). закон.
Модерен периодична формулировка закон: свойствата на елементите (проявени в прости съединения и съединения) се намират в периодични периоди. в зависимост от заряда на ядрата на техните атоми.
Зареждане атомно ядро Z е равно на атомния (порядков) номер на химикала. елемент в P. s. д. M. Ако подредите всички елементи във възходящ ред Z. (водород H, Z = 1; хелий He, Z = 2; литий Li, Z == 3; берилий Be, Z = 4 и т.н.), тогава те образуват 7 периода. Във всеки от тези периоди има естествена промяна в свойствата на елементите, от първия елемент на периода (алкален метал) до последния ( благороден газ). Първият период съдържа 2 елемента, 2-ри и 3-ти - по 8 елемента, 4-ти и 5-ти - 18, 6-ти - 32. В 7-ми период са известни 19 елемента. Вторият и третият период обикновено се наричат малки, всички следващи периоди се наричат големи. Ако подредите периодите под формата на хоризонтални редове, тогава полученото таблицата ще покаже 8 вертикални линии. колони; Това са групи от елементи, които са сходни по своите свойства.
Свойствата на елементите в групите също естествено се променят в зависимост от увеличаването на Z. Например в групата Li - Na - K - Rb - Cs - Fr химичното съдържание се увеличава. активността на метала се засилва от природата на оксидите и хидроксидите.
От теорията за структурата на атома следва, че периодичността на свойствата на елементите се определя от законите за образуване на електронни обвивки около ядрото. С увеличаването на Z на елемента атомът става по-сложен - броят на електроните около ядрото се увеличава и идва момент, когато запълването на една електронна обвивка завършва и започва образуването на следващата, външна обвивка. В системата на Менделеев това съвпада с началото на нов период. Елементите с 1, 2, 3 и т.н. електрона в нова обвивка са подобни по свойства на тези елементи, които също имат 1, 2, 3 и т.н. външни електрони, въпреки че техният брой е вътрешен. имаше една (или няколко) по-малко електронни обвивки: Na е подобен на Li (един външен електрон), Mg е като Be (2 външни електрона); A1 - до B (3 външни електрона) и т.н. С позицията на елемента в P. s. д. М. са свързани с хим. и много други физически Св.
Предложени са много (приблизително 1000) графични опции. изображения на P. s. д. М. Най-често срещаните 2 варианта на П. с. д. М. - къси и дълги маси; к.-л. фундаментална разликамежду тях няма. Приложението съдържа една от опциите за кратка таблица. В таблицата номерата на периодите са дадени в първата колона (означени с арабски цифри 1 - 7). Номерата на групите са отбелязани най-отгоре с римски цифри I - VIII. Всяка група е разделена на две подгрупи - а и б. Набор от елементи, оглавявани от елементи с малки периоди, понякога наричани. основните подгрупи са a-m и (Li оглавява подгрупата алкални метали. F - халогени, He - инертни газове и др.). В този случай се наричат останалите подгрупи от елементи с големи периоди. странични ефекти.
Елементи с Z = 58 - 71 поради специалната близост на структурата на техните атоми и сходството на тяхната химия. Св. съставляват семейството на лантанидите, което е включено в група III, но за удобство е поставено в долната част на таблицата. Елементите с Z = 90 - 103 често се класифицират в семейството на актинидите по същите причини. Те са последвани от елемент с Z = 104 - curchatovy и елемент с Z = 105 (виж Nilsborium). През юли 1974 г. сов. физици съобщиха за откриването на елемент с Z = 106, а през ян. 1976 г. - елементи с Z = 107. По-късно са синтезирани елементи с Z = 108 и 109. граница на P. s. д. М. е известно - дава се от водород, тъй като не може да има елемент с ядрен заряд по-малък от единица. Въпросът е каква е горната граница на P. s. д. М., т.е. до каква крайна стойност може да достигне изкуството. синтез на елементи остава неразрешен. (Тежките ядра са нестабилни, следователно америций с Z = 95 и следващите елементи не се срещат в природата, но се получават в ядрени реакции; обаче в района на по-отдалечените трансуранови елементи се наблюдава появата на т.нар. острови на стабилност, по-специално за Z = 114.) В чл. периодичен синтез на нови елементи. закон и П.с. д. М. играят първостепенна роля. Законът и системата на Менделеев са сред най-важните обобщения на естествознанието и формират основата на съвременната наука. учения за структурата на острова.
Електронна структура на атома.
Този и следващите параграфи говорят за модели на електронната обвивка на атома. Важно е да разберете това ние говорим заточно около модели. Истинските атоми, разбира се, са по-сложни и ние все още не знаем всичко за тях. Въпреки това, модерен теоретичен модел електронна структураатом прави възможно успешното обяснение и дори прогнозиране на много свойства химически елементи, следователно широко използвани в природните науки.
Като начало, нека разгледаме по-подробно „планетарния“ модел, предложен от Н. Бор (фиг. 2-3 в).
Ориз. 2-3 c. "Планетарният" модел на Бор.
Датският физик Н. Бор през 1913 г. предлага модел на атома, в който електронните частици се въртят около атомното ядро приблизително по същия начин, както планетите се въртят около Слънцето. Бор предположи, че електроните в атома могат да съществуват стабилно само в орбити, отдалечени от ядрото на строго определени разстояния. Той нарече тези орбити стационарни. Навън стационарни орбитиелектрон не може да съществува. Защо това е така, Бор не можеше да обясни тогава. Но той показа, че такъв модел позволява да се обяснят много експериментални факти (това се обсъжда по-подробно в параграф 2.7).
Електронните орбити в модела на Бор се обозначават с цели числа 1, 2, 3, ... н, започвайки от най-близкото до ядрото. По-нататък ще наричаме такива орбити нива. За да се опише електронната структура на водородния атом, само нивата са достатъчни. Но в по-сложните атоми, както се оказа, нивата се състоят от подобни енергии поднива. Например, ниво 2 се състои от две поднива (2s и 2p). Третото ниво се състои от 3 поднива (3s, 3p и 3d), както е показано на фиг. 2-6. Четвъртото ниво (не се побира на фигурата) се състои от поднива 4s, 4p, 4d, 4f. В параграф 2.7 ще ви кажем откъде точно са дошли тези имена на поднива физически експерименти, което направи възможно „видянето“ на електронни нива и поднива в атомите.
Ориз. 2-6. Моделът на Бор за атоми, по-сложен от водородния атом. Чертежът не е в мащаб - всъщност поднивата на едно и също ниво са много по-близо по-близък приятелна приятел.
