Структурата на електронните нива на атома. Атомна структура, химическа връзка, валентност и молекулна структура

(Бележки от лекции)

Структурата на атома. Въведение.

Обект на изучаване на химията са химичните елементи и техните съединения. Химичен елементнарича съвкупност от атоми с еднакъв положителен заряд. атом- Това най-малката частицахимичен елемент, запазвайки го химични свойства. Свързвайки се помежду си, атомите на един или различни елементиобразуват по-сложни частици - молекули. Съвкупност от атоми или молекули образуват химични вещества. Всяко отделно химично вещество се характеризира с набор от индивидуални физични свойства, като точки на кипене и топене, плътност, електрическа и топлопроводимост и др.

1. Атомна структура и периодичната система на елементите

DI. Менделеев.

Познаване и разбиране на законите на реда на попълване на периодичната таблица на елементите D.I. Менделеев ни позволява да разберем следното:

1. физическата същност на съществуването на определени елементи в природата,

2. естеството на химичната валентност на елемента,

3. способността и „лекотата“ на даден елемент да отдава или приема електрони при взаимодействие с друг елемент,

4. естеството на химичните връзки, които даден елемент може да образува при взаимодействие с други елементи, пространствената структура на прости и сложни молекули и т.н., и т.н.

Структурата на атома.

Атомът е сложна микросистема от неща в движение и взаимодействащи помежду си елементарни частици.

В края на 19-ти и началото на 20-ти век беше открито, че атомите са изградени от по-малки частици: неутроните, протоните и електроните са заредени частици, протонът носи положителен заряд, а електронът - отрицателен. Тъй като атомите на елемент в основно състояние са електрически неутрални, това означава, че броят на протоните в атома на всеки елемент е равен на броя на електроните. Масата на атомите се определя от сумата от масите на протоните и неутроните, чийто брой е равен на разликата между масата на атомите и неговия пореден номер в периодична таблица DI. Менделеев.

През 1926 г. Шрьодингер предлага да се опише движението на микрочастиците в атома на даден елемент с помощта на полученото от него вълново уравнение. При решаването на вълновото уравнение на Шрьодингер за водородния атом се появяват три цели квантови числа: п, ℓ И м ℓ , които характеризират състоянието на електрона в триизмерно пространствов централното поле на ядрото. Квантови числа п, ℓ И м ℓ приемат цели числа. Вълнова функция, дефинирана от три квантови числа п, ℓ И м ℓ и получена в резултат на решаването на уравнението на Шрьодингер се нарича орбитала. Орбитала е област от пространството, в която е най-вероятно да се намери електрон, принадлежащи към атом на химичен елемент. Така решаването на уравнението на Шрьодингер за водородния атом води до появата на три квантови числа, физически смисълкоето е, че те характеризират три различни типа орбитали, които един атом може да има. Нека разгледаме по-отблизо всяко квантово число.

Главно квантово число n може да приема всякакви положителни цели числа: n = 1,2,3,4,5,6,7... Характеризира енергията на електронното ниво и размера на електронния „облак“. Характерно е, че номерът на главното квантово число съвпада с номерът на периода, в който се намира елементът.

Азимутално или орбитално квантово числоℓ може да взема цели числа от ℓ = 0….to n – 1 и определя момента на движение на електрона, т.е. орбитална форма. За различни числови стойностиℓ използвайте следната нотация: ℓ = 0, 1, 2, 3 и са обозначени със символите s, стр, d, f, съответно за ℓ = 0, 1, 2 и 3. В периодичната таблица на елементите няма елементи със спиново число ℓ = 4.

Магнитно квантово числом ℓ характеризира пространственото разположение на електронните орбитали и, следователно, електромагнитните свойства на електрона. Може да приема стойности от – ℓ до + ℓ , включително нула.

Формата или по-точно свойствата на симетрия на атомните орбитали зависят от квантовите числа ℓ И м ℓ . „Електронен облак“ съответстващ s- орбиталите имат, имат формата на топка (в същото време ℓ = 0).

