Електронски формули онлајн. Зошто да ја проучувате електронската конфигурација на елементите? Магнетен квантен број m l

Алгоритам за составување на електронската формула на елемент:

1. Определи го бројот на електрони во атомот користејќи го Периодниот систем на хемиски елементи D.I. Менделеев.

2. Користејќи го бројот на периодот во кој се наоѓа елементот, определи го бројот на енергетските нивоа; број на електрони на последниот електронско нивоодговара на бројот на групата.

3. Нивоата поделете ги на поднивоа и орбитали и пополнете ги со електрони во согласност со правилата за пополнување орбитали:

Мора да се запомни дека првото ниво содржи максимум 2 електрони 1s 2, на вториот - максимум 8 (два си шест Р: 2s 2 2p 6), на третиот - максимум 18 (два с, шест стр, и десет г: 3s 2 3p 6 3d 10).

Главен квантен број nтреба да биде минимално.
Прво да се пополни s-подниво, тогаш р-, d- b f-поднивоа.
Електроните ги пополнуваат орбиталите по редослед на зголемување на енергијата на орбиталите (правило на Клечковски).
Во рамките на едно подниво, електроните прво ги заземаат слободните орбитали еден по еден, а дури потоа формираат парови (правило на Хунд).
Не може да има повеќе од два електрони во една орбитала (принцип на Паули).

Примери.

1. Да ја создадеме електронската формула на азот. ВО периодниот системазот е на број 7.

2. Да ја создадеме електронската формула за аргон. Аргон е број 18 на периодниот систем.

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

3. Да ја создадеме електронската формула на хром. Хром е број 24 на периодниот систем.

1s 2 2с 2 2 стр 6 3s 2 3 стр 6 4s 1 3d 5

Енергетски дијаграм на цинк.

4. Да ја создадеме електронската формула на цинк. Цинкот е број 30 на периодниот систем.

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

Ве молиме имајте предвид дека дел од електронската формула, имено 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, е електронска формулааргон.

Електронската формула на цинк може да се претстави како:

Хемикалии се она од што е направен светот околу нас.

Својствата на секоја хемиска супстанција се поделени на два вида: хемиски, кои ја карактеризираат нејзината способност да формираат други супстанции и физички, кои се објективно набљудувани и може да се разгледуваат изолирано од хемиските трансформации. На пример, физичките својства на супстанцијата се нејзини состојба на агрегација(цврсти, течни или гасовити), топлинска спроводливост, топлински капацитет, растворливост во различни средини(вода, алкохол и сл.), густина, боја, вкус итн.

Трансформации на некои хемиски супстанцииво други супстанции се нарекуваат хемиски појави или хемиски реакции. Треба да се напомене дека има и физички појави кои очигледно се придружени со промени кај некои физички својствасупстанции без да се претворат во други супстанции. ДО физички феномени, на пример, вклучуваат топење на мраз, замрзнување или испарување на вода итн.

За тоа што се случува во текот на еден процес хемиски феномен, можеме да заклучиме со набљудување карактеристични карактеристики хемиски реакции, како што се промена на бојата, седиментација, еволуција на гас, топлина и/или светлина.

На пример, заклучок за појавата на хемиски реакции може да се направи со набљудување:

Формирање на талог при врела вода, наречен скала во секојдневниот живот;

Ослободување на топлина и светлина кога гори пожар;

Промена на бојата на парче свежо јаболко во воздух;

Формирање на меурчиња со гас при ферментација на тестото итн.

Најмалите честички на супстанцијата кои практично не подлежат на промени за време на хемиските реакции, туку само се поврзуваат едни со други на нов начин, се нарекуваат атоми.

Самата идеја за постоење на такви единици на материјата се појавила назад Античка Грцијаво главите на античките филозофи, што всушност го објаснува потеклото на терминот „атом“, бидејќи „атомос“ буквално преведен од грчки значи „неделив“.

Меѓутоа, спротивно на идејата на античките грчки филозофи, атомите не се апсолутен минимум на материјата, т.е. тие самите имаат сложена структура.

Секој атом се состои од т.н субатомски честички– протони, неутрони и електрони, означени со симболите p + , n o и e − соодветно. Надписот во користената нотација покажува дека протонот има единица позитивен полнеж, електрон – сингл негативен полнеж, но неутронот нема полнеж.

Што се однесува до квалитативната структура на атомот, во секој атом сите протони и неутрони се концентрирани во таканареченото јадро, околу кое електроните формираат електронска обвивка.

Протонот и неутронот имаат речиси исти маси, т.е. m p ≈ m n, а масата на електронот е речиси 2000 пати помала од масата на секој од нив, т.е. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000 година.

Бидејќи основното својство на атомот е неговата електрична неутралност и полнежот на еден електрон еднакво на полнењееден протон, од ова можеме да заклучиме дека бројот на електрони во секој атом е еднаков на бројот на протони.

На пример, табелата подолу го прикажува можниот состав на атомите:

Вид на атоми со еднаков полнежјадра, т.е. Со истиот бројпротоните во нивните јадра се нарекуваат хемиски елемент. Така, од табелата погоре можеме да заклучиме дека атом 1 и атом 2 припаѓаат на еден хемиски елемент, а атом 3 и атом 4 припаѓаат на друг хемиски елемент.

Секој хемиски елемент има свое име и индивидуален симбол, кој се чита на одреден начин. Така, на пример, наједноставниот хемиски елемент, чии атоми содржат само еден протон во јадрото, се нарекува „водород“ и се означува со симболот „H“, кој се чита како „пепел“ и хемиски елемент со нуклеарно полнење од +7 (т.е. содржи 7 протони) - „азот“, го има симболот „N“, кој се чита како „en“.