В електронната обвивка на всеки атом има точно толкова електрони, колкото има протони в ядрото му, така че атомът като цяло е електрически неутрален. Електроните в атома заселват нивата и поднивата, които са най-близо до ядрото, защото в този случай тяхната енергия е по-малка, отколкото ако заселват по-отдалечени нива. Всяко ниво и подниво може да съдържа само определен брой електрони.
Поднивата от своя страна се състоят от еднаква енергия орбитали(те не са показани на фиг. 2-6). Образно казано, ако електронният облак на атома се сравни с град или улица, където „живеят“ всички електрони на даден атом, тогава ниво може да се сравни с къща, подниво с апартамент, а орбитала с място за електрони. Всички орбитали на всяко подниво имат еднаква енергия. На s-поднивото има само една „стая“ - орбитала. P-поднивото има 3 орбитали, d-поднивото има 5, а f-поднивото има цели 7 орбитали. Един или два електрона могат да "живеят" във всяка "стайна" орбитала. Забраната електроните да имат повече от два в една орбитала се наричат Забраната на Паули- кръстен на учения, открил това важна характеристикаструктура на атома. Всеки електрон в атома има свой собствен "адрес", който се записва като набор от четири числа, наречени "квант". Квантовите числа ще бъдат разгледани подробно в раздел 2.7. Тук ще споменем само основното квантово число н(виж фиг. 2-6), което в „адреса” на електрона показва номера на нивото, на което този електрон съществува.
©2015-2019 сайт
Всички права принадлежат на техните автори. Този сайт не претендира за авторство, но предоставя безплатно използване.
Дата на създаване на страницата: 2016-08-20
Нека да разгледаме как е изграден атомът. Имайте предвид, че ще говорим изключително за модели. На практика атомите са много повече сложна структура. Но благодаря съвременни разработкиимаме възможност да обясним и дори успешно да предвидим свойства (дори и не всички). И така, каква е структурата на атома? От какво е направено?
Планетарен модел на атома
За първи път е предложен от датския физик Н. Бор през 1913 г. Това е първата теория за структурата на атома, базирана на научни факти. Освен това той постави основата на съвременната тематична терминология. В него електронните частици произвеждат ротационни движенияоколо атома по същия принцип като планетите около Слънцето. Бор предполага, че те могат да съществуват изключително в орбити, разположени на строго определено разстояние от ядрото. Ученият не можа да обясни защо това е така от научна гледна точка, но такъв модел беше потвърден от много експерименти. Използвани са цели числа за означаване на орбити, като се започне с единица, която е номерирана най-близо до ядрото. Всички тези орбити се наричат още нива. Водородният атом има само едно ниво, на което се върти един електрон. Но сложни атомиима повече нива. Те са разделени на компоненти, които комбинират електрони с подобен енергиен потенциал. И така, второто вече има две поднива - 2s и 2p. Третият вече има три - 3s, 3p и 3d. И така нататък. Първо се „заселват“ поднивата, които са по-близо до ядрото, а след това и далечните. Всеки от тях може да задържи само определен брой електрони. Но това не е краят. Всяко подниво е разделено на орбитали. Нека направим сравнение с обикновения живот. Електронният облак на атома е сравним с град. Нивата са улици. Подниво - частна къщаили апартамент. Орбитална - стая. Всеки от тях "живее" един или два електрона. Всички те имат конкретни адреси. Това беше първата схема на структурата на атома. И накрая, относно адресите на електроните: те се определят от набори от числа, които се наричат „квантови“.
Вълнов модел на атома
Но с течение на времето планетарният модел беше ревизиран. Предложена е втора теория за структурата на атома. Той е по-напреднал и позволява да се обяснят резултатите от практически експерименти. Първият е заменен от вълновия модел на атома, предложен от Е. Шрьодингер. Тогава вече беше установено, че електронът може да се прояви не само като частица, но и като вълна. Какво направи Шрьодингер? Той прилага уравнение, което описва движението на вълна в. По този начин може да се намери не траекторията на електрона в атома, а вероятността за откриването му в определена точка. Това, което обединява двете теории е, че елементарните частици са разположени на определени нива, поднива и орбитали. Тук приликата между моделите свършва. Нека ви дам един пример - в вълнова теорияОрбитала е област, където електрон може да бъде намерен с 95% вероятност. Останалата част от пространството представлява 5%, но в крайна сметка се оказа, че структурните особености на атомите са изобразени с помощта на вълновия модел, въпреки факта, че използваната терминология е обща.
Концепцията за вероятност в този случай
Защо е използван този термин? Хайзенберг формулира принципа на несигурността през 1927 г., който сега се използва за описание на движението на микрочастиците. Тя се основава на фундаменталната им разлика от обикновените физически тела. Какво е? Класическа механикасе приема, че човек може да наблюдава явления, без да им влияе (наблюдение на небесни тела). Въз основа на получените данни е възможно да се изчисли къде ще бъде обектът в определен момент от времето. Но в микрокосмоса нещата задължително са различни. Така например сега не е възможно да се наблюдава електрон без да му се повлияе поради факта, че енергиите на инструмента и частицата са несравними. Това води до промени в нейното местоположение на елементарната частица, състояние, посока, скорост на движение и други параметри. И няма смисъл да говорим за точни характеристики. Самият принцип на неопределеността ни казва, че е невъзможно да се изчисли точната траектория на електрона около ядрото. Можете само да посочите вероятността за намиране на частица в определена област от пространството. Това е особеността на структурата на атомите на химичните елементи. Но това трябва да се вземе предвид изключително от учените в практическите експерименти.
Атомен състав
Но нека се концентрираме върху цялата тема. Така че, в допълнение към добре обмислената електронна обвивка, вторият компонент на атома е ядрото. Състои се от положително заредени протони и неутрални неутрони. Всички сме запознати с периодичната таблица. Броят на всеки елемент съответства на броя на протоните, които съдържа. Броят на неутроните е равен на разликата между масата на атома и броя на неговите протони. Възможно е да има отклонения от това правило. Тогава казват, че има изотоп на елемента. Структурата на атома е такава, че е „заобиколен“ от електронна обвивка. обикновено е равен на броя на протоните. Масата на последния е приблизително 1840 пъти по-голяма от тази на първия и е приблизително равна на теглото на неутрона. Радиусът на ядрото е около 1/200 000 от диаметъра на атома. Самата тя има сферична форма. Това, най-общо, е структурата на атомите на химичните елементи. Въпреки разликата в масата и свойствата, те изглеждат приблизително еднакви.
Орбити
Когато говорим за това какво представлява диаграмата на атомната структура, човек не може да остане мълчалив за тях. И така, има следните видове:
- с. Имат сферична форма.