Фиг.1. 1s орбитала

Орбиталите, определени от квантовите числа ℓ = 1 и m ℓ = -1, 0 и +1, се наричат ​​p-орбитали. Тъй като m ℓ в този случай има три различни значения, то атомът има три енергийно еквивалентни p-орбитали (основното квантово число за тях е едно и също и може да има стойност n = 2,3,4,5,6 или 7). p-орбиталите имат аксиална симетрия и имат формата на триизмерни осмици, ориентирани по осите x, y и z във външно поле (фиг. 1.2). Оттук и произходът на символиката p x , p y и p z .

Фиг.2. p x, p y и p z орбитали

Освен това има d- и f- атомни орбитали, за първия ℓ = 2 и m ℓ = -2, -1, 0, +1 и +2, т.е. пет AO, за вторите ℓ = 3 и m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 и +3, т.е. 7 АД.

Четвърти квант м sнаречено спиново квантово число, е въведено, за да обясни някои фини ефекти в спектъра на водородния атом от Goudsmit и Uhlenbeck през 1925 г. Спинът на електрона е ъгловият импулс на заредена елементарна частица на електрона, чиято ориентация е квантована, т.е. строго ограничени до определени ъгли. Тази ориентация се определя от стойността на спиновото магнитно квантово число (s), което за електрона е равно на ½ , следователно за електрона според правилата за квантуване м s = ± ½. В тази връзка към набора от три квантови числа трябва да добавим квантовото число м s . Нека подчертаем още веднъж, че четири квантови числа определят реда на изграждане на периодичната таблица на елементите на Менделеев и обясняваме защо има само два елемента в първия период, осем във втория и третия, 18 в четвъртия и т.н. за да се обясни структурата на многоелектронните атоми, редът на запълване на електронните нива с увеличаване на положителния заряд на атома, не е достатъчно да имаме представа за четирите квантови числа, които „контролират“ поведението на електроните, когато запълване на електронни орбитали, но трябва да знаете още нещо прости правила, а именно Принцип на Паули, правило на Хунд и правила на Клечковски.

Според принципа на Паули В едно и също квантово състояние, характеризиращо се с определени стойности на четири квантови числа, не може да има повече от един електрон.Това означава, че един електрон може по принцип да бъде поставен във всяка атомна орбитала. Два електрона могат да бъдат в една и съща атомна орбитала само ако имат различни спинови квантови числа.

Когато запълвате три p-AO, пет d-AO и седем f-AO с електрони, трябва да се ръководите, в допълнение към принципа на Паули, от правилото на Хунд: Запълването на орбиталите на една подчерупка в основното състояние става с електрони с еднакви спинове.

При запълване на подчерупките (стр, d, f)абсолютната стойност на сумата от завъртанията трябва да бъде максимална.

Правилото на Клечковски. Според правилото на Клечковски, при пълненеd И fтрябва да се спазва електронната орбиталапринцип на минимална енергия. Съгласно този принцип електроните в основно състояние запълват орбиталите с минимални ниваенергия. Енергията на едно подниво се определя от сумата на квантовите числап + ℓ = E .

Първото правило на Клечковски: Първо, тези поднива, за коитоп + ℓ = E минимален.

Второто правило на Клечковски: в случай на равенствоп + ℓ за няколко поднива, поднивото за които се попълвап минимален .

В момента са известни 109 елемента.

2. Йонизационна енергия, електронен афинитет и електроотрицателност.

Най-важните характеристики на електронната конфигурация на атома са йонизационната енергия (IE) или йонизационният потенциал (IP) и електронен афинитет на атома (EA). Йонизационната енергия е промяната в енергията по време на отстраняването на електрон от свободен атом при 0 K: A = + + ē . Зависимостта на йонизационната енергия от атомния номер Z на елемента и размера на атомния радиус има подчертан периодичен характер.

Електронният афинитет (EA) е промяната в енергията, която придружава добавянето на електрон към изолиран атом за образуване на отрицателен йон при 0 K: A + ē = A - (атомът и йонът са в основните си състояния).В този случай електронът заема най-ниската свободна атомна орбитала (LUAO), ако VZAO е заета от два електрона. SE силно зависи от тяхната орбитална електронна конфигурация.