Како што може да се види од табелата погоре, атоми од еден хемиски елементможе да се разликува по бројот на неутрони во јадрата.

Атоми кои припаѓаат на ист хемиски елемент, но имаат различни количининеутроните и, како последица на тоа, масата се нарекуваат изотопи.

На пример, хемискиот елемент водород има три изотопи - 1 H, 2 H и 3 H. Индексите 1, 2 и 3 над симболот H значат вкупен број на неутрони и протони. Оние. Знаејќи дека водородот е хемиски елемент, кој се карактеризира со тоа што има еден протон во јадрата на неговите атоми, можеме да заклучиме дека во изотопот 1 H воопшто нема неутрони (1-1 = 0), во изотопот 2 H - 1 неутрон (2-1=1) и во изотопот 3 H - два неутрони (3-1=2). Бидејќи, како што веќе беше споменато, неутронот и протонот имаат исти маси, а масата на електронот е занемарливо мала во споредба со нив, тоа значи дека изотопот 2 H е речиси двојно потежок од изотопот 1 H, а 3 Изотоп H е дури три пати потежок. Поради толку големо расејување во масите на водородни изотопи, на изотопите 2 H и 3 H дури им беа доделени посебни поединечни имиња и симболи, што не е типично за ниеден друг хемиски елемент. Изотопот 2H го добил името деутериум и го добил симболот D, а изотопот 3H го добил името тритиум и го добил симболот Т.

Ако ја земеме масата на протонот и неутронот како една, а ја занемариме масата на електронот, всушност горниот лев индекс, покрај вкупниот број на протони и неутрони во атомот, може да се смета и за негова маса, и затоа овој индекс се нарекува масен број и е означен со симболот А. Бидејќи полнежот на јадрото на кој било протони одговара на атомот, а полнежот на секој протон конвенционално се смета за еднаков на +1, бројот на протони во јадрото се нарекува број на полнење (Z). Со означување на бројот на неутрони во атомот како N, односот помеѓу масениот број, бројот на полнеж и бројот на неутрони може математички да се изрази како:

Според модерни идеи, електронот има двојна (честичка-бранова) природа. Има својства и на честичка и на бран. Како честичка, електронот има маса и полнеж, но во исто време, протокот на електрони, како бран, се карактеризира со способност за дифракција.

За да се опише состојбата на електронот во атомот, се користат претставите квантна механика, според кој електронот нема специфична траекторија и може да се наоѓа во која било точка во вселената, но со различни веројатности.

Областа на просторот околу јадрото каде што најверојатно ќе се најде електрон се нарекува атомска орбитала.

Атомска орбитала може да има разни форми, големина и ориентација. Атомската орбитала се нарекува и електронски облак.

Графички, една атомска орбитала обично се означува како квадратна клетка:

Квантната механика има исклучително сложена математички апарат, затоа во рамките на училишен курсхемија, се разгледуваат само последиците од квантната механичка теорија.

Според овие последици, секоја атомска орбитала и електронот лоциран во неа целосно се карактеризираат со 4 квантни броеви.

Главниот квантен број - n - одредува вкупна енергијаелектрон во дадена орбитала. Опсег на вредности на главниот квантен број - сите цели броеви, т.е. n = 1,2,3,4, 5, итн.
Орбиталниот квантен број - l - го карактеризира обликот на атомската орбитала и може да земе која било цел број вредност од 0 до n-1, каде што n, потсетиме, е главниот квантен број.

Се нарекуваат орбитали со l = 0 с-орбитали. s-Орбиталите се сферични по форма и немаат насока во просторот:

Се нарекуваат орбитали со l = 1 стр-орбитали. Овие орбитали имаат облик на тридимензионална фигура осум, т.е. форма добиена со ротирање на фигурата осум околу оската на симетрија и однадвор наликува на гира:

Се нарекуваат орбитали со l = 2 г-орбитали, и со l = 3 - ѓ-орбитали. Нивната структура е многу посложена.

3) Магнетен квантен број – m l – одредува просторна ориентацијаспецифична атомска орбитала и ја изразува проекцијата орбитален моментимпулс по насока магнетно поле. Магнетниот квантен број m l одговара на ориентацијата на орбиталата во однос на насоката на векторот на јачината на надворешното магнетно поле и може да земе какви било цели броеви од -l до +l, вклучително и 0, т.е. вкупно можни вредностиеднакво на (2l+1). Така, на пример, за l = 0 m l = 0 (една вредност), за l = 1 m l = -1, 0, +1 (три вредности), за l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (пет вредности на магнетниот квантен број) итн.

Така, на пример, p-орбитали, т.е. орбитали со орбитален квантен број l = 1, кои имаат облик на „тридимензионална фигура од осум“, одговараат на три вредности на магнетниот квантен број (-1, 0, +1), што, пак, одговараат на три правци нормални едни на други во просторот.

4) Спин квантниот број (или едноставно спин) - m s - може условно да се смета за одговорен за насоката на ротација на електронот во атомот; може да добие вредности. Електроните со различни вртења се означени со вертикални стрелки кои се насочени кон различни страни: ↓ и .

Множеството од сите орбитали во атомот кои имаат ист главен квантен број се нарекува енергетско ниво или електронска обвивка. Секое произволно ниво на енергијасо некој број n се состои од n 2 орбитали.

Многу орбитали со истите вредностиглавен квантен број и орбитален квантен број претставува енергетско подниво.