- стр. Приличат на триизмерни осмици или вретено.
- d и f. имам сложна форма, което е трудно да се опише на формален език.
Електрон от всеки тип може да бъде намерен с 95% вероятност в съответната орбитала. Представената информация трябва да се третира спокойно, тъй като е доста абстрактна математически модел, а не физическата реалност на ситуацията. Но с всичко това той има добра предсказваща сила по отношение на химичните свойства на атомите и дори молекулите. Колкото по-далеч е разположено едно ниво от ядрото, толкова повече електрони могат да бъдат поставени върху него. По този начин броят на орбиталите може да се изчисли по специална формула: x 2. Тук x е равно на броя на нивата. И тъй като до два електрона могат да бъдат поставени в орбитала, крайната формула за тяхното числено търсене ще изглежда така по следния начин: 2x 2.
Орбити: технически данни
Ако говорим за структурата на флуорния атом, той ще има три орбитали. Всички те ще бъдат запълнени. Енергията на орбиталите в едно подниво е еднаква. За да ги обозначите, добавете номера на слоя: 2s, 4p, 6d. Да се върнем към разговора за структурата на флуорния атом. Ще има две s- и едно p-подниво. Той има девет протона и същия брой електрони. Първо едно s-ниво. Това са два електрона. След това второто s-ниво. Още два електрона. А 5 запълва p-нивото. Това е неговата структура. След като прочетете следващото подзаглавие, можете да го направите сами необходими действияи се уверете в това. Ако говорим за това кой флуор също принадлежи, трябва да се отбележи, че те, макар и в една и съща група, са напълно различни по своите характеристики. Така тяхната точка на кипене варира от -188 до 309 градуса по Целзий. Тогава защо бяха обединени? Всичко благодарение на химичните свойства. Всички халогени и флуорът в най-голяма степен имат най-висока окислителна способност. Те реагират с метали и могат спонтанно да се запалят при стайна температура без никакви проблеми.
Как се запълват орбитите?
По какви правила и принципи са подредени електроните? Предлагаме ви да се запознаете с трите основни, чиято формулировка е опростена за по-добро разбиране:
- Принцип на най-малко енергия. Електроните са склонни да запълват орбиталите в ред на увеличаване на енергията.
- Принципът на Паули. Една орбитала не може да съдържа повече от два електрона.
- Правилото на Хунд. В рамките на едно подниво електроните първо запълват празни орбитали и едва след това образуват двойки.
Структурата на атома ще помогне за попълването му и в този случай ще стане по-разбираемо по отношение на изображението. Следователно, когато практическа работаКогато конструирате електрически схеми, трябва да го държите под ръка.
Пример
За да обобщите всичко, което е казано в рамките на статията, можете да съставите извадка за това как електроните на атома са разпределени между техните нива, поднива и орбитали (т.е. каква е конфигурацията на нивата). Тя може да бъде изобразена като формула, енергийна диаграма или диаграма на слоевете. Тук има много добри илюстрации, които при внимателно разглеждане помагат да се разбере структурата на атома. И така, първо се попълва първото ниво. Има само едно подниво, в което има само една орбитала. Всички нива се попълват последователно, като се започне от най-малкото. Първо, в рамките на едно подниво, един електрон е поставен във всяка орбитала. След това се създават двойки. И ако има свободни, се извършва преминаване към друг предмет за пълнене. И сега можете сами да разберете каква е структурата на азотния или флуорния атом (което беше разгледано по-рано). В началото може да е малко трудно, но можете да използвате снимките, за да ви насочат. За по-голяма яснота нека разгледаме структурата на азотния атом. Той има 7 протона (заедно с неутроните, които изграждат ядрото) и същия брой електрони (които изграждат електронната обвивка). Първо се попълва първото s-ниво. Има 2 електрона. След това идва второто s-ниво. Освен това има 2 електрона. А останалите три са поставени на p-ниво, където всеки от тях заема една орбитала.
Заключение
Както можете да видите, структурата на атома не е такава сложна тема(ако подходите от позицията училищен курсхимия, разбира се). И разберете тази темане е трудно. И накрая, бих искал да ви разкажа за някои функции. Например, говорейки за структурата на кислородния атом, знаем, че той има осем протона и 8-10 неутрона. И тъй като всичко в природата има тенденция да се балансира, два кислородни атома образуват молекула, където два несдвоени електрона образуват ковалентна връзка. Друга стабилна кислородна молекула, озон (O 3), се образува по подобен начин. Познавайки структурата на кислородния атом, можете правилно да съставяте формули окислителни реакции, което включва най-често срещаното вещество на Земята.
Записва се под формата на така наречените електронни формули. В електронните формули буквите s, p, d, f означават енергийните поднива на електроните; Цифрите пред буквите показват енергийното ниво, в което се намира даден електрон, а индексът горе вдясно е броят на електроните в дадено подниво. За да съставите електронната формула на атом на всеки елемент, достатъчно е да знаете номера на този елемент в периодичната таблица и да следвате основните принципи, които управляват разпределението на електроните в атома.
Структурата на електронната обвивка на атома може да бъде изобразена и под формата на диаграма на разположението на електроните в енергийните клетки.
За атомите на желязото тази схема има следната форма:
Тази диаграма ясно показва прилагането на правилото на Хунд. На 3d подниво максимална сума, клетките (четири) са пълни с несдвоени електрони. Изображението на структурата на електронната обвивка в атома под формата на електронни формули и под формата на диаграми не отразява ясно вълновите свойства на електрона.
Текстът на периодичния закон с изменениятаДА. Менделеев : Имоти прости тела, както и формите и свойствата на съединенията на елементите са в периодична зависимост от стойността атомни мащабиелементи.
Модерна формула периодичен закон : свойствата на елементите, както и формите и свойствата на техните съединения, периодично зависят от големината на заряда на ядрото на техните атоми.
По този начин, положителен зарядядрата (а не атомната маса) се оказаха по-точен аргумент, от който зависят свойствата на елементите и техните съединения
Валентност- Това е броят на химичните връзки, чрез които един атом е свързан с друг.
Валентни възможностиатомите се определят от броя на несдвоените електрони и наличието на свободни атомни орбитали на външното ниво. Структурата на външния енергийни ниваатоми на химичните елементи и определя главно свойствата на техните атоми. Следователно тези нива се наричат валентни нива. Електроните на тези нива, а понякога и на предвъншните нива, могат да участват в образуването на химични връзки. Такива електрони се наричат още валентни електрони.
Стехиометрична валентностхимичен елемент - това е броят на еквивалентите, които даден атом може да прикрепи към себе си, или броят на еквивалентите в един атом.