Промените в EI и SE корелират с промените в много свойства на елементите и техните съединения, което се използва за прогнозиране на тези свойства от стойностите на EI и SE. Най-високата абсолютна стойностХалогените имат афинитет към електроните. Във всяка група периодична таблицаелементи, йонизационният потенциал или EI намалява с увеличаване на броя на елемента, което е свързано с увеличаване на атомния радиус и с увеличаване на броя на електронните слоеве и което корелира добре с увеличаване на редукционната сила на елемента.

Таблица 1 от Периодичната таблица на елементите показва стойностите на EI и SE в eV/на атом. Забележете това точни стойности SEs са известни само за няколко атома; техните стойности са подчертани в таблица 1.

Таблица 1

Първа йонизационна енергия (EI), електронен афинитет (EA) и електроотрицателност χ) на атомите в периодичната таблица.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1,26 (α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						ЗАs

χ – електроотрицателност по Полинг

r- атомен радиус, (от „Лабораторни и семинарни занятия по обща и неорганична химия“, Н. С. Ахметов, М. К. Азизова, Л. И. Бадигина)

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 заключението, че електричеството се пренася от най-малките частици, съществуващи в атомите от всички химически елементи. През 1891 г. Стоуни предложи тези частици да бъдат наречени 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 орбиталното число n. Радиусите на орбитите нарастват пропорционално на квадрата на орбиталното число. 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.

Пространство наоколо атомно ядро, в която е най-вероятно да се намери електронът, 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 представянеНякои 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 са най-малко свързани с ядрото на атома външно ниво.

Най-големият брой електрони на енергийно ниво се определя по формулата:

N = 2n 2,

където N - максимален бройелектрони; n е номерът на нивото или основното квантово число. Следователно първото енергийно ниво, което е най-близо до ядрото, може да съдържа не 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 малка 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. То е равно сериен номерхимичен елемент, който му е приписан 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 се дава в периодичната таблица е средната стойност на атомните маси на естествена смес от изотопи на този елементкато се има предвид относителното им изобилие в природата. Химичните свойства на изотопите на повечето химични елементи са абсолютно еднакви. Въпреки това, водородните изотопи варират значително по свойства поради драматичното многократно увеличение на относителната 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 неоновия атом 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 е запълнено, 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 електронни черупкиатоми на хром и мед. 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 вторични подгрупи от групи I-VIII, т.е. елементи от последователни десетилетия с големи периоди, разположени между s- и p-елементи. 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 се съчетайте, но гърбовете, според принципа на Паули, вече ще бъдат в противоположни посоки.

Правилото на Хунд и принципът на Паули

Правилото на Хунд- правило квантова химия, който определя реда на запълване на орбиталите на определен подслой и се формулира както следва: 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 облак от два електрона) 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.

1. Множеството е максимално
2. 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 (с увеличаване на зарядите на техните ядра или серийните номера на химичните елементи), атомните орбитали се заселват по такъв начин, че появата на електрони в орбитали 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 s

Съставът на молекулата. Тоест какви атоми образуват молекулата, в какво количество и с какви връзки са свързани тези атоми. Всичко това определя свойството на молекулата и съответно свойството на веществото, което тези молекули образуват.

Например свойствата на водата: прозрачност, течливост и способността да причинява ръжда се дължат именно на наличието на два водородни атома и един кислороден атом.

Следователно, преди да започнем да изучаваме свойствата на молекулите (т.е. свойствата на веществата), трябва да разгледаме „градивните елементи“, с които се образуват тези молекули. Разберете структурата на атома.

Как е устроен атомът?

Атомите са частици, които се комбинират помежду си, за да образуват молекули.

Самият атом се състои от положително заредено ядро ​​(+)И отрицателно заредена електронна обвивка (-). Като цяло атомът е електрически неутрален. Тоест зарядът на ядрото е равен по абсолютна стойност на заряда на електронната обвивка.

Ядрото се образува от следните частици:

• протони. Един протон носи заряд +1. Масата му е 1 amu (единица за атомна маса). Тези частици задължително присъстват в ядрото.

• неутрони. Неутронът няма заряд (заряд = 0). Масата му е 1 аму. Възможно е в ядрото да няма неутрони. Не е основен компонент на атомното ядро.