Секое енергетско ниво, кое одговара на главниот квантен број n, содржи n поднивоа. За возврат, секое енергетско потниво со орбитален квантен број l се состои од (2l+1) орбитали. Така, поднивото s се состои од една s орбитала, поднивото p се состои од три p орбитали, поднивото d се состои од пет d орбитали, а поднивото f се состои од седум f орбитали. Бидејќи, како што веќе беше споменато, една атомска орбитала често се означува со една квадратна ќелија, поднивоата s-, p-, d- и f може графички да бидат претставени на следниот начин:

Секоја орбитала строго одговара на поединец специфичен сеттри квантни броеви n, l и m l.

Распределбата на електроните меѓу орбиталите се нарекува електронска конфигурација.

Полнење атомски орбиталиелектроните се јавуваат во согласност со три услови:

Принцип на минимална енергија: Електроните ги исполнуваат орбиталите почнувајќи од најниското енергетско потниво. Редоследот на поднивоата по зголемен редослед на нивните енергии е како што следува: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

За полесно да се запамети оваа низа на пополнување електронски поднивоа, следнава графичка илустрација е многу погодна:

Паули принцип: Секоја орбитала може да содржи не повеќе од два електрони.

Ако има еден електрон во орбиталата, тогаш тој се нарекува неспарен, а ако има два, тогаш тие се нарекуваат електронски пар.

Хундовото правило: најстабилна состојба на атомот е онаа во која, во рамките на едно подниво, атомот има максимален можен број на неспарени електрони. Оваа најстабилна состојба на атомот се нарекува основна состојба.

Всушност, горенаведеното значи дека, на пример, поставувањето на 1-ви, 2-ри, 3-ти и 4-ти електрони во три орбитали на p-поднивото ќе се изврши на следниов начин:

Пополнувањето на атомските орбитали од водород, кој има полнеж број 1, до криптон (Kr), со број на полнеж 36, ќе се изврши на следниов начин:

Таквото претставување на редот на полнење на атомските орбитали се нарекува енергетски дијаграм. Врз основа на електронските дијаграми на поединечни елементи, можно е да се запишат нивните таканаречени електронски формули (конфигурации). Така, на пример, елемент со 15 протони и, како последица на тоа, 15 електрони, т.е. фосфорот (P) ќе го има следниот енергетски дијаграм:

Кога ќе се претвори во електронска формула, атомот на фосфор ќе има форма:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Броевите со нормална големина лево од симболот на поднивото го покажуваат бројот на енергетското ниво, а натписите десно од симболот на поднивото го покажуваат бројот на електрони во соодветното подниво.

Подолу се прикажани електронските формули на првите 36 елементи од периодниот систем на Д.И. Менделеев.

период	Ставка бр.	симбол	Име	електронска формула
Јас	1	Х	водород	1-ви 1
Јас	2	Тој	хелиум	1s 2
II	3	Ли	литиум	1s 2 2s 1
	4	Биди	берилиум	1s 2 2s 2
	5	Б	бор	1s 2 2s 2 2p 1
	6	В	јаглерод	1s 2 2s 2 2p 2
	7	Н	азот	1s 2 2s 2 2p 3
	8	О	кислород	1s 2 2s 2 2p 4
	9	Ф	флуор	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Не	неонски	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	На	натриум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	Мг	магнезиум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Ал	алуминиум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Си	силикон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	П	фосфор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	С	сулфур	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	хлор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ар	аргон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	К	калиум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	калциум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	скандиум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ти	титаниум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	В	ванадиум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Кр	хром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 овде го набљудуваме скокот на еден електрон со сна гподниво
	25	Мн	манган	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	железо	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	Ко	кобалт	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ни	никел	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	бакар	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 овде го набљудуваме скокот на еден електрон со сна гподниво
	30	Zn	цинк	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Га	галиум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ге	германиум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Како	арсен	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Се	селен	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Бр	бром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	Кр	криптон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Како што веќе беше споменато, во нивната основна состојба, електроните во атомските орбитали се наоѓаат според принципот на најмала енергија. Меѓутоа, во присуство на празни p-орбитали во основната состојба на атомот, често, со предавање на вишок енергија на атомот, атомот може да се пренесе во таканаречената возбудена состојба. На пример, атом на бор во неговата основна состојба има електронска конфигурација и енергетски дијаграм од следнава форма:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

И во возбудена состојба (*), т.е. Кога малку енергија се пренесува на атом на бор, неговата електронска конфигурација и енергетскиот дијаграм ќе изгледаат вака:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Во зависност од тоа кое подниво во атомот е пополнето последно, хемиските елементи се делат на s, p, d или f.

Наоѓање на елементите s, p, d и f во табелата D.I. Менделеев:

С-елементите го имаат последното подниво што треба да се пополни. Овие елементи вклучуваат елементи од главните (лево во ќелијата на табелата) подгрупи од групите I и II.
За p-елементи, p-поднивото е пополнето. П-елементите ги вклучуваат последните шест елементи од секој период, освен првиот и седмиот, како и елементите од главните подгрупи од групите III-VIII.
d-елементите се наоѓаат помеѓу s- и p-елементите во големи периоди.
f-елементите се нарекуваат лантаниди и актиниди. Тие се наведени на дното на табелата D.I. Менделеев.

Електрони

Концептот на атом се појавил во античкиот свет за да означи честички од материјата. Во превод од грчки, атом значи „неделив“.

Ирскиот физичар Стони, врз основа на експерименти, дошол до заклучок дека електричната енергија ја носат најмалите честички кои постојат во атомите на сите хемиски елементи. Во 1891 година, Стони предложи овие честички да се наречат електрони, што на грчки значи „килибар“. Неколку години откако електронот го доби своето име, англискиот физичар Џозеф Томсон и францускиот физичар Жан Перин докажаа дека електроните носат негативен полнеж. Ова е најмалиот негативен полнеж, кој во хемијата се зема како еден (-1). Томсон дури успеа да ја одреди брзината на електронот (брзината на електронот во орбитата е обратно пропорционална со бројот на орбитата n. Радиусите на орбитите се зголемуваат пропорционално со квадратот на бројот на орбитата. Во првата орбита на атом на водород (n=1; Z=1) брзината е ≈ 2,2·106 m/s, односно околу сто пати помала од брзината на светлината c = 3·108 m/s) и масата на електронот (тоа е речиси 2000 пати помала од масата на атомот на водород).