Еквивалентите се определят от броя на свързаните или заместени водородни атоми, така че стехиометричната валентност е равна на броя на водородните атоми, с които даден атом взаимодейства. Но не всички елементи взаимодействат свободно, но почти всички взаимодействат с кислорода, така че стехиометричната валентност може да се дефинира като два пъти броя на свързаните кислородни атоми.
Например, стехиометричната валентност на сярата в сероводород H 2 S е 2, в оксид SO 2 - 4, в оксид SO 3 -6.
При определяне на стехиометричната валентност на елемент, използвайки формулата на бинарно съединение, трябва да се ръководи от правилото: общата валентност на всички атоми на един елемент трябва да бъде равна на общата валентност на всички атоми на друг елемент.
Степен на окислениеСъщо характеризира състава на веществото и е равен на стехиометричната валентност със знак плюс (за метал или по-електроположителен елемент в молекулата) или минус.
1. Б прости веществастепента на окисление на елементите е нула.
2. Степента на окисление на флуора във всички съединения е -1. Останалите халогени (хлор, бром, йод) с метали, водород и други по-електроположителни елементи също имат степен на окисление -1, но в съединения с по-електроотрицателни елементи те имат положителни стойностистепени на окисление.
3. Кислородът в съединенията има степен на окисление -2; изключенията са водороден пероксид H 2 O 2 и неговите производни (Na 2 O 2, BaO 2 и др., в които кислородът има степен на окисление -1, както и кислороден флуорид OF 2, в който степента на окисление на кислорода е +2.
4. Алкални елементи (Li, Na, K и др.) и елементи основна подгрупавтората група на периодичната таблица (Be, Mg, Ca и т.н.) винаги имат степен на окисление, равна на номера на групата, т.е. съответно +1 и +2.
5. Всички елементи от третата група, с изключение на талия, имат постоянна степен на окисление, равна на номера на групата, т.е. +3.
6. Най-високата степен на окисление на даден елемент е равна на номера на групата на периодичната таблица, а най-ниската е разликата: номер на група - 8. Например, най-висока степенокисление на азот (намира се в пета група) е +5 (в азотна киселинаи неговите соли), а най-ниската е -3 (в амоняк и амониеви соли).
7. Степените на окисление на елементите в едно съединение се компенсират взаимно, така че тяхната сума за всички атоми в молекулата или неутралната формулна единица е нула, а за йона това е неговият заряд.
Тези правила могат да се използват за определяне неизвестна степенокисление на елемент в съединение, ако са известни степени на окисление на останалите и съставяне на формули за многоелементни съединения.
Степен на окисление (окислително число) — спомагателни конвенционална стойностза записване на окислителни, редукционни и редокс реакции.
Концепция степен на окислениечесто се използва в неорганична химиявместо концепцията валентност. Степента на окисление на атома е равна на числената стойност електрически заряд, присвоен на атом при предположението, че свързващите електронни двойки са изцяло предубедени към по-електроотрицателни атоми (тоест при предположението, че съединението се състои само от йони).
Окислителното число съответства на броя електрони, които трябва да се добавят към положителен йон, за да се редуцира до неутрален атом, или се изважда от отрицателен йонда го окисли до неутрален атом:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Свойствата на елементите, в зависимост от структурата на електронната обвивка на атома, варират според периодите и групите на периодичната система. Тъй като в серия от аналогови елементи електронни структуриса само сходни, но не и идентични, тогава при преминаване от един елемент в група към друг за тях няма просто повторение на свойствата, а тяхната повече или по-малко ясно изразена естествена промяна.
Химическата природа на даден елемент се определя от способността на неговия атом да губи или да получава електрони. Тази способност се определя количествено чрез стойностите на йонизационните енергии и електронните афинитети.
Йонизационна енергия (E и) Наречен минимално количествоенергия, необходима за разделяне и пълно премахванеелектрон от атом в газовата фаза при T = 0
K без прехвърляне към освободения електрон кинетична енергияс превръщането на атома в положително зареден йон: E + Ei = E+ + e-. Йонизационната енергия е положителна величина и има най-ниски стойности за атоми на алкални метали и най-високи за атоми на благороден газ.
Електронен афинитет (Ee) е енергията, освободена или погълната, когато електрон се добави към атом в газовата фаза при T = 0
K с превръщането на атом в отрицателно зареден йон без прехвърляне на кинетична енергия към частицата:
E + e- = E- + Ee.
Халогените, особено флуорът, имат максимален електронен афинитет (Ee = -328 kJ/mol).
Стойностите на Ei и Ee се изразяват в килоджаули на мол (kJ/mol) или в електронволтове на атом (eV).
Способността на свързания атом да измества електроните на химичните връзки към себе си, нараства електронна плътностНаречен електроотрицателност.
Тази концепция е въведена в науката от Л. Полинг. Електроотрицателностобозначава се със символа ÷ и характеризира тенденцията на даден атом да добавя електрони, когато образува химична връзка.
Според R. Maliken, електроотрицателността на атома се оценява от половината от сумата на йонизационните енергии и електронните афинитети на свободните атоми = (Ee + Ei)/2
В периоди има Общата тенденцияйонизационната енергия и електроотрицателността се увеличават с увеличаване на заряда на атомното ядро; в групите тези стойности намаляват с увеличаване на атомния номер на елемента.
Трябва да се подчертае, че елемент не може да бъде присвоен постоянна стойностелектроотрицателност, тъй като зависи от много фактори, по-специално от валентно състояниеелемент, вида на съединението, в което е включен, броя и вида на съседните атоми.
Атомни и йонни радиуси. Размерите на атомите и йоните се определят от размерите на електронната обвивка. Според концепциите на квантовата механика електронната обвивка няма строго определени граници. Следователно радиусът на свободен атом или йон може да се приеме като теоретично изчислено разстояние от ядрото до позицията на главния максимум на плътността на външните електронни облаци.Това разстояние се нарича орбитален радиус. В практиката обикновено се използват радиусите на атомите и йоните в съединенията, изчислени въз основа на експериментални данни. В този случай се разграничават ковалентни и метални радиуси на атомите.
Зависимостта на атомните и йонните радиуси от заряда на ядрото на атома на елемента е периодична по природа. В периоди като се увеличава атомно числорадиусите имат тенденция да намаляват. Най-голямото намаление е характерно за елементите с кратки периоди, тъй като тяхното външно електронно ниво е запълнено. В големи периоди в семействата на d- и f-елементи тази промяна е по-малко рязка, тъй като в тях запълването на електрони се извършва в пред-външния слой. В подгрупите радиусите на атомите и йоните от един и същи тип обикновено се увеличават.