По този начин протоните са отговорни за общия заряд на ядрото. Тъй като един неутрон има заряд +1, зарядът на ядрото е равен на броя на протоните.

Електронната обвивка, както подсказва името, се образува от частици, наречени електрони. Ако сравним ядрото на атома с планета, тогава електроните са негови спътници. Въртейки се около ядрото (засега нека си представим, че в орбити, но всъщност в орбитали), те образуват електронна обвивка.

• Електрон- Това е много малка частица. Масата му е толкова малка, че се приема за 0. Но зарядът на електрона е -1. Тоест по модул равен на зарядапротон, се различава по знак. Тъй като един електрон носи заряд -1, общият заряд на електронната обвивка е равен на броя на електроните в нея.

Едно важно следствие е, че тъй като атомът е частица, която няма заряд (зарядът на ядрото и зарядът на електронната обвивка са равни по големина, но противоположни по знак), тоест електрически неутрален, следователно, броят на електроните в един атом е равен на броя на протоните.

Как се различават един от друг атомите на различните химични елементи?

Атомите на различни химични елементи се различават един от друг по заряда на ядрото (тоест броя на протоните и, следователно, броя на електроните).

Как да разберете заряда на ядрото на атом на елемент? Блестящият домашен химик Д.И.Менделеев, открил периодичен закон, и чрез разработването на таблица, кръстена на него, ни даде възможност да направим това. Откритието му беше далеч напред. Когато структурата на атома все още не беше известна, Менделеев подреди елементите в таблицата по реда на увеличаване на ядрения заряд.

Тоест поредният номер на елемент в периодичната таблица е зарядът на ядрото на атома на даден елемент. Например, кислородът има пореден номер 8, така че зарядът на ядрото на кислороден атом е +8. Съответно броят на протоните е 8, а броят на електроните е 8.

Електроните в електронната обвивка са тези, които определят химични свойстваатом, но повече за това малко по-късно.

Сега да поговорим за масата.

Един протон е една единица маса, един неутрон също е една единица маса. Следователно сумата от неутрони и протони в едно ядро ​​се нарича масово число. (Електроните не влияят по никакъв начин на масата, тъй като ние пренебрегваме нейната маса и я считаме за равна на нула).

Атомна единицамаса (а.у.м.) – спец физическо количествоза обозначаване на малките маси на частиците, които образуват атоми.

Всички тези три атома са атоми на един химичен елемент - водород. Защото имат еднакъв ядрен заряд.

С какво ще бъдат различни? Тези атоми имат различни масови числа (поради различни числанеутрони). Първият атом има масово число 1, вторият има 2, а третият има 3.

Наричат ​​се атоми на един и същ елемент, които се различават по броя на неутроните (и следователно по масовите числа). изотопи.

Представените водородни изотопи дори имат свои собствени имена:

• Първият изотоп (с масово число 1) се нарича протий.
• Вторият изотоп (с масово число 2) се нарича деутерий.
• Третият изотоп (с масово число 3) се нарича тритий.

Сега следващият разумен въпрос: защо ако броят на неутроните и протоните в ядрото е цяло число, тяхната маса е 1 amu, тогава в периодичната система масата на атома е дробно число. За сяра, например: 32.066.

Отговор: елементът има няколко изотопа, те се различават един от друг по масови числа. Следователно атомната маса в периодичната таблица е средната стойност на атомните маси на всички изотопи на даден елемент, като се вземе предвид тяхното срещане в природата. Тази маса, посочена в периодичната таблица, се нарича относителна атомна маса.

За химически изчисления се използват показателите на точно такъв „среден атом“. Атомна масазакръглено до най-близкото цяло число.

Структурата на електронната обвивка.

Химичните свойства на атома се определят от структурата на неговата електронна обвивка. Електроните около ядрото така или иначе не са разположени. Електроните са локализирани в електронни орбитали.

Електронна орбитала– пространството около атомното ядро, където вероятността за намиране на електрон е най-голяма.

Електронът има един квантов параметър, наречен спин. Ако вземете класическо определениеот квантова механика, Това завъртане- Това собствен моментимпулс на частицата. В опростена форма това може да бъде представено като посоката на въртене на частица около нейната ос.

