Jadual unsur berkala Mendeleev. Struktur atom.
SISTEM BERKALA ELEMEN MENDELEEV - pengelasan kimia. unsur yang dicipta oleh Rusia. saintis D.I. Mendeleev berdasarkan periodicity yang ditemui olehnya (pada tahun 1869). undang-undang.
Moden rumusan berkala hukum: sifat unsur (dimanifestasikan dalam sebatian dan sebatian ringkas) ditemui dalam tempoh berkala. bergantung kepada cas nukleus atomnya.
caj nukleus atom Z sama dengan nombor atom (ordinal) bahan kimia itu. unsur dalam P. s. e. M. Jika anda menyusun semua unsur dalam tertib menaik Z. (hidrogen H, Z = 1; helium He, Z = 2; litium Li, Z == 3; berilium Be, Z = 4, dsb.), maka ia membentuk 7 tempoh. Dalam setiap tempoh ini terdapat perubahan semula jadi dalam sifat unsur, daripada unsur pertama tempoh (logam alkali) kepada yang terakhir ( gas mulia). Periode pertama mengandungi 2 unsur, 2 dan 3 - 8 elemen setiap satu, 4 dan 5 - 18, 6 - 32. Dalam tempoh ke-7, 19 unsur diketahui. Tempoh ke-2 dan ke-3 biasanya dipanggil kecil, semua tempoh berikutnya dipanggil besar. Jika anda menyusun noktah dalam bentuk baris mendatar, maka terhasil jadual akan menunjukkan 8 garisan menegak. lajur; Ini adalah kumpulan unsur yang serupa dalam sifatnya.
Sifat unsur dalam kumpulan juga berubah secara semula jadi bergantung kepada pertambahan Z. Contohnya, dalam kumpulan Li - Na - K - Rb - Cs - Fr, kandungan kimia meningkat. aktiviti logam itu dipertingkatkan dengan sifat oksida dan hidroksida.
Dari teori struktur atom ia mengikuti bahawa periodicity sifat unsur ditentukan oleh undang-undang pembentukan kulit elektron di sekeliling nukleus. Apabila Z unsur meningkat, atom menjadi lebih kompleks - bilangan elektron yang mengelilingi nukleus bertambah, dan tiba saat apabila pengisian satu kulit elektron berakhir dan pembentukan kulit luar seterusnya bermula. Dalam sistem Mendeleev, ini bertepatan dengan permulaan tempoh baru. Unsur dengan 1, 2, 3, dsb. elektron dalam petala baru adalah serupa dalam sifatnya dengan unsur yang juga mempunyai 1, 2, 3, dsb. elektron luar, walaupun bilangannya adalah dalam. terdapat satu (atau beberapa) lebih sedikit kulit elektron: Na serupa dengan Li (satu elektron luar), Mg serupa dengan Be (2 elektron luar); A1 - hingga B (3 elektron luar), dsb. Dengan kedudukan unsur dalam P. s. e. M. disambungkan oleh bahan kimianya. dan banyak lagi fizikal St.
Banyak (lebih kurang 1000) pilihan grafik telah dicadangkan. imej P. s. e. M. 2 varian P. s yang paling biasa. e. M. - meja pendek dan panjang; k.-l. perbezaan asas tidak ada antara mereka. Lampiran mengandungi salah satu pilihan jadual pendek. Dalam jadual, nombor titik diberikan dalam lajur pertama (ditunjukkan dengan angka Arab 1 - 7). Nombor kumpulan ditunjukkan di bahagian atas dengan angka Rom I - VIII. Setiap kumpulan dibahagikan kepada dua subkumpulan - a dan b. Satu set elemen yang diketuai oleh unsur tempoh kecil, kadangkala dipanggil. subkumpulan utama ialah a-m dan (Li mengetuai subkumpulan logam alkali. F - halogen, He - gas lengai, dll.). Dalam kes ini, subkumpulan yang tinggal bagi unsur-unsur tempoh besar dipanggil. kesan sampingan.
Unsur dengan Z = 58 - 71 disebabkan oleh kedekatan istimewa struktur atomnya dan persamaan kimianya. St membentuk keluarga lantanida, yang termasuk dalam kumpulan III, tetapi untuk kemudahan diletakkan di bahagian bawah meja. Unsur dengan Z = 90 - 103 sering dikelaskan ke dalam keluarga aktinida atas sebab yang sama. Mereka diikuti oleh unsur dengan Z = 104 - curchatovy dan unsur dengan Z = 105 (lihat Nilsborium). Pada Julai 1974 Burung Hantu. ahli fizik melaporkan penemuan unsur dengan Z = 106, dan pada Jan. 1976 - unsur dengan Z = 107. Kemudian unsur dengan Z = 108 dan 109 telah disintesis. sempadan P. s. e. M. diketahui - ia diberikan oleh hidrogen, kerana tidak boleh ada unsur dengan cas nuklear kurang daripada satu. Persoalannya ialah apakah had atas P. s. e. M., iaitu sejauh mana nilai seni yang melampau boleh dicapai. sintesis unsur masih tidak dapat diselesaikan. (Nukleus berat tidak stabil, oleh itu americium dengan Z = 95 dan unsur-unsur berikutnya tidak terdapat dalam alam semula jadi, tetapi diperolehi dalam tindak balas nuklear; Walau bagaimanapun, di kawasan unsur transuranium yang lebih jauh, rupa yang dipanggil. pulau kestabilan, khususnya untuk Z = 114.) Dalam seni. sintesis unsur baru secara berkala. undang-undang dan P. s. e. M. memainkan peranan utama. Undang-undang dan sistem Mendeleev adalah antara generalisasi sains semula jadi yang paling penting dan membentuk asas sains moden. pengajaran tentang struktur pulau.
Struktur elektronik atom.
Ini dan perenggan seterusnya bercakap tentang model kulit elektron atom. Adalah penting untuk memahaminya kita bercakap tentang tepat mengenai model. Atom sebenar, sudah tentu, lebih kompleks dan kita masih tidak mengetahui segala-galanya tentang mereka. Walau bagaimanapun, moden model teori struktur elektronik atom memungkinkan untuk berjaya menerangkan dan juga meramalkan banyak sifat unsur kimia, oleh itu digunakan secara meluas dalam sains semula jadi.
Sebagai permulaan, mari kita pertimbangkan dengan lebih terperinci model "planet" yang dicadangkan oleh N. Bohr (Rajah 2-3 c).
nasi. 2-3 c. Model "planet" Bohr.
Ahli fizik Denmark N. Bohr pada tahun 1913 mencadangkan model atom di mana zarah elektron berputar mengelilingi nukleus atom dengan cara yang lebih kurang sama seperti planet mengelilingi Matahari. Bohr mencadangkan bahawa elektron dalam atom boleh wujud secara stabil hanya dalam orbit yang dikeluarkan dari nukleus pada jarak tertentu. Dia memanggil orbit ini pegun. Di luar orbit pegun elektron tidak boleh wujud. Mengapa ini berlaku, Bohr tidak dapat menjelaskan pada masa itu. Tetapi dia menunjukkan bahawa model sedemikian membolehkan seseorang menerangkan banyak fakta eksperimen (ini dibincangkan dengan lebih terperinci dalam perenggan 2.7).