Периодичната таблица на елементите е ясен примерпрояви различни видовепериодичност в свойствата на елементите, която се наблюдава хоризонтално (в период отляво надясно), вертикално (в група, например отгоре надолу), диагонално, т.е. някакво свойство на атома се увеличава или намалява, но периодичността остава.
В периода отляво надясно (→) окислителните и неметалните свойства на елементите се увеличават, а редукционните и металните свойства намаляват. И така, от всички елементи на 3-тия период натрият ще бъде най-много активен метали повечето силен редуциращ агент, а хлорът е най-силният окислител.
Химическа връзка - е взаимната връзка на атомите в една молекула, или кристална решетка, в резултат на действието между атомите електрически силиатракция.
Това е взаимодействието на всички електрони и всички ядра, което води до образуването на стабилна многоатомна система (радикал, молекулен йон, молекула, кристал).
Химическата връзка се осъществява от валентни електрони. от модерни идеихимическото свързване е електронно по природа, но се случва по различни начини. Следователно има три основни вида химични връзки: ковалентен, йонен, метален.Възниква между молекулите водородна връзка,и да се случи ван дер ваалсови взаимодействия.
Основните характеристики на химическата връзка включват:
- дължина на връзката - Това е междуядреното разстояние между химически свързаните атоми.
Зависи от природата на взаимодействащите атоми и от множествеността на връзката. С увеличаването на множествеността дължината на връзката намалява и следователно нейната сила се увеличава;
- множествеността на връзката се определя от броя на електронните двойки, свързващи два атома. С увеличаването на множеството, енергията на свързване се увеличава;
- ъгъл на свързване- ъгълът между въображаемите прави линии, преминаващи през ядрата на два химически свързани помежду си съседни атома;
Енергия на връзката E SV - това е енергията, която се отделя при образуването на дадена връзка и се изразходва за нейното разкъсване, kJ/mol.
Ковалентна връзка - Химическа връзка, образувана чрез споделяне на двойка електрони между два атома.
Обяснението на химическата връзка чрез появата на споделени електронни двойки между атомите формира основата на спиновата теория на валентността, чийто инструмент е метод на валентната връзка (MVS) , открит от Луис през 1916 г. За квантово механично описание на химичните връзки и структурата на молекулите се използва друг метод - молекулярно орбитален метод (MMO) .
Метод на валентната връзка
Основни принципи на образуване на химична връзка с помощта на MBC:
1. Химическата връзка се образува от валентни (несдвоени) електрони.
2. Електрони с антипаралелни спинове, принадлежащи на две различни атоми, стават общи.
3. Химическа връзка се образува само ако два или повече атома се съберат обща енергиясистемата пада.
4. Основните сили, действащи в една молекула, са с електрически, кулонов произход.
5. Колкото по-силна е връзката, толкова повече взаимодействащите електронни облаци се припокриват.
Има два механизма на образуване ковалентна връзка:
Обменен механизъм.Връзката се образува чрез споделяне на валентните електрони на два неутрални атома. Всеки атом допринася с един несдвоен електрон към обща електронна двойка:
Ориз. 7. Обменен механизъм за образуване на ковалентни връзки: А- неполярни; b- полярен
Донорно-акцепторен механизъм. Един атом (донор) осигурява електронна двойка, а другият атом (акцептор) осигурява празна орбитала за тази двойка.
връзки, образованспоред донорно-акцепторния механизъм принадлежат към комплексни съединения
 |
Ориз. 8. Донорно-акцепторен механизъм на образуване на ковалентна връзка
Ковалентната връзка има определени характеристики.
Насищаемост - свойството на атомите да се образуват строго определен бройковалентни връзки.Поради наситеността на връзките, молекулите имат определен състав.
|
Насоченост - т . д. връзката се формира в посока на максимално припокриване на електронни облаци . По отношение на линията, свързваща центровете на атомите, образуващи връзката, се разграничават: σ и π (фиг. 9): σ-връзка - образува се от наслагване на АО по линията, свързваща центровете на взаимодействащи атоми; π връзката е връзка, която възниква в посоката на ос, перпендикулярна на правата линия, свързваща ядрата на атома. Посоката на връзката определя пространствената структура на молекулите, т.е. тяхната геометрична форма. Хибридизация - това е промяна във формата на някои орбитали при образуване на ковалентна връзка, за да се постигне по-ефективно припокриване на орбитите.Химическата връзка, образувана с участието на електрони на хибридни орбитали, е по-силна от връзката с участието на електрони на нехибридни s- и p-орбитали, тъй като се получава повече припокриване. Разграничете следните видовехибридизация (фиг. 10, таблица 31): |
sp хибридизация -една s-орбитала и една p-орбитала се превръщат в две еднакви „хибридни” орбитали, като ъгълът между осите им е 180°. Молекулите, в които протича sp-хибридизация, имат линейна геометрия (BeCl 2).sp 2 хибридизация- една s-орбитала и две p-орбитали се превръщат в три еднакви "хибридни" орбитали, ъгълът между осите им е 120 °. Молекулите, в които възниква sp 2 хибридизация, имат плоска геометрия (BF 3, AlCl 3).
sp 3-хибридизация- една s-орбитала и три p-орбитали се трансформират в четири еднакви "хибридни" орбитали, ъгълът между осите на които е 109°28". Молекулите, в които се извършва sp 3 хибридизация, имат тетраедрична геометрия (CH 4 , NH 3).
Ориз. 10. Видове хибридизация на валентни орбитали: a - sp-хибридизация на валентни орбитали; b - sp 2 -хибридизация на валентни орбитали; V - sp 3-хибридизация на валентни орбитали
атом- електрически неутрална частица, състояща се от положително заредено ядро и отрицателно заредени електрони. В центъра на атома има положително заредено ядро. Той заема незначителна част от пространството вътре в атома, в него е концентриран целият положителен заряд и почти цялата маса на атома.
Ядрото се състои от елементарни частици – протон и неутрон; Електроните се движат около атомното ядро в затворени орбитали.
протон (p) - елементарна частицас относителна маса 1,00728 атомна единицамаса и заряд +1 условна единица. Броят на протоните в едно атомно ядро е равен на атомния номер на елемента в Периодичната таблица DI. Менделеев.
неутрон (n)- елементарна неутрална частица с относителна маса 1,00866 атомни масови единици (amu).
Броят на неутроните в ядрото N се определя по формулата:
където A е масовото число, Z е ядреният заряд, равно на числотопротони (пореден номер).