Електронът е частица с полуцяло спин; електронът може да има или +½, или -½ спин. Обикновено това може да бъде представено като въртене по посока на часовниковата стрелка и обратно на часовниковата стрелка.

Една електронна орбитала може да съдържа не повече от два електрона с противоположни спинове.

Общоприетото обозначение за електронно местообитание е клетка или тире. Електронът е обозначен със стрелка: стрелка нагоре е електрон с положителен спин +½, стрелка надолу ↓ е електрон с отрицателен спин -½.

Електрон сам в орбитала се нарича несдвоени. Два електрона, разположени на една и съща орбитала, се наричат сдвоени.

Електронните орбитали се разделят на четири вида в зависимост от формата им: s, p, d, f. Орбитали същата формаобразуват подниво. Броят на орбиталите на подниво се определя от броя възможни вариантиместоположение в пространството.

1. s-орбитала.

S-орбиталата има формата на топка:

В космоса s-орбиталата може да бъде разположена само по един начин:

Следователно поднивото s се формира само от една s орбитала.

1. р-орбитала.

P-орбиталата има формата на дъмбел:

В космоса p-орбиталата може да бъде разположена само по три начина:

Следователно p-поднивото се формира от три p-орбитали.

1. d-орбитала.

d-орбитала има сложна форма:

В космоса d-орбиталата може да бъде подредена на пет по различни начини. Следователно d поднивото се формира от пет d орбитали.

1. f-орбитала

Орбиталата f има още по-сложна форма. В космоса f-орбиталата може да бъде разположена по седем различни начина. Следователно поднивото f се формира от седем f орбитали.

Електронната обвивка на атома е като продукт от бутер тесто. Освен това има слоеве. Електроните, разположени на различни слоеве, имат различна енергия: в слоевете по-близо до ядрото те имат по-малка енергия, в слоевете по-далеч от ядрото имат повече енергия. Тези слоеве се наричат ​​енергийни нива.

Запълване на електронни орбитали.

Първото енергийно ниво има само s-подниво:

На второ енергийно ниво има s-подниво и се появява p-подниво:

На третото енергийно ниво има s-подниво, p-подниво и се появява d-подниво:

На четвъртото енергийно ниво по принцип се добавя f-подниво. Но в училищен курс f орбиталите не са запълнени, така че не е нужно да рисуваме f подниво:

Броят на енергийните нива в атом на даден елемент е номер на периода. Когато запълвате електронни орбитали, трябва да следвате следните принципи:

1. Всеки електрон се опитва да заеме позицията в атома, където енергията му е минимална. Тоест първо се запълва първото енергийно ниво, след това второто и т.н.

Електронната формула се използва и за описание на структурата на електронната обвивка. Електронна формулае кратко едноредово обобщение на разпределението на електроните между поднивата.

1. На подниво всеки електрон първо запълва празна орбитала. И всеки има завъртане +½ (стрелка нагоре).

И едва след като всяка орбитала на подниво има един електрон, следващият електрон става сдвоен - тоест заема орбитала, която вече има електрон:

1. D-поднивото се запълва по специален начин.

Факт е, че енергията на d-поднивото е по-висока от енергията на s-поднивото на СЛЕДВАЩИЯ енергиен слой. И както знаем, електронът се опитва да заеме тази позиция в атома, където енергията му ще бъде минимална.

Следователно, след запълване на подниво 3p, първо се запълва подниво 4s, след което се запълва подниво 3d.

И едва след като поднивото 3d е напълно запълнено, поднивото 4p се запълва.

Същото важи и за енергийно ниво 4. След попълване на подниво 4p следва подниво 5s, последвано от подниво 4d. И след него само 5р.

1. И има още един момент, едно правило относно попълването на d-подниво.

Тогава възниква явление, наречено провал. Ако има повреда, един електрон от s-поднивото на следващото енергийно ниво, в буквалнопада на d-електрона.

Основни и възбудени състояния на атома.

атоми, електронни конфигурациикоито сега сме изградили, се наричат ​​атоми основно състояние. Тоест, това е нормално, естествено, ако искате състояние.