Состојба на електрони во атомот

Состојбата на електронот во атомот се подразбира како збир на информации за енергијата на одреден електрон и просторот во кој се наоѓа. Електронот во атомот нема траекторија на движење, т.е. можеме само да зборуваме за тоа веројатноста да се најде во просторот околу јадрото.

Може да се наоѓа во кој било дел од овој простор што го опкружува јадрото, а севкупноста на неговите различни позиции се смета како електронски облак со одредена негативна густина на полнеж. Фигуративно, ова може да се замисли вака: ако е можно да се фотографира позицијата на електрон во атом по стотинки или милионити делови од секундата, како во фото-финиш, тогаш електронот на таквите фотографии би бил претставен како точки. Кога би биле поставени безброј вакви фотографии, сликата би била електронски облак со најголема густина каде што би имало најмногу од овие точки.

Просторот околу атомското јадро во кој најверојатно ќе се најде електрон се нарекува орбитала. Содржи приближно 90% електронски облак, а тоа значи дека околу 90% од времето електронот е во овој дел од вселената. Тие се разликуваат по форма 4 моментално познати типови на орбитали, кои се означени со латински буквите s, p, d и f. Графички приказ на некои форми на електронски орбитали е претставен на сликата.

Најважната карактеристика на движењето на електронот во одредена орбитала е енергија на неговото поврзување со јадрото. Електроните со слични енергетски вредности формираат единствен електронски слој, или енергетско ниво. Нивоата на енергија се нумерирани почнувајќи од јадрото - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целиот број n, кој го означува бројот на енергетското ниво, се нарекува главен квантен број. Ја карактеризира енергијата на електроните кои заземаат дадено енергетско ниво. Електроните од првото енергетско ниво, најблиску до јадрото, имаат најниска енергија.Во споредба со електроните од првото ниво, електроните на следните нивоа ќе се карактеризираат со голема понуда на енергија. Следствено, електроните од надворешното ниво се најмалку цврсто врзани за атомското јадро.

Најголемиот број електрони на енергетско ниво се одредува со формулата:

N = 2n 2,

каде N е максималниот број на електрони; n е бројот на нивото или главниот квантен број. Следствено, на првото енергетско ниво најблиску до јадрото не може да има повеќе од два електрони; на вториот - не повеќе од 8; на третиот - не повеќе од 18; на четвртиот - не повеќе од 32.

Почнувајќи од второто енергетско ниво (n = 2), секое од нивоата е поделено на поднивоа (подслоеви), малку различни едни од други во енергијата на врзувањето со јадрото. Бројот на поднивоа е еднаков на вредноста на главниот квантен број: првото енергетско ниво има едно подниво; вториот - два; трето - три; четврто - четири поднивоа. Поднивоата, пак, се формираат од орбитали. Секоја вредностn одговара на бројот на орбитали еднаков на n.

Поднивоата обично се означуваат со латински букви, како и со обликот на орбиталите од кои се состојат: s, p, d, f.

Протони и неутрони

Атом од кој било хемиски елемент е споредлив со мал Сончев систем. Затоа, овој модел на атомот, предложен од Е. Радерфорд, се нарекува планетарен.

Атомското јадро, во кое е концентрирана целата маса на атомот, се состои од честички од два вида - протони и неутрони.

Протоните имаат полнеж еднаков на полнежот на електроните, но спротивен во знакот (+1) и маса еднаква на масата на атом на водород (во хемијата се зема како едно). Неутроните не носат полнеж, тие се неутрални и имаат маса еднаква на масата на протонот.

Протоните и неутроните заедно се нарекуваат нуклеони (од латинскиот јадро - јадро). Збирот на бројот на протони и неутрони во атомот се нарекува масен број. На пример, масениот број на атом на алуминиум е:

13 + 14 = 27

број на протони 13, број на неутрони 14, маса број 27

Бидејќи масата на електронот, која е занемарливо мала, може да се занемари, очигледно е дека целата маса на атомот е концентрирана во јадрото. Електроните се означени како e-.

Од атомот електрично неутрален, тогаш исто така е очигледно дека бројот на протони и електрони во атомот е ист. Тој е еднаков на серискиот број на хемискиот елемент што му е доделен во Периодниот систем. Масата на атомот се состои од масата на протони и неутрони. Знаејќи го атомскиот број на елементот (Z), т.е. бројот на протони и масовниот број (A), еднаков на збирот на броевите на протоните и неутроните, можете да го најдете бројот на неутрони (N) користејќи ја формулата :

N = A - Z

На пример, бројот на неутрони во атом на железо е:

56 — 26 = 30

Изотопи

Се нарекуваат сорти на атоми од ист елемент кои имаат ист нуклеарен полнеж, но различен масен број изотопи. Хемиските елементи кои се наоѓаат во природата се мешавина од изотопи. Така, јаглеродот има три изотопи со маси 12, 13, 14; кислород - три изотопи со маси 16, 17, 18, итн. Релативната атомска маса на хемиски елемент обично дадена во Периодниот систем е просечната вредност на атомските маси на природна мешавина на изотопи на даден елемент, земајќи ја предвид нивното релативно изобилство во природата. Хемиските својства на изотопите на повеќето хемиски елементи се сосема исти. Сепак, водородните изотопи се разликуваат во голема мера во својствата поради драматичното повеќекратно зголемување на нивната релативна атомска маса; дури добиваат поединечни имиња и хемиски симболи.