Обикновено параметрите на ядрото на атома се записват, както следва: зарядът на ядрото се поставя в долния ляв ъгъл на символа на елемента, а масовото число в горната част, например:
Този запис показва, че ядреният заряд (и следователно броят на протоните) за фосфорния атом е 15, масовото число е 31, а броят на неутроните е 31 – 15 = 16. Тъй като масите на протона и неутрона се различават много малко едно от друго, масата на числото е приблизително равна на относителната атомна маса на ядрото.
Електрон (e –)- елементарна частица с маса 0,00055 а. e.m. и условна такса –1. Броят на електроните в атома е равен на заряда на ядрото на атома (пореден номер на елемента в периодичната система на Д. И. Менделеев).
Електроните се движат около ядрото по строго определени орбитали, образувайки така наречения електронен облак.
Областта от пространството около атомното ядро, където е най-вероятно да се намери електрон (90% или повече), определя формата на електронния облак.
Електронният облак на s електрона е сферичен; S-енергийното подниво може да съдържа максимум два електрона.
Електронният облак на р-електрона е с форма на дъмбел; Три p-орбитали могат да съдържат максимум шест електрона.
Орбиталите са изобразени като квадрат, отгоре или отдолу на който са записани стойностите на главните и вторичните квантови числа, описващи дадена орбитала. Такъв запис се нарича графична електронна формула, например:
В тази формула стрелките показват електрон, а посоката на стрелката съответства на посоката на спина - собствената магнитен моментелектрон. Електроните с противоположни спинове ↓ се наричат сдвоени.
Електронните конфигурации на атомите на елементите могат да бъдат представени под формата на електронни формули, в които са посочени символи на подниво; коефициентът пред символа на подниво показва неговата принадлежност това ниво, а степента на символа е броят на електроните на дадено подниво.
Таблица 1 показва структурата на електронните обвивки на атомите на първите 20 елемента от Периодичната таблица на химичните елементи D.I. Менделеев.
Химични елементи, чиито атоми имат s-подниво външно нивопопълнени с един или два електрона се наричат s-елементи. Химическите елементи, в чиито атоми е запълнено р-поднивото (от един до шест електрона), се наричат р-елементи.
Броят на електронните слоеве в атома на химичния елемент е равен на номера на периода.
В съответствие със Правилото на Хунделектроните са разположени в подобни орбитали на едно и също енергийно ниво по такъв начин, че общият спин е максимален. Следователно, при запълване на енергийно подниво, всеки електрон първо заема отделна клетка и едва след това започва тяхното сдвояване. Например, в азотен атом всички p-електрони ще бъдат в отделни клетки, а в кислорода ще започне тяхното сдвояване, което напълно ще завърши в неон.
Изотопинаричат се атоми на един и същ елемент, които съдържат в ядрата си същия номерпротони, но различен номернеутрони.
Изотопите са известни за всички елементи. Следователно атомните маси на елементите в периодичната таблица са средните от масовите числа на естествените смеси от изотопи и се различават от целите стойности. По този начин атомната маса на естествена смес от изотопи не може да служи основна характеристикаатом и следователно елемент. Тази характеристика на атома е зарядът на ядрото, който определя броя на електроните в електронната обвивка на атома и неговата структура.
Нека разгледаме няколко типични задачиза този раздел.
Пример 1.Атом на кой елемент има електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?
Този елемент има един 4s електрон на външното си енергийно ниво. Следователно този химичен елемент е в четвъртия период на първата група от основната подгрупа. Този елемент е калий.
Има и друг начин да се стигне до този отговор. Събирайки общия брой на всички електрони, получаваме 19. Общ бройелектрони е равен на атомния номер на елемента. Номер 19 в периодичната таблица е калият.
Пример 2.Химическият елемент съответства на най-високия оксид RO 2. Електронната конфигурация на външното енергийно ниво на атом на този елемент съответства на електронната формула:
- ns 2 np 4
- ns 2 np 2
- ns 2 np 3
- ns 2 np 6
Според формулата на висшия оксид (вижте формулите висши оксидив периодичната таблица) установяваме, че този химичен елемент е в четвъртата група на основната подгрупа. Тези елементи имат четири електрона във външното си енергийно ниво - два s и два p. Следователно верният отговор е 2.
Тренировъчни задачи
1. Общият брой на s-електроните в калциевия атом е
1) 20
2) 40
3) 8
4) 6
2. Броят на сдвоените р-електрони в азотен атом е
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
3. Броят на несдвоените s-електрони в азотен атом е равен на
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
4. Броят на електроните във външното енергийно ниво на аргоновия атом е
1) 18
2) 6
3) 4
4) 8
5. Броят на протоните, неутроните и електроните в атома 9 4 Be е равен на
1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9
6. Разпределение на електрони в електронни слоеве 2; 8; 4 - съответства на атом, разположен в (в)
1) 3-ти период, IA група
2) 2-ри период, IVA група
3) 3-ти период, IVA група
4) 3 период, VA група
7. Химичен елемент, разположен в 3-ти период на VA група, съответства на диаграма на електронната структура на атома
1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2
8. Химичен елемент с електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 4 образува летливо водородно съединение, чиято формула е
1) EN
2) EN 2
3) EN 3
4) EN 4
9. Броят на електронните слоеве в един атом на химичен елемент е равен на
1) неговия сериен номер
2) номер на групата
3) броят на неутроните в ядрото
4) номер на периода
10. Броят на външните електрони в атомите на химичните елементи от основните подгрупи е равен на
1) серийният номер на елемента
2) номер на групата
3) броят на неутроните в ядрото
4) номер на периода
11. Два електрона се намират във външния електронен слой на атомите на всеки химичен елемент в серията
1) Той, Бъди, Ба
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B
12. Химичен елемент, чиято електронна формула е 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, образува оксид със състав
1) Li 2 O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na 2 O
13. Броят на електронните слоеве и броят на р-електроните в един серен атом са равни на
1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10
14. Електронната конфигурация ns 2 np 4 съответства на атома
1) хлор
2) сяра
3) магнезий
4) силиций
15. Валентните електрони на натриевия атом в основно състояние се намират в енергийното подниво
1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p
16. Азотните и фосфорните атоми имат
1) същия брой неутрони
2) същия брой протони
3) същата конфигурация на външния електронен слой
17. Калциевите и калциевите атоми имат еднакъв брой валентни електрони.
1) калий
2) алуминий
3) берилий
4) бор
18. Въглеродните и флуорните атоми имат
1) същия брой неутрони
2) същия брой протони
3) същия брой електронни слоеве
4) същия брой електрони
19. Въглеродният атом в своето основно състояние има броя на несдвоените електрони
1) 1
3) 3
2) 2
4) 4
20. В кислороден атом в основно състояние броят на сдвоените електрони е равен на
Електрони
Концепцията за атом възниква през древен святза обозначаване на частици от материята. Преведено от гръцки атомозначава "неделим".