Orbit elektron dalam model Bohr ditetapkan oleh integer 1, 2, 3, ... n, bermula dari yang paling dekat dengan inti. Dalam apa yang berikut kita akan memanggil orbit sedemikian peringkat. Untuk menerangkan struktur elektronik atom hidrogen, paras sahaja sudah memadai. Tetapi dalam atom yang lebih kompleks, ternyata, tahapnya terdiri daripada tenaga yang serupa subperingkat. Sebagai contoh, tahap 2 terdiri daripada dua subperingkat (2s dan 2p). Tahap ketiga terdiri daripada 3 sub-peringkat (3s, 3p dan 3d), seperti yang ditunjukkan dalam Rajah. 2-6. Tahap keempat (ia tidak sesuai dalam rajah) terdiri daripada subperingkat 4s, 4p, 4d, 4f. Dalam perenggan 2.7 kami akan memberitahu anda dari mana sebenarnya nama subperingkat ini berasal dan lebih kurang eksperimen fizikal, yang memungkinkan untuk "melihat" tahap elektronik dan subperingkat dalam atom.
nasi. 2-6. Model Bohr untuk atom yang lebih kompleks daripada atom hidrogen. Lukisan tidak mengikut skala - sebenarnya, subperingkat tahap yang sama adalah lebih dekat kawan yang lebih rapat kepada kawan.
Terdapat sama banyak elektron dalam kulit elektron mana-mana atom seperti terdapat proton dalam nukleusnya, jadi atom secara keseluruhan adalah neutral elektrik. Elektron dalam atom mengisi tahap dan subperingkat yang paling hampir dengan nukleus kerana dalam kes ini tenaga mereka adalah kurang daripada jika mereka mengisi tahap yang lebih jauh. Setiap peringkat dan subperingkat hanya boleh memuatkan sejumlah elektron tertentu.
Subperingkat pula terdiri daripada tenaga yang sama orbital(ia tidak ditunjukkan dalam Rajah 2-6). Secara kiasan, jika awan elektron atom dibandingkan dengan bandar atau jalan di mana semua elektron atom tertentu "hidup", maka tahap boleh dibandingkan dengan rumah, subtingkat kepada apartmen, dan orbital kepada ruang untuk elektron. Semua orbital mana-mana sublevel mempunyai tenaga yang sama. Pada sublevel s hanya terdapat satu "bilik" - orbital. P-sublevel mempunyai 3 orbital, d-sublevel mempunyai 5, dan f-sublevel mempunyai sebanyak 7 orbital. Satu atau dua elektron boleh "hidup" dalam setiap orbital "bilik". Larangan elektron yang mempunyai lebih daripada dua dalam satu orbital dipanggil larangan Pauli- dinamakan sempena saintis yang menemui ini ciri penting struktur atom. Setiap elektron dalam atom mempunyai "alamat" sendiri, yang ditulis sebagai satu set empat nombor yang dipanggil "kuantum". Nombor kuantum akan dibincangkan secara terperinci dalam bahagian 2.7. Di sini kita hanya akan menyebut nombor kuantum utama n(lihat Rajah 2-6), yang dalam "alamat" elektron menunjukkan bilangan tahap di mana elektron ini wujud.
©2015-2019 tapak
Semua hak milik pengarangnya. Laman web ini tidak menuntut pengarang, tetapi menyediakan penggunaan percuma.
Tarikh penciptaan halaman: 2016-08-20
Mari kita lihat bagaimana atom dibina. Perlu diingat bahawa kami akan bercakap secara eksklusif mengenai model. Dalam amalan, atom lebih banyak struktur kompleks. Tetapi terima kasih perkembangan moden kita berpeluang untuk menerangkan malah berjaya meramalkan hartanah (walaupun tidak semua). Jadi apakah struktur atom? Ia diperbuat daripada apa?
Model planet atom
Ia pertama kali dicadangkan oleh ahli fizik Denmark N. Bohr pada tahun 1913. Ini adalah teori pertama struktur atom berdasarkan fakta saintifik. Di samping itu, ia meletakkan asas untuk istilah tematik moden. Di dalamnya, zarah elektron menghasilkan pergerakan putaran mengelilingi atom mengikut prinsip yang sama seperti planet mengelilingi Matahari. Bohr mencadangkan bahawa mereka boleh wujud secara eksklusif dalam orbit yang terletak pada jarak yang ditentukan dengan ketat dari nukleus. Para saintis tidak dapat menjelaskan mengapa ini berlaku, dari sudut saintifik, tetapi model sedemikian telah disahkan oleh banyak eksperimen. Nombor integer digunakan untuk menetapkan orbit, bermula dengan satu, yang bernombor paling hampir dengan nukleus. Semua orbit ini juga dipanggil tahap. Atom hidrogen hanya mempunyai satu tahap, di mana satu elektron berputar. Tetapi atom kompleks mempunyai lebih banyak tahap. Mereka dibahagikan kepada komponen yang menggabungkan elektron dengan potensi tenaga yang serupa. Jadi, yang kedua sudah mempunyai dua subperingkat - 2s dan 2p. Yang ketiga sudah mempunyai tiga - 3s, 3p dan 3d. Dan sebagainya. Pertama, subperingkat yang lebih dekat dengan teras adalah "berpenduduk", dan kemudian yang jauh. Setiap daripada mereka hanya boleh memegang bilangan elektron tertentu. Tetapi ini bukan penamat. Setiap sublevel dibahagikan kepada orbital. Mari kita buat perbandingan dengan kehidupan biasa. Awan elektron atom adalah setanding dengan bandar. Tahap adalah jalan-jalan. Subperingkat - sebuah rumah persendirian atau apartmen. Orbital - bilik. Setiap daripada mereka "hidup" satu atau dua elektron. Mereka semua mempunyai alamat tertentu. Ini adalah gambar rajah pertama struktur atom. Dan akhirnya, mengenai alamat elektron: mereka ditentukan oleh set nombor yang dipanggil "kuantum".
Model gelombang atom
Tetapi dari masa ke masa, model planet telah disemak semula. Teori kedua tentang struktur atom telah dicadangkan. Ia lebih maju dan membolehkan seseorang menerangkan hasil eksperimen praktikal. Yang pertama digantikan oleh model gelombang atom, yang dicadangkan oleh E. Schrödinger. Kemudian ia telah ditetapkan bahawa elektron boleh menampakkan dirinya bukan sahaja sebagai zarah, tetapi juga sebagai gelombang. Apakah yang dilakukan oleh Schrödinger? Dia menggunakan persamaan yang menerangkan gerakan gelombang dalam Oleh itu, seseorang tidak boleh mencari trajektori elektron dalam atom, tetapi kebarangkalian pengesanannya pada titik tertentu. Apa yang menyatukan kedua-dua teori ialah zarah asas terletak pada tahap, subperingkat dan orbital tertentu. Di sinilah persamaan antara model berakhir. Biar saya berikan satu contoh - dalam teori gelombang Orbital ialah kawasan di mana elektron boleh ditemui dengan kebarangkalian 95%. Selebihnya ruang menyumbang 5%. Tetapi pada akhirnya ternyata ciri-ciri struktur atom digambarkan menggunakan model gelombang, walaupun pada hakikatnya istilah yang digunakan adalah biasa.
Konsep kebarangkalian dalam kes ini
Mengapakah istilah ini digunakan? Heisenberg merumuskan prinsip ketidakpastian pada tahun 1927, yang kini digunakan untuk menggambarkan pergerakan zarah mikro. Ia berdasarkan perbezaan asas mereka daripada biasa badan fizikal. Apa itu? Mekanik klasik diandaikan bahawa seseorang boleh memerhati fenomena tanpa mempengaruhinya (pemerhatian terhadap benda angkasa). Berdasarkan data yang diperoleh, adalah mungkin untuk mengira di mana objek akan berada pada satu masa tertentu. Tetapi dalam mikrokosmos perkara semestinya berbeza. Jadi, sebagai contoh, kini tidak mungkin untuk memerhati elektron tanpa mempengaruhinya kerana fakta bahawa tenaga alat dan zarah tidak dapat dibandingkan. Ini membawa kepada perubahan dalam lokasi zarah asas, keadaan, arah, kelajuan pergerakan dan parameter lain. Dan tidak masuk akal untuk bercakap tentang ciri-ciri yang tepat. Prinsip ketidakpastian itu sendiri memberitahu kita bahawa adalah mustahil untuk mengira trajektori tepat elektron di sekeliling nukleus. Anda hanya boleh menunjukkan kebarangkalian mencari zarah di kawasan ruang tertentu. Ini adalah keanehan struktur atom unsur kimia. Tetapi ini harus diambil kira secara eksklusif oleh saintis dalam eksperimen praktikal.