Елементи од првиот период

Дијаграм на електронската структура на атомот на водород:

Дијаграмите на електронската структура на атомите ја покажуваат распределбата на електроните низ електронските слоеви (нивоа на енергија).

Графичка електронска формула на атомот на водород (ја покажува дистрибуцијата на електроните по енергетски нивоа и поднивоа):

Графичките електронски формули на атомите ја покажуваат распределбата на електроните не само меѓу нивоата и поднивоата, туку и меѓу орбиталите.

Во атом на хелиум, првиот електронски слој е завршен - има 2 електрони. Водородот и хелиумот се s-елементи; S-орбиталата на овие атоми е исполнета со електрони.

За сите елементи од вториот период се пополнува првиот електронски слој, а електроните ги исполнуваат s- и p-орбиталите на вториот електронски слој во согласност со принципот на најмала енергија (прво s, а потоа p) и правилата на Паули и Хун.

Во неонскиот атом, вториот електронски слој е завршен - има 8 електрони.

За атомите на елементите од третиот период, првиот и вториот електронски слој се завршени, па се пополнува третиот електронски слој, во кој електроните можат да ги окупираат поднивоата 3s-, 3p- и 3d.

Атомот на магнезиум ја комплетира својата електронска орбитала 3s. Na и Mg се s-елементи.

Во алуминиум и последователни елементи, поднивото 3p е исполнето со електрони.

Елементите од третиот период имаат непополнети 3d орбитали.

Сите елементи од Al до Ar се p-елементи. s- и p-елементите ги формираат главните подгрупи во Периодниот систем.

Елементи од четвртиот - седмиот период

Четвртиот електронски слој се појавува во атомите на калиум и калциум, а поднивото 4s е исполнето, бидејќи има помала енергија од 3d поднивото.

K, Ca - s-елементи вклучени во главните подгрупи. За атомите од Sc до Zn, 3d поднивото е исполнето со електрони. Ова се 3Д елементи. Тие се вклучени во секундарни подгрупи, нивниот најоддалечен електронски слој е пополнет и тие се класифицирани како преодни елементи.

Обрнете внимание на структурата на електронските обвивки на атоми на хром и бакар. Во нив, еден електрон „пропаѓа“ од 4s на 3d подниво, што се објаснува со поголемата енергетска стабилност на добиените електронски конфигурации 3d 5 и 3d 10:

Во атомот на цинкот, третиот електронски слој е завршен - во него се пополнети сите поднивоа 3s, 3p и 3d, со вкупно 18 електрони. Во елементите по цинкот, четвртиот електронски слој, поднивото 4p, продолжува да се пополнува.

Елементите од Ga до Kr се p-елементи.

Атомот на криптон има надворешен слој (четврт) кој е целосен и има 8 електрони. Но, може да има вкупно 32 електрони во четвртиот електронски слој; атомот на криптон сè уште има непополнети поднивоа 4d и 4f. За елементите од петтиот период, поднивоата се пополнуваат по следниот редослед: 5s - 4d - 5p. Исто така, постојат исклучоци поврзани со „ неуспех» електрони, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Во шестиот и седмиот период, се појавуваат f-елементи, т.е. елементи во кои се пополнети поднивоата 4f- и 5f на третиот надворешен електронски слој, соодветно.

4f елементите се нарекуваат лантаниди.

5f елементите се нарекуваат актиниди.

Редоследот на пополнување на електронските поднивоа во атомите на елементите од шестиот 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 овде има елементи во кои е „нарушен“ редоследот на пополнување на електронските орбитали, што, на пример, е поврзано со поголема енергетска стабилност на половина и целосно пополнетите поднивоа f, т.е. nf 7 и nf 14. Во зависност од тоа кое потниво на атомот е последно исполнето со електрони, сите елементи се поделени во четири електронски семејства или блокови:

s-елементи. s-поднивото на надворешното ниво на атомот е исполнето со електрони; С-елементите вклучуваат водород, хелиум и елементи од главните подгрупи од групите I и II.

p-елементи. П-поднивото на надворешното ниво на атомот е исполнето со електрони; p-елементите вклучуваат елементи од главните подгрупи од групите III-VIII.

d-елементи. d-поднивото на преднадворешното ниво на атомот е исполнето со електрони; d-елементите вклучуваат елементи на секундарни подгрупи од групите I-VIII, т.е. елементи на plug-in децении големи периоди лоцирани помеѓу s- и p-елементи. Тие се нарекуваат и преодни елементи.

f-елементи. F-поднивото на третото надворешно ниво на атомот е исполнето со електрони; тие вклучуваат лантаниди и антиноиди.

Швајцарскиот физичар В. Паули во 1925 година утврдил дека во атом во една орбитала не може да има повеќе од два електрони кои имаат спротивни (антипаралелни) спинови (преведено од англиски како „вретено“), т.е. имаат такви својства што условно може да се замислат како ротација на електрон околу неговата замислена оска: во насока на стрелките на часовникот или спротивно од стрелките на часовникот.

Овој принцип се нарекува Паули принцип. Ако има еден електрон во орбиталата, тогаш тој се нарекува неспарен; ако има два, тогаш тоа се спарени електрони, односно електрони со спротивни спинови. На сликата е прикажан дијаграм на поделба на енергетските нивоа на поднивоа и редоследот по кој тие се пополнуваат.