Ирландският физик Стоуни, въз основа на експерименти, стигна до извода, че електричеството се пренася миниатюрни частици, съществуващи в атомите на всички химични елементи. През 1891 г. Стоуни предлага да наречем тези частици електрони, което на гръцки означава „кехлибар“. Няколко години след като електронът получи името си, английски физикДжоузеф Томсън и френският физик Жан Перин доказаха, че електроните носят отрицателен заряд. Това е най-малкият отрицателен заряд, който в химията се приема за единица (-1). Томсън дори успя да определи скоростта на електрона (скоростта на електрона в орбитата е обратно пропорционална на числото на орбитата n. Радиусите на орбитите нарастват пропорционално на квадрата на числото на орбитата. В първата орбита на водороден атом (n=1; Z=1) скоростта е ≈ 2,2·106 m/s, тоест около сто пъти по-малка от скоростта на светлината c = 3·108 m/s) и масата на електрона (тя е почти 2000 пъти по-малка от масата на водородния атом).
Състояние на електроните в атома
Състоянието на електрона в атома се разбира като набор от информация за енергията на определен електрон и пространството, в което се намира. Електронът в атома няма траектория на движение, т.е. можем само да говорим вероятността да го открием в пространството около ядрото.
Той може да бъде разположен във всяка част от това пространство около ядрото и съвкупността от различните му позиции се разглежда като електронен облак с определена плътност отрицателен заряд. Образно това може да се представи по следния начин: ако беше възможно да се заснеме позицията на електрона в атома след стотни или милионни от секундата, както при фотофиниш, тогава електронът в такива снимки би бил представен като точки. Ако се наложат безброй такива снимки, картината ще бъде на електронен облак с най-голяма плътност, където ще има най-много от тези точки.
Пространството около атомното ядро, в което е най-вероятно да се намери електрон, се нарича орбитала. Съдържа приблизително 90% електронен облак, а това означава, че около 90% от времето електронът е в тази част от пространството. Те се отличават по форма 4 известни в момента типа орбитали, които се обозначават с лат букви s, p, d и f. Графично изображениеНякои форми на електронни орбитали са показани на фигурата.
Най-важната характеристика на движението на електрона по определена орбитала е енергия на връзката му с ядрото. Електроните с подобни енергийни стойности образуват единичен електронен слой или енергийно ниво. Енергийните нива са номерирани, като се започне от ядрото - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.
Цялото число n, което показва номера на енергийното ниво, се нарича главно квантово число. Той характеризира енергията на електроните, заемащи дадено енергийно ниво. Електроните от първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, имат най-ниска енергия.В сравнение с електроните от първото ниво, електроните от следващите нива ще се характеризират с голям запас от енергия. Следователно електроните на външното ниво са най-слабо свързани с атомното ядро.
Най-големият брой електрони на енергийно ниво се определя по формулата:
N = 2n 2,
където N - максимален бройелектрони; n - номер на ниво или основен квантово число. Следователно на първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, не може да има повече от два електрона; на втория - не повече от 8; на третия - не повече от 18; на четвъртото - не повече от 32.
Започвайки от второто енергийно ниво (n = 2), всяко от нивата е разделено на поднива (подслоеве), малко по-различни един от друг в енергията на свързване с ядрото. Броят на поднивата е равен на стойността на основното квантово число: първото енергийно ниво има едно подниво; втората - две; трети - три; четвърто - четири поднива. Поднивата от своя страна са образувани от орбитали. Всяка стойностn съответства на броя орбитали, равен на n.
Обикновено се обозначават поднива с латински букви, както и формата на орбиталите, от които са съставени: s, p, d, f.
Протони и неутрони
Атом на всеки химичен елемент е сравним с мъничък слънчева система. Следователно този модел на атома, предложен от Е. Ръдърфорд, се нарича планетарен.
Атомното ядро, в което е концентрирана цялата маса на атома, се състои от частици от два вида - протони и неутрони.
Протоните имат заряд равен на зарядаелектрони, но противоположни по знак (+1), и маса, равна на масатаводороден атом (той се приема за единица в химията). Неутроните не носят заряд, те са неутрални и имат маса, равна на масата на протона.
Протоните и неутроните заедно се наричат нуклони (от лат. nucleus - ядро). Сумата от броя на протоните и неутроните в един атом се нарича масово число. Например, масовото число на алуминиев атом е:
13 + 14 = 27
брой протони 13, брой неутрони 14, масово число 27
Тъй като масата на електрона, която е пренебрежимо малка, може да бъде пренебрегната, очевидно е, че цялата маса на атома е концентрирана в ядрото. Електроните са означени с e - .
Тъй като атомът електрически неутрален, тогава също е очевидно, че броят на протоните и електроните в един атом е еднакъв. Той е равен на поредния номер на дадения му химичен елемент в периодичната система. Масата на атома се състои от масата на протоните и неутроните. Познавайки атомния номер на елемента (Z), т.е. броя на протоните и масовото число (A), равно на суматаброя на протоните и неутроните, можете да намерите броя на неутроните (N), като използвате формулата:
N = A - Z
Например броят на неутроните в един железен атом е:
56 — 26 = 30
Изотопи
Разновидности на атоми на един и същи елемент, които имат същата таксаядра, но се наричат различни масови числа изотопи. Химическите елементи, открити в природата, са смес от изотопи. Така въглеродът има три изотопа с маси 12, 13, 14; кислород - три изотопа с маси 16, 17, 18 и т.н. Относителната атомна маса на химичен елемент, обикновено дадена в периодичната таблица, е средната стойност на атомните маси на естествена смес от изотопи на даден елемент, като се вземат предвид относителното им изобилие в природата. Химичните свойства на изотопите на повечето химични елементи са абсолютно еднакви. Водородните изотопи обаче се различават значително по свойства поради рязкото многократно увеличение на относителните им атомна маса; дори им се дават индивидуални имена и химически символи.
Елементи от първия период
Диаграма на електронната структура на водородния атом:
Диаграмите на електронната структура на атомите показват разпределението на електроните в електронните слоеве (енергийни нива).
Графична електронна формула на водородния атом (показва разпределението на електроните по енергийни нива и поднива):
Графичните електронни формули на атомите показват разпределението на електроните не само между нива и поднива, но и между орбитали.
В атома на хелия първият електронен слой е завършен – има 2 електрона. Водородът и хелият са s-елементи; S-орбиталата на тези атоми е изпълнена с електрони.
За всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен, а електроните запълват s- и p-орбиталите на втория електронен слой в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо s и след това p) и правилата на Паули и Хунд.