Komposisi atom
Tetapi mari kita menumpukan perhatian kepada keseluruhan subjek. Jadi, sebagai tambahan kepada kulit elektron yang dianggap baik, komponen kedua atom ialah nukleus. Ia terdiri daripada proton bercas positif dan neutron neutral. Kita semua biasa dengan jadual berkala. Bilangan setiap unsur sepadan dengan bilangan proton yang terkandung di dalamnya. Bilangan neutron adalah sama dengan perbezaan antara jisim atom dan bilangan protonnya. Mungkin terdapat penyelewengan dari peraturan ini. Kemudian mereka mengatakan bahawa isotop unsur itu ada. Struktur atom adalah sedemikian rupa sehingga ia "dikelilingi" oleh petala elektron. selalunya sama dengan bilangan proton. Jisim yang terakhir adalah kira-kira 1840 kali lebih besar daripada yang pertama, dan kira-kira sama dengan berat neutron. Jejari nukleus adalah kira-kira 1/200,000 diameter atom. Ia sendiri mempunyai bentuk sfera. Ini, secara umum, adalah struktur atom unsur kimia. Walaupun terdapat perbezaan dalam jisim dan sifat, mereka kelihatan lebih kurang sama.
Orbit
Apabila bercakap tentang gambar rajah struktur atom, seseorang tidak boleh berdiam diri mengenainya. Jadi, terdapat jenis ini:
- s. Mereka mempunyai bentuk sfera.
- hlm. Ia kelihatan seperti angka lapan tiga dimensi atau gelendong.
- d dan f. mempunyai bentuk kompleks, yang sukar untuk diterangkan dalam bahasa formal.
Satu elektron bagi setiap jenis boleh didapati dengan kebarangkalian 95% dalam orbital yang sepadan. Maklumat yang disampaikan mesti dilayan dengan tenang, kerana ia agak abstrak model matematik, bukannya realiti fizikal keadaan. Tetapi dengan semua ini, ia mempunyai kuasa ramalan yang baik mengenai sifat kimia atom dan juga molekul. Lebih jauh tahap terletak dari nukleus, lebih banyak elektron boleh diletakkan di atasnya. Oleh itu, bilangan orbital boleh dikira menggunakan formula khas: x 2. Di sini x sama dengan bilangan tahap. Dan oleh kerana sehingga dua elektron boleh diletakkan dalam orbital, formula akhir untuk carian berangka mereka akan kelihatan seperti dengan cara berikut: 2x 2.
Orbit: data teknikal
Jika kita bercakap tentang struktur atom fluorin, ia akan mempunyai tiga orbital. Mereka semua akan diisi. Tenaga orbital dalam satu sublevel adalah sama. Untuk menetapkannya, tambahkan nombor lapisan: 2s, 4p, 6d. Mari kita kembali kepada perbualan tentang struktur atom fluorin. Ia akan mempunyai dua s- dan satu p-subperingkat. Ia mempunyai sembilan proton dan bilangan elektron yang sama. Satu peringkat s pertama. Itu dua elektron. Kemudian tahap s kedua. Dua elektron lagi. Dan 5 mengisi tahap-p. Ini adalah strukturnya. Selepas membaca subtajuk seterusnya, anda boleh melakukannya sendiri tindakan yang perlu dan pastikan ia. Jika kita bercakap tentang fluorin yang mana juga, perlu diperhatikan bahawa mereka, walaupun dalam kumpulan yang sama, sama sekali berbeza dalam ciri-ciri mereka. Oleh itu, takat didihnya berjulat dari -188 hingga 309 darjah Celsius. Jadi mengapa mereka bersatu? Semua terima kasih kepada sifat kimia. Semua halogen, dan fluorin pada tahap yang paling besar, mempunyai keupayaan pengoksidaan tertinggi. Mereka bertindak balas dengan logam dan boleh menyala secara spontan pada suhu bilik tanpa sebarang masalah.
Bagaimanakah orbit diisi?
Dengan peraturan dan prinsip apakah elektron disusun? Kami mencadangkan agar anda membiasakan diri dengan tiga yang utama, kata-kata yang telah dipermudahkan untuk pemahaman yang lebih baik:
- Prinsip tenaga paling sedikit. Elektron cenderung untuk mengisi orbital mengikut urutan peningkatan tenaga.
- prinsip Pauli. Satu orbital tidak boleh mengandungi lebih daripada dua elektron.
- Peraturan Hund. Dalam satu subperingkat, elektron mula-mula mengisi orbital kosong, dan hanya kemudian membentuk pasangan.
Struktur atom akan membantu dalam mengisinya dan dalam kes ini ia akan menjadi lebih mudah difahami dari segi imej. Oleh itu, apabila kerja amali Apabila membina gambar rajah litar, anda perlu menyimpannya di tangan.
Contoh
Untuk meringkaskan semua yang telah diperkatakan dalam rangka artikel, anda boleh membuat sampel bagaimana elektron atom diedarkan di antara tahap, subperingkat dan orbitalnya (iaitu, konfigurasi tahap). Ia boleh digambarkan sebagai formula, rajah tenaga, atau rajah lapisan. Terdapat ilustrasi yang sangat baik di sini, yang, apabila diperiksa dengan teliti, membantu memahami struktur atom. Jadi, tahap pertama diisi terlebih dahulu. Ia hanya mempunyai satu sublevel, di mana hanya terdapat satu orbital. Semua peringkat diisi secara berurutan, bermula dengan yang terkecil. Pertama, dalam satu sublevel, satu elektron diletakkan dalam setiap orbital. Kemudian pasangan dicipta. Dan jika ada yang percuma, pertukaran kepada subjek pengisian lain berlaku. Dan kini anda boleh mengetahui sendiri apakah struktur atom nitrogen atau fluorin (yang dianggap lebih awal). Ia mungkin agak sukar pada mulanya, tetapi anda boleh menggunakan gambar untuk membimbing anda. Untuk kejelasan, mari kita lihat struktur atom nitrogen. Ia mempunyai 7 proton (bersama-sama dengan neutron yang membentuk nukleus) dan bilangan elektron yang sama (yang membentuk kulit elektron). Tahap s pertama diisi terlebih dahulu. Ia mempunyai 2 elektron. Kemudian datang tahap s kedua. Ia juga mempunyai 2 elektron. Dan tiga yang lain diletakkan pada tahap p, di mana setiap daripada mereka menduduki satu orbital.
Kesimpulan
Seperti yang anda lihat, struktur atom tidak seperti ini topik yang kompleks(jika anda mendekatinya dari kedudukan kursus sekolah kimia, sudah tentu). Dan faham topik ini tidak sukar. Akhir sekali, saya ingin memberitahu anda tentang beberapa ciri. Sebagai contoh, bercakap tentang struktur atom oksigen, kita tahu bahawa ia mempunyai lapan proton dan 8-10 neutron. Dan kerana segala-galanya di alam semula jadi cenderung untuk mengimbangi, dua atom oksigen membentuk molekul, di mana dua elektron tidak berpasangan membentuk ikatan kovalen. Satu lagi molekul oksigen yang stabil, ozon (O 3), terbentuk dengan cara yang sama. Mengetahui struktur atom oksigen, anda boleh mengarang formula dengan betul tindak balas oksidatif, yang melibatkan bahan yang paling biasa di Bumi.