Когато един атом получава енергия отвън, може да възникне възбуждане.

Възбудае преходът на сдвоен електрон към празна орбитала, във външното енергийно ниво.

Например за въглероден атом:

Възбуждането е характерно за много атоми. Това трябва да се помни, тъй като възбуждането определя способността на атомите да се свързват един с друг. Основното нещо, което трябва да запомните, е условието, при което може да възникне възбуждане: сдвоен електрон и празна орбитала на външно енергийно ниво.

Има атоми, които имат няколко възбудени състояния:

Електронна конфигурация на йона.

Йоните са частици, в които атомите и молекулите се превръщат чрез получаване или загуба на електрони. Тези частици имат заряд, защото или имат „липса“ на електрони, или имат излишък от тях. Положително заредените йони се наричат катиони, отрицателен – аниони.

Атомът на хлора (няма заряд) получава електрон. Електронът има заряд 1- (едно минус) и съответно се образува частица, която има излишен отрицателен заряд. Хлорен анион:

Cl 0 + 1e → Cl –

Литиевият атом (също без заряд) губи електрон. Електронът има заряд 1+ (един плюс), образува се частица с липса на отрицателен заряд, тоест има положителен заряд. Литиев катион:

Li 0 – 1e → Li +

Преобразувайки се в йони, атомите придобиват такава конфигурация, че външното енергийно ниво става „красиво“, тоест напълно запълнено. Тази конфигурация е най-термодинамично стабилна, така че има причина атомите да се превръщат в йони.

И следователно атомите на елементите VIII-А група(осма група основна подгрупа), както е посочено в следващия параграф, това са благородни газове и са химически неактивни. Основното им състояние има следната структура: външното енергийно ниво е напълно запълнено. Други атоми изглежда се стремят да придобият конфигурацията на тези най-благородни газове и следователно се превръщат в йони и образуват химически връзки.

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.

Зарядът на атомното ядро ​​Z е равен на атомния (порядък) 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 се наблюдава закономерна 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 подобен на Be (2 външни електрона); A1 - до B (3 външни електрона) и т.н. С позицията на елемента в P. s. д. М. са свързани чрез 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 газовеи т.н.). 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 какво горна граница 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 моделелектронната структура на атома позволява успешно да се обяснят и дори предскажат много свойства на химичните елементи, поради което се използва широко в естествените 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. Извън стационарни орбити електрон 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).

Електронни орбитив модела на Бор те се означават с цели числа 1, 2, 3, ... п, 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 повече сложни 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 п(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

Всичко в света е направено от атоми. Но откъде са дошли и от какво са направени? Днес отговаряме на тези прости и основни въпроси. В края на краищата много хора, живеещи на планетата, казват, че не разбират структурата на атомите, от които самите те са съставени.

Естествено, скъпи читатели разбират, че в тази статия се опитваме да представим всичко на най-простото и интересно ниво, така че не „зареждаме“ научни термини. За тези, които искат да проучат въпроса по-подробно професионално ниво, препоръчваме да четете специализирана литература. Информацията в тази статия обаче може да помогне добро обслужванев обучението ви и просто ви прави по-ерудиран.

Атомът е частица материя микроскопичен размери маса, най-малката част от химичния елемент, която е носител на неговите свойства. С други думи това най-малката частицавещество, което може да влиза в химични реакции.

История на откриването и структура

Концепцията за атом е известна още в Древна Гърция. Атомизъм – физическа теория, който гласи, че всички материални обекти се състоят от неделими частици. Заедно с Древна Гърция, идеите на атомизма също се развиват успоредно в Древна Индия.

Не е известно дали извънземните са казали на философите от онова време за атомите или те самите са се сетили за това, но може да се потвърди експериментално тази теорияхимиците успяха да направят това много по-късно - едва през XVII век, когато Европа излезе от бездната на Инквизицията и Средновековието.

Дълго време доминиращата идея за структурата на атома беше идеята за него като за неделима частица. Фактът, че атомът все още може да бъде разделен, стана ясен едва в началото на двадесети век. Ръдърфорд, благодарение на неговия известен опитс отклонението на алфа частиците научи, че атомът се състои от ядро, около което се въртят електрони. Приет е планетарният модел на атома, според който електроните се въртят около ядрото, подобно на нашите планети слънчева системаоколо звездата.