Многу често, структурата на електронските обвивки на атомите е прикажана со помош на енергија или квантни ќелии - напишани се таканаречените графички електронски формули. За оваа нотација се користи следната нотација: секоја квантна клетка е означена со клетка што одговара на една орбитала; Секој електрон е означен со стрелка што одговара на насоката на центрифугирање. Кога пишувате графичка електронска формула, треба да запомните две правила: Принципот на Паули и правилото на Ф.Хунд, според кој електроните ги заземаат слободните ќелии прво една по една и имаат иста вредност на спинот, па дури потоа се парат, но спиновите, според принципот на Паули, веќе ќе бидат обратно насочени.

Хундовото правило и принципот на Паули

Хундовото правило- правило за квантна хемија кое го одредува редоследот на пополнување на орбиталите на одреден подслој и е формулирано на следниов начин: вкупната вредност на спин квантниот број на електрони на даден подслој мора да биде максимална. Формулиран од Фридрих Хунд во 1925 година.

Тоа значи дека во секоја од орбиталите на подслојот прво се полни по еден електрон, а дури откако ќе се исцрпат ненаполнетите орбитали, на оваа орбитала се додава втор електрон. Во овој случај, во една орбитала има два електрони со полуцелобројни вртења со спротивен знак, кои се парат (формираат облак од два електрони) и, како резултат на тоа, вкупниот спин на орбиталата станува еднаков на нула.

Друга формулација: Пониско во енергија лежи атомскиот поим за кој се исполнети два услови.

Мноштвото е максимална
Кога множествата се совпаѓаат, вкупниот орбитален импулс L е максимален.

Дозволете ни да го анализираме ова правило користејќи го примерот за пополнување на орбитали со p-подниво стр-елементи од вториот период (односно, од бор до неон (на дијаграмот подолу, хоризонталните линии означуваат орбитали, вертикалните стрелки означуваат електрони, а насоката на стрелката ја означува ориентацијата на центрифугата).

Владеењето на Клечковски

Правилото на Клечковски -како што се зголемува вкупниот број на електрони во атомите (со зголемување на полнежите на нивните јадра или сериските броеви на хемиските елементи), атомските орбитали се населуваат на таков начин што појавата на електрони во орбитала со поголема енергија зависи само од главниот квантен број n и не зависи од сите други броеви на квантни броеви, вклучително и од l. Физички, тоа значи дека во атом сличен на водород (во отсуство на меѓуелектронска одбивност), орбиталната енергија на електронот се определува само со просторното растојание на густината на полнежот на електронот од јадрото и не зависи од карактеристиките на неговото движење во полето на јадрото.

Емпириското правило на Клечковски и шемата за подредување што произлегува од него се донекаде контрадикторни со реалната енергетска низа на атомските орбитали само во два слични случаи: за атомите Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au. , доаѓа до „неуспех“ на електрон со s -поднивото на надворешниот слој се заменува со d-поднивото на претходниот слој, што доведува до енергетски постабилна состојба на атомот, имено: по полнењето на орбиталата 6 со два електрони с

Ајде да погледнеме како е изграден атом. Имајте на ум дека ќе зборуваме исклучиво за модели. Во пракса, атомите се многу посложена структура. Но, благодарение на современите случувања, можеме да објасниме, па дури и успешно да ги предвидиме својствата (дури и ако не сите). Значи, каква е структурата на атомот? Од што е направено?

Планетарен модел на атомот

За прв пат беше предложен од данскиот физичар Н. Бор во 1913 година. Ова е првата теорија за атомската структура заснована на научни факти. Покрај тоа, ја постави основата за модерната тематска терминологија. Во него електроните-честички произведуваат ротациони движења околу атомот според истиот принцип како и планетите околу Сонцето. Бор сугерираше дека тие би можеле да постојат исклучиво во орбити лоцирани на строго дефинирано растојание од јадрото. Научникот не можеше да објасни зошто е тоа така, од научна гледна точка, но таквиот модел беше потврден со многу експерименти. За означување на орбитите се користеле цели броеви, почнувајќи од еден, кој бил нумериран најблиску до јадрото. Сите овие орбити се нарекуваат и нивоа. Атомот на водород има само едно ниво, на кое ротира еден електрон. Но и сложените атоми имаат нивоа. Тие се поделени на компоненти кои комбинираат електрони со сличен енергетски потенцијал. Значи, второто веќе има две поднивоа - 2s и 2p. Третиот веќе има три - 3s, 3p и 3d. И така натаму. Прво, поднивоата поблиску до јадрото се „населени“, а потоа далечните. Секој од нив може да собере само одреден број електрони. Но, ова не е крајот. Секое подниво е поделено на орбитали. Ајде да направиме споредба со обичниот живот. Електронскиот облак на атомот е споредлив со град. Нивоата се улици. Подниво - приватна куќа или стан. Орбитална - соба. Секој од нив „живее“ еден или два електрони. Сите тие имаат специфични адреси. Ова беше првиот дијаграм на структурата на атомот. И, конечно, за адресите на електроните: тие се одредуваат со множества броеви кои се нарекуваат „квантни“.

Бран модел на атомот

Но, со текот на времето, планетарниот модел беше ревидиран. Беше предложена втора теорија за атомската структура. Тој е понапреден и ви овозможува да ги објасните резултатите од практичните експерименти. Првиот беше заменет со брановиот модел на атомот, предложен од Е. Шредингер. Тогаш веќе беше утврдено дека електронот може да се манифестира не само како честичка, туку и како бран. Што направи Шредингер? Тој применил равенка која го опишува движењето на бранот во Така, не може да се најде траекторијата на електронот во атомот, туку веројатноста за негово откривање во одредена точка. Она што ги обединува двете теории е дека елементарните честички се наоѓаат на одредени нивоа, поднивоа и орбитали. Тука завршува сличноста меѓу моделите. Дозволете ми да ви дадам еден пример: во теоријата на бранови, орбиталата е област каде што може да се најде електрон со 95% веројатност. Остатокот од просторот сочинува 5%, но на крајот се покажа дека структурните карактеристики на атомите се прикажани со помош на моделот на бранови, и покрај фактот што употребената терминологија е вообичаена.