Ia ditulis dalam bentuk formula elektronik yang dipanggil. Dalam formula elektronik, huruf s, p, d, f menandakan subperingkat tenaga elektron; Nombor di hadapan huruf menunjukkan tahap tenaga di mana elektron tertentu terletak, dan indeks di bahagian atas sebelah kanan ialah bilangan elektron dalam subperingkat tertentu. Untuk menyusun formula elektronik atom mana-mana unsur, cukup untuk mengetahui bilangan unsur ini dalam jadual berkala dan mengikut prinsip asas yang mengawal pengagihan elektron dalam atom.
Struktur kulit elektron atom juga boleh digambarkan dalam bentuk rajah susunan elektron dalam sel tenaga.
Untuk atom besi, skema ini mempunyai bentuk berikut:
Rajah ini jelas menunjukkan pelaksanaan peraturan Hund. Pada subperingkat 3d jumlah maksimum, sel (empat) diisi dengan elektron tidak berpasangan. Imej struktur kulit elektron dalam atom dalam bentuk formula elektronik dan dalam bentuk rajah tidak menggambarkan dengan jelas sifat gelombang elektron.
Perkataan undang-undang berkala seperti yang dipinda YA. Mendeleev : hartanah badan sederhana, serta bentuk dan sifat sebatian unsur berada dalam pergantungan berkala nilai berat atom elemen.
Perkataan moden undang-undang berkala : sifat unsur, serta bentuk dan sifat sebatiannya, secara berkala bergantung pada magnitud cas nukleus atomnya.
Oleh itu, caj positif nukleus (bukan jisim atom) ternyata menjadi hujah yang lebih tepat di mana sifat unsur dan sebatiannya bergantung
Valence- Ini adalah bilangan ikatan kimia yang mana satu atom disambungkan kepada yang lain.
Kemungkinan valensi atom ditentukan oleh bilangan elektron tidak berpasangan dan kehadiran orbital atom bebas di peringkat luar. Struktur luaran tahap tenaga atom unsur kimia dan menentukan terutamanya sifat atomnya. Oleh itu, tahap ini dipanggil tahap valens. Elektron tahap ini, dan kadangkala tahap pra-luaran, boleh mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan kimia. Elektron sedemikian juga dipanggil elektron valens.
Valensi stoikiometrik unsur kimia - ini ialah bilangan setara yang atom tertentu boleh melekat pada dirinya sendiri, atau bilangan setara dalam atom.
Setara ditentukan oleh bilangan atom hidrogen yang terikat atau diganti, jadi valens stoikiometri adalah sama dengan bilangan atom hidrogen yang berinteraksi dengan atom tertentu. Tetapi tidak semua unsur berinteraksi secara bebas, tetapi hampir kesemuanya berinteraksi dengan oksigen, jadi valens stoikiometri boleh ditakrifkan sebagai dua kali ganda bilangan atom oksigen yang melekat.
Sebagai contoh, valens stoikiometri sulfur dalam hidrogen sulfida H 2 S ialah 2, dalam oksida SO 2 - 4, dalam oksida SO 3 -6.
Apabila menentukan valens stoikiometri unsur menggunakan formula sebatian binari, seseorang harus dipandu oleh peraturan: jumlah valens semua atom satu unsur mestilah sama dengan jumlah valens semua atom unsur lain.
Keadaan pengoksidaan Juga mencirikan komposisi bahan dan sama dengan valensi stoikiometrik dengan tanda tambah (untuk logam atau unsur yang lebih elektropositif dalam molekul) atau tolak.
1. B bahan mudah keadaan pengoksidaan unsur ialah sifar.
2. Keadaan pengoksidaan fluorin dalam semua sebatian ialah -1. Baki halogen (klorin, bromin, iodin) dengan logam, hidrogen dan unsur lain yang lebih elektropositif juga mempunyai keadaan pengoksidaan -1, tetapi dalam sebatian dengan unsur yang lebih elektronegatif ia mempunyai nilai-nilai positif keadaan pengoksidaan.
3. Oksigen dalam sebatian mempunyai keadaan pengoksidaan -2; pengecualian adalah hidrogen peroksida H 2 O 2 dan derivatifnya (Na 2 O 2, BaO 2, dsb., di mana oksigen mempunyai keadaan pengoksidaan -1, serta oksigen fluorida OF 2, di mana keadaan pengoksidaan oksigen ialah +2.
4. Unsur alkali (Li, Na, K, dll) dan unsur subkumpulan utama kumpulan kedua Jadual Berkala (Be, Mg, Ca, dll.) sentiasa mempunyai keadaan pengoksidaan yang sama dengan nombor kumpulan, iaitu +1 dan +2, masing-masing.
5. Semua unsur kumpulan ketiga, kecuali talium, mempunyai keadaan pengoksidaan yang tetap sama dengan nombor kumpulan, i.e. +3.
6. Keadaan pengoksidaan tertinggi unsur adalah sama dengan nombor kumpulan Jadual Berkala, dan yang paling rendah ialah perbezaan: nombor kumpulan - 8. Contohnya, darjah tertinggi pengoksidaan nitrogen (ia terletak dalam kumpulan kelima) ialah +5 (in asid nitrik dan garamnya), dan yang paling rendah ialah -3 (dalam ammonia dan garam ammonium).
7. Keadaan pengoksidaan unsur-unsur dalam sebatian membatalkan satu sama lain supaya jumlah mereka untuk semua atom dalam molekul atau unit formula neutral adalah sifar, dan untuk ion ia adalah casnya.
Peraturan ini boleh digunakan untuk menentukan ijazah yang tidak diketahui pengoksidaan unsur dalam sebatian, jika keadaan pengoksidaan yang lain diketahui, dan penyusunan formula untuk sebatian berbilang unsur.
Keadaan pengoksidaan (nombor pengoksidaan) — bantu nilai konvensional untuk merekodkan tindak balas pengoksidaan, pengurangan dan redoks.
Konsep keadaan pengoksidaan sering digunakan dalam kimia tak organik bukannya konsep valens. Keadaan pengoksidaan atom adalah sama dengan nilai berangka cas elektrik, diberikan kepada atom di bawah andaian bahawa pasangan elektron ikatan adalah berat sebelah sepenuhnya terhadap lebih banyak atom elektronegatif (iaitu, di bawah andaian bahawa sebatian itu hanya terdiri daripada ion).
Nombor pengoksidaan sepadan dengan bilangan elektron yang mesti ditambah kepada ion positif untuk mengurangkannya kepada atom neutral, atau ditolak daripada ion negatif untuk mengoksidakannya kepada atom neutral:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Sifat unsur, bergantung pada struktur kulit elektron atom, berbeza mengikut tempoh dan kumpulan sistem berkala. Sejak dalam satu siri unsur analog struktur elektronik hanya serupa, tetapi tidak serupa, maka apabila bergerak dari satu elemen dalam kumpulan ke yang lain, bagi mereka tidak ada pengulangan sifat yang mudah, tetapi perubahan semula jadi mereka lebih kurang jelas.
Sifat kimia sesuatu unsur ditentukan oleh keupayaan atomnya untuk kehilangan atau memperoleh elektron. Keupayaan ini dikira dengan nilai tenaga pengionan dan pertalian elektron.
Tenaga pengionan (E dan) dipanggil jumlah minimum tenaga yang diperlukan untuk pengasingan dan penyingkiran lengkap elektron daripada atom dalam fasa gas pada T = 0
K tanpa pemindahan kepada elektron terbebas tenaga kinetik dengan perubahan atom menjadi ion bercas positif: E + Ei = E+ + e-. Tenaga pengionan adalah kuantiti positif dan mempunyai nilai terendah untuk atom logam alkali dan tertinggi untuk atom gas mulia.