Съвременни репрезентациибеше постигнат голям напредък по отношение на структурата на атома. Ядрото на атома от своя страна се състои субатомни частици, или нуклони - протони и неутрони. Именно нуклоните съставляват по-голямата част от атома. Освен това протоните и неутроните също не са неделими частици, и се състоят от фундаментални частици – кварки.

Ядрото на атома има положителен електрически заряд, а електроните, въртящи се в орбита, са отрицателни. Следователно атомът е електрически неутрален.

По-долу даваме елементарна диаграма на структурата на въглеродния атом.

Свойства на атомите

Тегло

Масата на атомите обикновено се измерва в единици за атомна маса - a.m.u. Единицата за атомна маса е масата на 1/12 от свободно покойния въглероден атом в основното му състояние.

В химията понятието се използва за измерване на масата на атомите "молец". 1 мол е количеството вещество, което съдържа броя на атомите равно на числотоАвогадро.

Размер

Размерите на атомите са изключително малки. И така, най-малкият атом е атомът на хелий, неговият радиус е 32 пикометра. Повечето голям атом– атом цезий с радиус 225 пикометра. Префиксът пико означава десет на минус дванадесета степен! Тоест, ако намалим 32 метра с хиляда милиарда пъти, получаваме размера на радиуса на атома на хелий.

В същото време мащабът на нещата е такъв, че всъщност атомът е 99% празен. Ядрото и електроните заемат изключително малка част от неговия обем. За по-голяма яснота разгледайте този пример. Ако си представите атом под формата на олимпийския стадион в Пекин (или може би не в Пекин, просто си представете голям стадион), тогава ядрото на този атом ще бъде череша, разположена в центъра на полето. Електронните орбити ще бъдат някъде на нивото на горните стойки, а черешата ще тежи 30 милиона тона. Впечатляващо, нали?

Откъде идват атомите?

Както знаете, сега различни атомигрупирани в периодичната таблица. В него има 118 (и ако с прогнозираните, но още не отворени елементи- 126) елементи, без да се броят изотопите. Но това не винаги е било така.

В самото начало на формирането на Вселената не е имало атоми и още повече, че е имало само елементарни частици, които са взаимодействали помежду си под въздействието на огромни температури. Както би казал един поет, това беше истински апотеоз на частиците. В първите три минути от съществуването на Вселената, поради намаляване на температурата и съвпадението на цял куп фактори, започва процесът на първичен нуклеосинтез, когато от елементарни частици се появяват първите елементи: водород, хелий, литий и деутерий (тежък водород). Именно от тези елементи са се образували първите звезди, в дълбините на които термоядрени реакции, в резултат на което водородът и хелият „изгоряха“, образувайки по-тежки елементи. Ако звездата беше достатъчно голяма, тогава тя приключи живота си с така наречената експлозия на „свръхнова“, в резултат на която атомите бяха изхвърлени в околното пространство. Ето как се получи цялата периодична таблица.

И така, можем да кажем, че всички атоми, от които сме направени, някога са били част от древни звезди.

Защо ядрото на атома не се разпада?

Във физиката има четири вида фундаментални взаимодействиямежду частиците и телата, които съставят. Това са силни, слаби, електромагнитни и гравитационни взаимодействия.

Благодарение на силно взаимодействие, което се проявява в мащаба на атомните ядра и е отговорно за привличането между нуклоните, атомът е толкова „труден орех“.

Не толкова отдавна хората разбраха, че когато ядрата на атомите се разделят, се освобождава огромна енергия. Деленето на тежки атомни ядра е източникът на енергия в ядрените реактори и ядрените оръжия.

Така че, приятели, след като ви запознахме със структурата и основите на структурата на атома, можем само да ви напомним, че сме готови да ви се притечем на помощ по всяко време. Няма значение, трябва да завършите диплома в ядрена физика, или най-малкият контрол - ситуациите са различни, но от всяка ситуация има изход. Помислете за мащаба на Вселената, поръчайте работа от Zaochnik и помнете - няма причина за безпокойство.