Концептот на веројатност во овој случај

Зошто се користеше овој термин? Хајзенберг го формулирал принципот на несигурност во 1927 година, кој сега се користи за опишување на движењето на микрочестичките. Се заснова на нивната фундаментална разлика од обичните физички тела. Што е тоа? Класичната механика претпоставуваше дека едно лице може да набљудува феномени без да влијае на нив (набљудување на небесни тела). Врз основа на добиените податоци, можно е да се пресмета каде ќе биде објектот во одреден временски период. Но, во микрокосмосот работите се нужно различни. Така, на пример, сега не е можно да се набљудува електрон без да се влијае врз него поради фактот што енергиите на инструментот и честичката се неспоредливи. Ова доведува до промени во нејзината локација на елементарната честичка, состојба, насока, брзина на движење и други параметри. И нема смисла да се зборува за точни карактеристики. Самиот принцип на несигурност ни кажува дека е невозможно да се пресмета точната траекторија на електрон околу јадрото. Може да укажете само на веројатноста да се најде честичка во одредена област на просторот. Ова е особеноста на структурата на атомите на хемиските елементи. Но, ова треба да го земат предвид исклучиво научниците во практичните експерименти.

Атомски состав

Но, ајде да се концентрираме на целата тема. Значи, покрај добро разгледаната електронска обвивка, втората компонента на атомот е јадрото. Се состои од позитивно наелектризирани протони и неутрални неутрони. Сите сме запознаени со периодниот систем. Бројот на секој елемент одговара на бројот на протони што ги содржи. Бројот на неутрони е еднаков на разликата помеѓу масата на атомот и неговиот број на протони. Може да има отстапувања од ова правило. Потоа велат дека е присутен изотоп на елементот. Структурата на атомот е таква што е „опкружен“ со електронска обвивка. обично е еднаков на бројот на протони. Масата на второто е приближно 1840 пати поголема од онаа на првата и е приближно еднаква на тежината на неутронот. Радиусот на јадрото е околу 1/200.000 од дијаметарот на атомот. Самата има сферична форма. Ова, генерално, е структурата на атомите на хемиските елементи. И покрај разликата во масата и својствата, тие изгледаат приближно исто.

Орбити

Кога се зборува за тоа што е дијаграм на атомска структура, не може да се молчи за нив. Значи, постојат овие типови:

с. Тие имаат сферична форма.
стр. Тие изгледаат како тродимензионални осмици или вретено.
г и ѓ. Тие имаат сложена форма што е тешко да се опише на формален јазик.

Електрон од секој тип може да се најде со 95% веројатност во соодветната орбитала. Презентираните информации мора да се третираат смирено, бидејќи тоа е повеќе апстрактен математички модел отколку физичка реалност. Но, со сето ова, има добра предвидувачка моќ во однос на хемиските својства на атомите, па дури и на молекулите. Колку подалеку се наоѓа нивото од јадрото, толку повеќе електрони може да се постават на него. Така, бројот на орбитали може да се пресмета со помош на специјална формула: x 2. Овде x е еднаква на бројот на нивоа. И бидејќи до два електрони може да се постават во орбиталата, на крајот формулата за нивното нумеричко пребарување ќе изгледа вака: 2x2.

Орбити: технички податоци

Ако зборуваме за структурата на атомот на флуор, тој ќе има три орбитали. Сите ќе се пополнат. Енергијата на орбиталите во рамките на едно подниво е иста. За да ги означите, додадете го бројот на слојот: 2s, 4p, 6d. Да се вратиме на разговорот за структурата на атомот на флуор. Ќе има две s- и едно p-подниво. Има девет протони и исто толку електрони. Првото s-ниво. Тоа се два електрони. Потоа второто s-ниво. Уште два електрони. И 5 го исполнува p-нивото. Ова е неговата структура. Откако ќе го прочитате следниот поднаслов, можете сами да ги направите потребните чекори и да се уверите во тоа. Ако зборуваме за тоа кој исто така припаѓа флуорот, треба да се забележи дека тие, иако се во иста група, се сосема различни по своите карактеристики. Така, нивната точка на вриење се движи од -188 до 309 степени Целзиусови. Па зошто беа обединети? Сето тоа благодарение на хемиските својства. Сите халогени, и флуорот во најголема мера, имаат најголема оксидирачка способност. Тие реагираат со метали и можат спонтано да се запалат на собна температура без никакви проблеми.

Како се пополнуваат орбитите?

По кои правила и принципи се подредени електроните? Ви предлагаме да се запознаете со трите главни, чија формулација е поедноставена за подобро разбирање:

Принцип на најмалку енергија. Електроните имаат тенденција да ги пополнуваат орбиталите по редослед на зголемување на енергијата.
Принципот на Паули. Една орбитала не може да содржи повеќе од два електрони.
Хундовото правило. Во рамките на едно подниво, електроните прво ги исполнуваат празните орбитали, а дури потоа формираат парови.

Структурата на атомот ќе помогне во неговото пополнување и во овој случај ќе стане поразбирливо во однос на сликата. Затоа, кога се работи практично со конструкција на дијаграми на кола, неопходно е да се има при рака.