Pertalian elektron (Ee) ialah tenaga yang dibebaskan atau diserap apabila elektron ditambah kepada atom dalam fasa gas pada T = 0
K dengan perubahan atom menjadi ion bercas negatif tanpa memindahkan tenaga kinetik ke zarah:
E + e- = E- + Ee.
Halogen, terutamanya fluorin, mempunyai pertalian elektron maksimum (Ee = -328 kJ/mol).
Nilai Ei dan Ee dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol) atau dalam volt elektron per atom (eV).
Keupayaan atom terikat untuk mengalihkan elektron ikatan kimia ke arah dirinya sendiri, meningkat ketumpatan elektron dipanggil keelektronegatifan.
Konsep ini diperkenalkan ke dalam sains oleh L. Pauling. Keelektronegatifandilambangkan dengan simbol ÷ dan mencirikan kecenderungan atom tertentu untuk menambah elektron apabila ia membentuk ikatan kimia.
Menurut R. Maliken, keelektronegatifan atom dianggarkan oleh separuh jumlah tenaga pengionan dan pertalian elektron atom bebas = (Ee + Ei)/2
Dalam tempoh ada Trend umum tenaga pengionan dan keelektronegatifan meningkat dengan peningkatan cas nukleus atom dalam kumpulan, nilai-nilai ini berkurangan dengan peningkatan nombor atom unsur.
Perlu ditekankan bahawa elemen tidak boleh diberikan nilai tetap keelektronegatifan, kerana ia bergantung kepada banyak faktor, khususnya pada keadaan valens unsur, jenis sebatian di mana ia dimasukkan, bilangan dan jenis atom jiran.
Jejari atom dan ionik. Saiz atom dan ion ditentukan oleh saiz kulit elektron. Menurut konsep mekanik kuantum, kulit elektron tidak mempunyai sempadan yang ditentukan dengan ketat. Oleh itu, jejari atom atau ion bebas boleh diambil sebagai jarak yang dikira secara teori dari nukleus ke kedudukan maksimum utama ketumpatan awan elektron luar. Jarak ini dipanggil jejari orbit. Dalam amalan, jejari atom dan ion dalam sebatian biasanya digunakan, dikira berdasarkan data eksperimen. Dalam kes ini, jejari kovalen dan logam bagi atom dibezakan.
Kebergantungan jejari atom dan ionik pada cas nukleus atom unsur adalah bersifat berkala.. Dalam tempoh apabila ia meningkat nombor atom jejari cenderung berkurangan. Penurunan terbesar adalah tipikal untuk unsur-unsur jangka pendek, kerana tahap elektronik luarnya diisi. Dalam tempoh yang besar dalam keluarga unsur-d dan f, perubahan ini kurang tajam, kerana di dalamnya pengisian elektron berlaku pada lapisan pra-luar. Dalam subkumpulan, jejari atom dan ion daripada jenis yang sama secara amnya meningkat.
Jadual berkala unsur ialah contoh yang jelas manifestasi pelbagai jenis berkala dalam sifat unsur, yang diperhatikan secara mendatar (dalam tempoh dari kiri ke kanan), secara menegak (dalam kumpulan, contohnya, dari atas ke bawah), secara menyerong, i.e. beberapa sifat atom bertambah atau berkurang, tetapi keberkalaannya kekal.
Dalam tempoh dari kiri ke kanan (→), sifat pengoksidaan dan bukan logam unsur meningkat, dan sifat penurunan dan logam berkurangan. Jadi, daripada semua unsur tempoh ke-3, natrium akan menjadi yang paling banyak logam aktif dan kebanyakannya agen pengurangan yang kuat, dan klorin ialah agen pengoksidaan terkuat.
Ikatan kimia - ialah sambungan bersama atom dalam molekul, atau kekisi kristal, akibat tindakan antara atom daya elektrik tarikan.
Ini adalah interaksi semua elektron dan semua nukleus, yang membawa kepada pembentukan sistem poliatomik yang stabil (radikal, ion molekul, molekul, kristal).
Ikatan kimia dilakukan oleh elektron valens. Oleh idea moden ikatan kimia adalah bersifat elektronik, tetapi ia berlaku dalam cara yang berbeza. Oleh itu, terdapat tiga jenis utama ikatan kimia: kovalen, ionik, logam.Timbul antara molekul ikatan hidrogen, dan berlaku interaksi van der Waals.
Ciri-ciri utama ikatan kimia termasuk:
- panjang sambungan - Ini ialah jarak internuklear antara atom yang terikat secara kimia.
Ia bergantung kepada sifat atom yang berinteraksi dan kepelbagaian ikatan. Apabila kepelbagaian bertambah, panjang ikatan berkurangan dan, akibatnya, kekuatannya meningkat;
- kepelbagaian ikatan ditentukan oleh bilangan pasangan elektron yang menghubungkan dua atom. Apabila kepelbagaian bertambah, tenaga pengikat meningkat;
- sudut sambungan- sudut antara garis lurus khayalan yang melalui nukleus dua atom jiran yang saling berkaitan secara kimia;
Tenaga ikatan E SV - ini ialah tenaga yang dibebaskan semasa pembentukan ikatan tertentu dan dibelanjakan untuk pemecahannya, kJ/mol.
Ikatan kovalen - Ikatan kimia yang terbentuk dengan berkongsi sepasang elektron antara dua atom.
Penjelasan tentang ikatan kimia dengan kemunculan pasangan elektron yang dikongsi antara atom membentuk asas teori spin valensi, yang alatnya adalah kaedah ikatan valensi (MVS) , ditemui oleh Lewis pada tahun 1916. Untuk penerangan mekanikal kuantum tentang ikatan kimia dan struktur molekul, kaedah lain digunakan - kaedah orbital molekul (MMO) .
Kaedah ikatan valensi
Prinsip asas pembentukan ikatan kimia menggunakan MBC:
1. Ikatan kimia dibentuk oleh elektron valens (tidak berpasangan).
2. Elektron dengan putaran antiselari milik dua atom yang berbeza, menjadi biasa.
3. Ikatan kimia terbentuk hanya jika, apabila dua atau lebih atom bergabung jumlah tenaga sistem turun.
4. Daya utama yang bertindak dalam molekul adalah elektrik, asal Coulomb.
5. Semakin kuat sambungan, semakin banyak awan elektron yang berinteraksi bertindih.
Terdapat dua mekanisme pembentukan ikatan kovalen:
Mekanisme pertukaran. Ikatan terbentuk dengan berkongsi elektron valens dua atom neutral. Setiap atom menyumbang satu elektron tidak berpasangan kepada pasangan elektron biasa:
nasi. 7. Mekanisme pertukaran untuk pembentukan ikatan kovalen: A- bukan kutub; b- kutub
Mekanisme penderma-penerima. Satu atom (penderma) menyediakan pasangan elektron, dan atom lain (penerima) menyediakan orbital kosong untuk pasangan itu.
sambungan, berpendidikan mengikut mekanisme penderma-penerima, milik sebatian kompleks
 |
nasi. 8. Mekanisme penderma-penerima pembentukan ikatan kovalen
Ikatan kovalen mempunyai ciri-ciri tertentu.