В атома на неона вторият електронен слой е завършен - има 8 електрона.
За атомите на елементи от третия период първият и вторият електронен слой са завършени, така че третият електронен слой е запълнен, в който електроните могат да заемат 3s-, 3p- и 3d-поднива.
Магнезиевият атом завършва своята 3s електронна орбитала. Na и Mg са s-елементи.
В алуминия и следващите елементи поднивото 3p е запълнено с електрони.
Елементите от третия период имат незапълнени 3d орбитали.
Всички елементи от Al до Ar са p-елементи. S- и p-елементите формират основните подгрупи в периодичната система.
Елементи от четвърти - седми периоди
В калиеви и калциеви атоми се появява четвърти електронен слой и поднивото 4s се запълва, тъй като има по-ниска енергия от поднивото 3d.
K, Ca - s-елементи, включени в основните подгрупи. За атоми от Sc до Zn, 3d поднивото е запълнено с електрони. Това са 3d елементи. Те са включени във вторични подгрупи, най-външният им електронен слой е запълнен и се класифицират като преходни елементи.
Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на хром и медни атоми. При тях един електрон „се проваля“ от 4s до 3d подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените електронни конфигурации 3d 5 и 3d 10:
В атома на цинка третият електронен слой е завършен – в него са запълнени всички поднива 3s, 3p и 3d, с общо 18 електрона. В елементите след цинка, четвъртият електронен слой, поднивото 4p, продължава да бъде запълнен.
Елементите от Ga до Kr са p-елементи.
Атомът на криптон има външен слой (четвърти), който е пълен и има 8 електрона. Но може да има общо 32 електрона в четвъртия електронен слой; атомът криптон все още има незапълнени поднива 4d и 4f. За елементите от петия период поднивата се запълват в следния ред: 5s - 4d - 5p. Има и изключения, свързани с „ провал» електрони, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
В шестия и седмия период се появяват f-елементи, т.е. елементи, в които са запълнени съответно 4f- и 5f-поднива на третия външен електронен слой.
4f елементите се наричат лантаниди.
5f елементите се наричат актиниди.
Процедура за пълнене електронни поднивав атоми на елементи от шестия период: 55 Cs и 56 Ba - 6s елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 5d елемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d елементи; 81 T1 - 86 Rn - 6d елементи. Но и тук има елементи, при които редът на запълване на електронните орбитали е „нарушен“, което например се свързва с по-голямата енергийна стабилност на полу- и напълно запълнените f-поднива, т.е. nf 7 и nf 14. В зависимост от това кое подниво на атома е последно запълнено с електрони, всички елементи се разделят на четири електронни семейства или блокове:
- s-елементи. S-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; s-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи на групи I и II.
- р-елементи. p-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; p-елементите включват елементи от основните подгрупи на групи III-VIII.
- d-елементи. D-поднивото на пред-външното ниво на атома е запълнено с електрони; d-елементите включват елементи от странични подгрупи Групи I-VIII, т.е. елементи от вмъкнати десетилетия от големи периоди, разположени между s- и p-елементите. Те се наричат още преходни елементи.
- f-елементи. f-поднивото на третото външно ниво на атома е запълнено с електрони; те включват лантаниди и антиноиди.
Швейцарският физик В. Паули през 1925 г. установява, че в един атом в една орбитала не може да има повече от два електрона с противоположни (антипаралелни) спинове (преведено от английски като "вретено"), т.е. притежаващи такива свойства, които условно могат да се представят като въртене на електрон около неговата въображаема ос: по посока на часовниковата стрелка или обратно на часовниковата стрелка.
Този принцип се нарича принцип на Паули. Ако има един електрон в орбиталата, тогава той се нарича несдвоен; ако има два, тогава това са сдвоени електрони, т.е. електрони с противоположни спинове. Фигурата показва диаграма на разделянето на енергийните нива на поднива и реда на тяхното запълване.
Много често структурата на електронните обвивки на атомите се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки - записват се така наречените графични електронни формули. За тази нотация се използва следната нотация: всяка квантова клетка е обозначена с клетка, която съответства на една орбитала; Всеки електрон е обозначен със стрелка, съответстваща на посоката на въртене. Когато пишете графична електронна формула, трябва да запомните две правила: Принцип на Паули и правило на Ф. Хунд, според който електроните заемат свободните клетки първо един по един и едновременно имат същата стойностназад и едва след това чифт, но гърбовете, според принципа на Паули, вече ще бъдат в противоположни посоки.
Правилото на Хунд и принципът на Паули
Правилото на Хунд- правило на квантовата химия, което определя реда на запълване на орбиталите на определен подслой и се формулира по следния начин: обща стойностспиновият квантов брой на електроните на даден подслой трябва да бъде максимален. Формулиран от Фридрих Хунд през 1925 г.
Това означава, че във всяка от орбиталите на подслоя първо се запълва по един електрон и едва след изчерпване на незапълнените орбитали към тази орбитала се добавя втори електрон. В този случай една орбитала съдържа два електрона с полуцели спинове противоположен знак, които се сдвояват (образуват двуелектронен облак) и в резултат на това общият спин на орбиталата става равен на нула.
Друга формулировка: С по-ниска енергия се намира атомният член, за който са изпълнени две условия.
- Множеството е максимално
- Когато кратностите съвпадат, общият орбитален момент L е максимален.
Нека анализираме това правило, като използваме примера за запълване на орбитали на p-подниво стр-елементи от втория период (т.е. от бор до неон (в диаграмата по-долу хоризонталните линии показват орбитали, вертикалните стрелки показват електрони, а посоката на стрелката показва ориентацията на спина).
Правилото на Клечковски
Правилото на Клечковски -тъй като общият брой на електроните в атомите се увеличава (като зарядите на техните ядра се увеличават или серийни номерахимически елементи) атомни орбиталиса населени по такъв начин, че появата на електрони в орбиталите с повече висока енергиязависи само от главното квантово число n и не зависи от всички други квантови числа, включително l. Физически това означава, че във водородоподобен атом (при липса на междуелектронно отблъскване) орбиталната енергия на електрона се определя само от пространственото разстояние на плътността на електронния заряд от ядрото и не зависи от характеристиките на неговото движение в полето на ядрото.
Емпиричното правило на Клечковски и схемата за подреждане, която следва от него, донякъде противоречат на реалната енергийна последователност на атомните орбитали само в два подобни случая: за атоми Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , има „пропадане“ на електрон с s -подниво на външния слой към d-подниво на предходния слой, което води до енергийно по-висока стабилно състояниеатом, а именно: след запълване на орбитала 6 с два електрона с