Пример

Со цел да се сумира сè што е кажано во рамките на статијата, можете да изготвите примерок за тоа како електроните на атомот се распределени меѓу нивните нивоа, поднивоа и орбитали (односно, каква е конфигурацијата на нивоата). Може да се прикаже како формула, енергетски дијаграм или дијаграм на слоеви. Овде има многу добри илустрации, кои со внимателно испитување помагаат да се разбере структурата на атомот. Значи, прво се пополнува првото ниво. Има само едно подниво, во кое има само една орбитала. Сите нивоа се пополнуваат последователно, почнувајќи од најмалите. Прво, во рамките на едно подниво, по еден електрон се става во секоја орбитала. Потоа се создаваат парови. И ако има бесплатни, се случува префрлување на друг предмет за полнење. И сега можете сами да дознаете каква е структурата на атомот на азот или флуор (што беше разгледано порано). Можеби на почетокот ќе ви биде малку тешко, но можете да ги искористите сликите за да ве водат. За јасност, да ја погледнеме структурата на атомот на азот. Има 7 протони (заедно со неутроните кои го сочинуваат јадрото) и исто толку електрони (кои ја сочинуваат електронската обвивка). Првото s-ниво се пополнува прво. Има 2 електрони. Потоа доаѓа второто s-ниво. Има и 2 електрони. А другите три се поставени на p-нивото, каде што секој од нив зазема по една орбитала.

Заклучок

Како што можете да видите, структурата на атомот не е толку тешка тема (ако и пристапите од перспектива на училишен курс по хемија, се разбира). И разбирањето на оваа тема не е тешко. Конечно, би сакал да ви кажам за некои карактеристики. На пример, зборувајќи за структурата на атомот на кислород, знаеме дека има осум протони и 8-10 неутрони. И бидејќи сè во природата има тенденција да се балансира, два атоми на кислород формираат молекула, каде што два неспарени електрони формираат ковалентна врска. Друга стабилна молекула на кислород, озон (О3), се формира на сличен начин. Знаејќи ја структурата на атомот на кислород, можете правилно да подготвите формули за оксидативни реакции во кои учествува најчестата супстанција на Земјата.

Секоја супстанција е составена од многу мали честички наречени атоми . Атомот е најмалата честичка на хемиски елемент која ги задржува сите свои карактеристични својства. За да се замисли големината на атомот, доволно е да се каже дека кога би можеле да бидат поставени блиску еден до друг, тогаш еден милион атоми би заземале растојание од само 0,1 mm.

Понатамошниот развој на науката за структурата на материјата покажа дека атомот исто така има сложена структура и се состои од електрони и протони. Така настанала електронската теорија за структурата на материјата.

Во античко време беше откриено дека постојат два вида електрична енергија: позитивна и негативна. Количината на електрична енергија содржана во телото почна да се нарекува полнење. Во зависност од видот на електрична енергија што го поседува телото, полнежот може да биде позитивен или негативен.

Исто така, експериментално беше утврдено дека сличните полнежи одбиваат, а за разлика од полнежите привлекуваат.

Ајде да размислиме електронска структура на атомот. Атомите се составени од дури и помали честички од самите нив, наречени електрони.

ДЕФИНИЦИЈА:Електронот е најмалата честичка од материјата која има најмал негативен електричен полнеж.

Електроните орбитираат околу централното јадро кое се состои од едно или повеќе протониИ неутрони, во концентрични орбити. Електроните се негативно наелектризирани честички, протоните се позитивно наелектризирани, а неутроните се неутрални (Слика 1.1).

ДЕФИНИЦИЈА:Протонот е најмалата честичка од материјата која има најмал позитивен електричен полнеж.

Постоењето на електрони и протони е несомнено. Научниците не само што ја утврдија масата, полнежот и големината на електроните и протоните, туку дури и ги натераа да работат во различни електрични и радио инженерски уреди.

Исто така, беше откриено дека масата на електронот зависи од брзината на неговото движење и дека електронот не само што се движи напред во вселената, туку и ротира околу својата оска.

Наједноставен по структура е атом на водород (сл. 1.1). Се состои од протонско јадро и електрон што ротира со голема брзина околу јадрото, формирајќи ја надворешната обвивка (орбита) на атомот. Покомплексните атоми имаат неколку обвивки низ кои ротираат електроните.

Овие обвивки се полни со електрони последователно од јадрото (слика 1.2).

Сега да го погледнеме . Најнадворешната обвивка се нарекува валентност, а бројот на електрони содржани во него се нарекува валентност. Колку подалеку од јадрото валентна обвивка,затоа, толку помала сила на привлекување што секој валентен електрон ја доживува од јадрото. Така, атомот ја зголемува способноста да прикачи електрони за себе во случај валентната обвивка да не е пополнета и да се наоѓа далеку од јадрото или да ги изгуби.
Електроните од надворешната обвивка можат да примаат енергија. Ако електроните лоцирани во валентната обвивка го добијат потребното ниво на енергија од надворешни сили, тие можат да се отцепат од него и да го напуштат атомот, односно да станат слободни електрони. Слободните електрони се способни да се движат случајно од еден атом до атом. Оние материјали кои содржат голем број слободни електрони се нарекуваат проводници .

Изолатори , е спротивно на спроводниците. Тие го спречуваат протокот на електрична струја. Изолаторите се стабилни бидејќи валентните електрони на некои атоми ги пополнуваат валентните обвивки на другите атоми, спојувајќи ги. Ова го спречува формирањето на слободни електрони.
Заземете средна положба помеѓу изолаторите и проводниците полупроводници , но за нив ќе зборуваме подоцна
Ајде да размислиме својства на атомот. Атомот кој има ист број на електрони и протони е електрично неутрален. Атомот кој добива еден или повеќе електрони станува негативно наелектризиран и се нарекува негативен јон. Ако атом изгуби еден или повеќе електрони, тој станува позитивен јон, односно станува позитивно наелектризиран.