Ketepuan - sifat atom untuk membentuk dengan ketat nombor tertentu ikatan kovalen. Oleh kerana tepu ikatan, molekul mempunyai komposisi tertentu.
|
Directivity - t . e. sambungan terbentuk mengikut arah pertindihan maksimum awan elektron . Berkenaan dengan garis yang menghubungkan pusat-pusat atom yang membentuk ikatan, ia dibezakan: σ dan π (Rajah 9): ikatan-σ - terbentuk dengan pertindihan AO di sepanjang garis yang menghubungkan pusat-pusat atom yang berinteraksi; Ikatan π ialah ikatan yang berlaku dalam arah paksi yang berserenjang dengan garis lurus yang menghubungkan nukleus atom. Arah ikatan menentukan struktur spatial molekul, iaitu, bentuk geometrinya. Hibridisasi - ia adalah perubahan dalam bentuk beberapa orbital apabila membentuk ikatan kovalen untuk mencapai pertindihan orbit yang lebih cekap. Ikatan kimia yang terbentuk dengan penyertaan elektron orbital hibrid adalah lebih kuat daripada ikatan dengan penyertaan elektron orbital s dan p bukan hibrid, kerana lebih banyak pertindihan berlaku. Membezakan jenis berikut hibridisasi (Rajah 10, Jadual 31): |
penghibridan sp - satu orbital s dan satu orbital p bertukar menjadi dua orbital "hibrid" yang sama, sudut antara paksi mereka ialah 180°. Molekul di mana sp-hibridisasi berlaku mempunyai geometri linear (BeCl 2).penghibridan sp 2- satu orbital s dan dua orbital p bertukar menjadi tiga orbital "hibrid" yang sama, sudut antara paksinya ialah 120°. Molekul di mana penghibridan sp 2 berlaku mempunyai geometri rata (BF 3, AlCl 3).
sp 3-penghibridan- satu orbital s dan tiga orbital p berubah menjadi empat orbital "hibrid" yang sama, sudut antara paksinya ialah 109°28". Molekul di mana penghibridan sp 3 berlaku mempunyai geometri tetrahedral (CH 4 , NH 3).
nasi. 10. Jenis hibridisasi orbital valens: a - sp-hibridisasi orbital valens; b - sp 2 - penghibridan orbital valens; V - sp 3-hibridisasi orbital valens
Atom- zarah neutral elektrik yang terdiri daripada nukleus bercas positif dan elektron bercas negatif. Di tengah-tengah atom terdapat nukleus bercas positif. Ia menduduki bahagian ruang yang tidak penting di dalam atom; semua cas positif dan hampir keseluruhan jisim atom tertumpu di dalamnya.
Nukleus terdiri daripada zarah asas - proton dan neutron; Elektron bergerak mengelilingi nukleus atom dalam orbital tertutup.
Proton(p) - zarah asas Dengan jisim relatif 1,00728 unit atom jisim dan cas +1 unit konvensional. Bilangan proton dalam nukleus atom adalah sama dengan nombor atom unsur dalam Jadual berkala DI. Mendeleev.
Neutron (n)- zarah neutral asas dengan jisim relatif 1.00866 unit jisim atom (amu).
Bilangan neutron dalam nukleus N ditentukan oleh formula:
di mana A ialah nombor jisim, Z ialah cas nuklear, sama dengan nombor proton (nombor ordinal).
Biasanya, parameter nukleus atom ditulis seperti berikut: caj nukleus diletakkan di sebelah kiri bawah simbol unsur, dan nombor jisim di bahagian atas, contohnya:
Catatan ini menunjukkan bahawa cas nuklear (dan oleh itu bilangan proton) untuk atom fosforus ialah 15, nombor jisim ialah 31, dan bilangan neutron ialah 31 – 15 = 16. Oleh kerana jisim proton dan neutron berbeza sangat. sedikit antara satu sama lain, jisim nombor adalah lebih kurang sama dengan jisim atom relatif nukleus.
Elektron (e –)- zarah asas dengan jisim 0.00055 a. e.m. dan caj bersyarat –1. Bilangan elektron dalam atom adalah sama dengan cas nukleus atom (nombor ordinal unsur dalam Jadual Berkala D.I. Mendeleev).
Elektron bergerak mengelilingi nukleus dalam orbital yang ditentukan dengan ketat, membentuk awan elektron yang dipanggil.
Kawasan ruang di sekeliling nukleus atom di mana elektron berkemungkinan besar (90% atau lebih) ditemui menentukan bentuk awan elektron.
Awan elektron bagi elektron s adalah sfera; Subperingkat s-tenaga boleh mengandungi maksimum dua elektron.
Awan elektron p-elektron berbentuk dumbbell; Tiga orbital p boleh mengandungi maksimum enam elektron.
Orbital digambarkan sebagai segi empat sama, di atas atau bawahnya di mana nilai nombor kuantum utama dan sekunder yang menerangkan orbital tertentu ditulis. Rakaman sedemikian dipanggil formula elektronik grafik, contohnya:
Dalam formula ini, anak panah menunjukkan elektron, dan arah anak panah sepadan dengan arah putaran - sendiri. momen magnetik elektron. Elektron dengan putaran bertentangan ↓ dipanggil berpasangan.
Konfigurasi elektronik atom unsur boleh diwakili dalam bentuk formula elektronik, di mana simbol subperingkat ditunjukkan pekali di hadapan simbol subperingkat menunjukkan kepunyaannya; tahap ini, dan darjah simbol ialah bilangan elektron subperingkat tertentu.
Jadual 1 menunjukkan struktur kulit elektron bagi atom 20 unsur pertama Jadual Berkala Unsur Kimia D.I. Mendeleev.
Unsur kimia yang atomnya mempunyai subaras-s peringkat luaran diisi semula dengan satu atau dua elektron dipanggil unsur-s. Unsur kimia dalam atom yang mana subperingkat p (dari satu hingga enam elektron) diisi dipanggil unsur p.
Bilangan lapisan elektronik dalam atom unsur kimia adalah sama dengan nombor kala.
Sesuai dengan Peraturan Hund elektron terletak dalam orbital yang sama dengan aras tenaga yang sama sedemikian rupa sehingga jumlah putaran adalah maksimum. Akibatnya, apabila mengisi sublevel tenaga, setiap elektron pertama sekali menduduki sel yang berasingan, dan hanya selepas itu pasangan mereka bermula. Sebagai contoh, dalam atom nitrogen semua p-elektron akan berada dalam sel yang berasingan, dan dalam oksigen pasangannya akan bermula, yang akan berakhir sepenuhnya dalam neon.
Isotop atom unsur yang sama yang terkandung dalam nukleusnya dipanggil nombor yang sama proton, tetapi nombor yang berbeza neutron.
Isotop dikenali untuk semua unsur. Oleh itu, jisim atom unsur dalam jadual berkala ialah purata nombor jisim campuran semula jadi isotop dan berbeza daripada nilai integer. Oleh itu, jisim atom campuran semula jadi isotop tidak boleh berfungsi ciri utama atom, dan oleh itu unsur. Ciri atom ini ialah cas nukleus, yang menentukan bilangan elektron dalam kulit elektron atom dan strukturnya.
Mari lihat beberapa tugas biasa untuk bahagian ini.
Contoh 1. Atom unsur yang manakah mempunyai konfigurasi elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?
Unsur ini mempunyai satu elektron 4s pada tahap tenaga luarnya. Akibatnya, unsur kimia ini berada dalam tempoh keempat kumpulan pertama subkumpulan utama. Unsur ini ialah kalium.
Terdapat cara lain untuk mendapatkan jawapan ini. Menjumlahkan jumlah bilangan semua elektron, kita mendapat 19. Jumlah nombor elektron adalah sama dengan nombor atom unsur. Nombor 19 pada jadual berkala ialah kalium.
Contoh 2. Unsur kimia sepadan dengan oksida tertinggi RO 2. Konfigurasi elektronik tahap tenaga luar atom unsur ini sepadan dengan formula elektronik:
- ns 2 np 4
- ns 2 np 2
- ns 2 np 3
- ns 2 np 6
Mengikut formula oksida yang lebih tinggi (lihat formula oksida yang lebih tinggi dalam Jadual Berkala) kami menetapkan bahawa unsur kimia ini berada dalam kumpulan keempat subkumpulan utama. Unsur-unsur ini mempunyai empat elektron dalam aras tenaga luarnya - dua s dan dua p. Oleh itu, jawapan yang betul ialah 2.
Tugas latihan
1. Jumlah bilangan s-elektron dalam atom kalsium ialah
1) 20
2) 40
3) 8
4) 6
2. Bilangan elektron p berpasangan dalam atom nitrogen ialah
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
3. Bilangan s-elektron yang tidak berpasangan dalam atom nitrogen ialah
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
4. Bilangan elektron dalam aras tenaga luar bagi atom argon ialah
1) 18
2) 6
3) 4
4) 8
5. Bilangan proton, neutron dan elektron dalam atom 9 4 Be adalah sama dengan
1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9
6. Taburan elektron merentasi lapisan elektronik 2; 8; 4 - sepadan dengan atom yang terletak di (dalam)
1) Tempoh ke-3, kumpulan IA
2) Tempoh ke-2, kumpulan IVA
3) Tempoh ke-3, kumpulan IVA
4) Tempoh ke-3, kumpulan VA
7. Unsur kimia yang terletak dalam tempoh ke-3 kumpulan VA sepadan dengan gambar rajah struktur elektronik atom
1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2
8. Unsur kimia dengan konfigurasi elektronik 1s 2 2s 2 2p 4 membentuk sebatian hidrogen meruap, formulanya ialah
1) EN
2) EN 2
3) EN 3
4) EN 4
9. Bilangan lapisan elektron dalam atom unsur kimia adalah sama dengan
1) nombor sirinya
2) nombor kumpulan
3) bilangan neutron dalam nukleus
4) nombor tempoh
10. Bilangan elektron luar dalam atom unsur kimia subkumpulan utama adalah sama dengan
1) nombor siri elemen
2) nombor kumpulan
3) bilangan neutron dalam nukleus
4) nombor tempoh
11. Dua elektron ditemui dalam lapisan elektron luar atom setiap unsur kimia dalam siri itu
1) Dia, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B
12. Unsur kimia yang formula elektroniknya ialah 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 membentuk oksida komposisi
1) Li 2 O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na 2 O
13. Bilangan lapisan elektron dan bilangan elektron p dalam atom sulfur adalah sama dengan
1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10
14. Konfigurasi elektronik ns 2 np 4 sepadan dengan atom
1) klorin
2) sulfur
3) magnesium
4) silikon
15. Elektron valens atom natrium dalam keadaan dasar terletak dalam subaras tenaga
1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p
16. Atom nitrogen dan fosforus mempunyai
1) bilangan neutron yang sama
2) bilangan proton yang sama
3) konfigurasi yang sama bagi lapisan elektronik luar
17. Atom kalsium dan kalsium mempunyai bilangan elektron valens yang sama.
1) kalium
2) aluminium
3) berilium
4) boron
18. Atom karbon dan fluorin mempunyai
1) bilangan neutron yang sama
2) bilangan proton yang sama
3) bilangan lapisan elektronik yang sama
4) bilangan elektron yang sama
19. Atom karbon dalam keadaan asasnya mempunyai bilangan elektron tidak berpasangan
1) 1
3) 3
2) 2
4) 4
20. Dalam atom oksigen dalam keadaan dasar, bilangan elektron berpasangan adalah sama dengan
Elektron
Konsep atom timbul pada dunia purba untuk menentukan zarah jirim. Diterjemah daripada atom Yunani bermaksud "tidak boleh dibahagikan".
Ahli fizik Ireland Stoney, berdasarkan eksperimen, membuat kesimpulan bahawa elektrik dipindahkan zarah-zarah kecil, wujud dalam atom semua unsur kimia. Pada tahun 1891, Stoney mencadangkan untuk memanggil zarah ini elektron, yang bermaksud "ambar" dalam bahasa Yunani. Beberapa tahun selepas elektron mendapat namanya, ahli fizik Inggeris Joseph Thomson dan ahli fizik Perancis Jean Perrin membuktikan bahawa elektron membawa cas negatif. Ini adalah cas negatif terkecil, yang dalam kimia diambil sebagai satu (-1). Thomson juga berjaya menentukan kelajuan elektron (kelajuan elektron dalam orbit adalah berkadar songsang dengan nombor orbit n. Jejari orbit meningkat mengikut nisbah kuasa dua nombor orbit. Dalam orbit pertama atom hidrogen (n=1; Z=1) kelajuan ialah ≈ 2.2·106 m/s, iaitu kira-kira seratus kali kurang daripada kelajuan cahaya c = 3·108 m/s) dan jisim elektron (ia hampir 2000 kali kurang daripada jisim atom hidrogen).
Keadaan elektron dalam atom
Keadaan elektron dalam atom difahami sebagai satu set maklumat tentang tenaga elektron tertentu dan ruang di mana ia terletak. Elektron dalam atom tidak mempunyai trajektori gerakan, iaitu kita hanya boleh bercakap tentang kebarangkalian menemuinya dalam ruang di sekeliling nukleus.
Ia boleh terletak di mana-mana bahagian ruang ini mengelilingi nukleus, dan keseluruhan pelbagai kedudukannya dianggap sebagai awan elektron dengan ketumpatan tertentu cas negatif. Secara kiasan, ini boleh dibayangkan dengan cara ini: jika boleh mengambil gambar kedudukan elektron dalam atom selepas perseratus atau persejuta saat, seperti dalam kemasan foto, maka elektron dalam gambar tersebut akan diwakili sebagai titik. Jika banyak gambar sedemikian ditindih, gambar itu akan menjadi awan elektron dengan ketumpatan terbesar di mana terdapat sebahagian besar titik ini.
Ruang di sekeliling nukleus atom di mana elektron berkemungkinan besar dijumpai dipanggil orbital. Ia mengandungi kira-kira 90% awan elektronik, dan ini bermakna bahawa kira-kira 90% daripada masa elektron berada di bahagian ruang ini. Mereka dibezakan dengan bentuk 4 jenis orbital yang diketahui sekarang, yang ditetapkan oleh Latin huruf s, p, d dan f. Imej grafik Beberapa bentuk orbital elektron ditunjukkan dalam rajah.
Ciri terpenting bagi pergerakan elektron dalam orbital tertentu ialah tenaga sambungannya dengan nukleus. Elektron dengan nilai tenaga yang sama membentuk satu lapisan elektron, atau tahap tenaga. Tahap tenaga dinomborkan bermula dari nukleus - 1, 2, 3, 4, 5, 6 dan 7.
Integer n, yang menunjukkan bilangan aras tenaga, dipanggil nombor kuantum utama. Ia mencirikan tenaga elektron yang menduduki tahap tenaga tertentu. Elektron tahap tenaga pertama, paling hampir dengan nukleus, mempunyai tenaga paling rendah. Berbanding dengan elektron tahap pertama, elektron tahap berikutnya akan dicirikan oleh sejumlah besar tenaga. Akibatnya, elektron-elektron pada paras luar paling tidak terikat pada nukleus atom.
Bilangan elektron terbesar pada tahap tenaga ditentukan oleh formula:
N = 2n 2 ,
di mana N - bilangan maksimum elektron; n - nombor tahap, atau utama nombor kuantum. Akibatnya, tahap tenaga pertama yang paling hampir dengan nukleus boleh mengandungi tidak lebih daripada dua elektron; pada kedua - tidak lebih daripada 8; pada yang ketiga - tidak lebih daripada 18; pada keempat - tidak lebih daripada 32.
Bermula dari tahap tenaga kedua (n = 2), setiap tahap dibahagikan kepada sublevel (sublayers), sedikit berbeza antara satu sama lain dalam tenaga mengikat dengan nukleus. Bilangan subperingkat adalah sama dengan nilai nombor kuantum utama: tahap tenaga pertama mempunyai satu sublevel; yang kedua - dua; ketiga - tiga; keempat - empat subperingkat. Sublevel, seterusnya, dibentuk oleh orbital. Setiap nilain sepadan dengan bilangan orbital sama dengan n.
Subperingkat biasanya ditetapkan dengan huruf Latin, serta bentuk orbital yang terdiri daripada: s, p, d, f.
Proton dan Neutron
Atom bagi mana-mana unsur kimia adalah setanding dengan yang kecil sistem suria. Oleh itu, model atom ini, yang dicadangkan oleh E. Rutherford, dipanggil planet.
Nukleus atom, di mana seluruh jisim atom tertumpu, terdiri daripada zarah dua jenis - proton dan neutron.
Proton mempunyai cas sama dengan caj elektron, tetapi berlawanan dalam tanda (+1), dan jisim, sama dengan jisim atom hidrogen (ia diambil sebagai unit dalam kimia). Neutron tidak membawa cas, ia neutral dan mempunyai jisim yang sama dengan jisim proton.
Proton dan neutron bersama dipanggil nukleon (dari nukleus Latin - nukleus). Jumlah bilangan proton dan neutron dalam atom dipanggil nombor jisim. Sebagai contoh, nombor jisim atom aluminium ialah:
13 + 14 = 27
bilangan proton 13, bilangan neutron 14, nombor jisim 27
Oleh kerana jisim elektron, yang boleh diabaikan kecil, boleh diabaikan, adalah jelas bahawa keseluruhan jisim atom tertumpu di dalam nukleus. Elektron ditetapkan sebagai e - .
Sejak atom neutral elektrik, maka juga jelas bahawa bilangan proton dan elektron dalam atom adalah sama. Ia sama dengan nombor siri unsur kimia yang diberikan kepadanya dalam Jadual Berkala. Jisim atom terdiri daripada jisim proton dan neutron. Mengetahui nombor atom unsur (Z), iaitu bilangan proton, dan nombor jisim (A), sama dengan jumlah bilangan proton dan neutron, anda boleh mencari bilangan neutron (N) menggunakan formula:
N = A - Z
Sebagai contoh, bilangan neutron dalam atom besi ialah:
56 — 26 = 30
Isotop
Varieti atom unsur yang sama yang mempunyai caj yang sama nukleus tetapi nombor jisim berbeza dipanggil isotop. Unsur kimia yang terdapat di alam adalah campuran isotop. Oleh itu, karbon mempunyai tiga isotop dengan jisim 12, 13, 14; oksigen - tiga isotop dengan jisim 16, 17, 18, dsb. Jisim atom relatif unsur kimia yang biasanya diberikan dalam Jadual Berkala ialah nilai purata jisim atom campuran semula jadi isotop unsur tertentu, dengan mengambil kira kelimpahan relatif mereka dalam alam semula jadi. Sifat kimia isotop bagi kebanyakan unsur kimia adalah sama. Walau bagaimanapun, isotop hidrogen sangat berbeza dalam sifat disebabkan peningkatan berganda yang mendadak dalam relatifnya jisim atom; malah mereka diberi nama individu dan simbol kimia.
Elemen tempoh pertama
Gambar rajah struktur elektronik atom hidrogen:
Gambar rajah struktur elektronik atom menunjukkan taburan elektron merentasi lapisan elektronik (aras tenaga).
Formula elektronik grafik atom hidrogen (menunjukkan taburan elektron mengikut aras tenaga dan subperingkat):
Formula elektronik grafik atom menunjukkan taburan elektron bukan sahaja di antara peringkat dan subperingkat, tetapi juga di antara orbital.
Dalam atom helium, lapisan elektron pertama lengkap - ia mempunyai 2 elektron. Hidrogen dan helium ialah unsur-s; Orbit-s atom-atom ini diisi dengan elektron.
Untuk semua elemen tempoh kedua lapisan elektronik pertama diisi, dan elektron mengisi orbital s dan p lapisan elektron kedua mengikut prinsip tenaga paling sedikit (s pertama dan kemudian p) dan peraturan Pauli dan Hund.
Dalam atom neon, lapisan elektron kedua lengkap - ia mempunyai 8 elektron.
Untuk atom unsur tempoh ketiga, lapisan elektronik pertama dan kedua selesai, jadi lapisan elektronik ketiga diisi, di mana elektron boleh menduduki subperingkat 3s-, 3p- dan 3d.
Atom magnesium melengkapkan orbital elektron 3snya. Na dan Mg ialah unsur-s.
Dalam aluminium dan unsur-unsur berikutnya, sublevel 3p diisi dengan elektron.
Elemen tempoh ketiga mempunyai orbital 3d yang tidak terisi.
Semua unsur dari Al hingga Ar adalah unsur p. Unsur s dan p membentuk subkumpulan utama dalam Jadual Berkala.
Unsur-unsur tempoh keempat - ketujuh
Lapisan elektron keempat muncul dalam atom kalium dan kalsium, dan subperingkat 4s diisi, kerana ia mempunyai tenaga yang lebih rendah daripada subperingkat 3d.
K, Ca - s-elemen termasuk dalam subkumpulan utama. Untuk atom dari Sc hingga Zn, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen 3d. Ia termasuk dalam subkumpulan sekunder, lapisan elektronik terluarnya diisi, dan ia diklasifikasikan sebagai unsur peralihan.
Beri perhatian kepada struktur cangkerang elektronik atom kromium dan kuprum. Di dalamnya, satu elektron "gagal" dari 4s ke sublevel 3d, yang dijelaskan oleh kestabilan tenaga yang lebih besar dari konfigurasi elektronik 3d 5 dan 3d 10 yang terhasil:
Dalam atom zink, lapisan elektron ketiga lengkap - semua subperingkat 3s, 3p dan 3d diisi di dalamnya, dengan jumlah 18 elektron. Dalam unsur-unsur yang mengikuti zink, lapisan elektron keempat, subperingkat 4p, terus diisi.
Unsur dari Ga hingga Kr ialah unsur-p.
Atom kripton mempunyai lapisan luar (keempat) yang lengkap dan mempunyai 8 elektron. Tetapi terdapat sejumlah 32 elektron dalam lapisan elektron keempat; atom kripton masih mempunyai subperingkat 4d dan 4f yang belum terisi Untuk unsur-unsur tempoh kelima, subperingkat sedang diisi dalam susunan berikut: 5s - 4d - 5p. Dan terdapat juga pengecualian yang berkaitan dengan " kegagalan» elektron, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
Dalam tempoh keenam dan ketujuh, elemen-f muncul, iaitu, elemen di mana subperingkat 4f dan 5f lapisan elektronik luar ketiga diisi, masing-masing.
Unsur 4f dipanggil lantanida.
Unsur 5f dipanggil aktinida.
Prosedur pengisian subperingkat elektronik dalam atom unsur tempoh keenam: 55 Cs dan 56 Ba - unsur 6s; 57 La ... 6s 2 5d x - 5d elemen; 58 Ce - 71 Lu - unsur 4f; 72 Hf - 80 Hg - unsur 5d; 81 T1 - 86 Rn - unsur 6d. Tetapi di sini juga, terdapat unsur-unsur di mana susunan pengisian orbital elektronik "dilanggar", yang, sebagai contoh, dikaitkan dengan kestabilan tenaga yang lebih besar daripada separuh dan terisi penuh f-sublevel, iaitu nf 7 dan nf 14. Bergantung pada subperingkat atom mana yang terakhir diisi dengan elektron, semua unsur dibahagikan kepada empat keluarga elektron, atau blok:
- unsur-s. S-sublevel aras luar atom diisi dengan elektron; unsur-s termasuk hidrogen, helium dan unsur subkumpulan utama kumpulan I dan II.
- elemen p. P-sublevel aras luar atom diisi dengan elektron; elemen p termasuk unsur subkumpulan utama kumpulan III-VIII.
- d-elemen. D-sublevel tahap pra-luaran atom diisi dengan elektron; d-elemen termasuk unsur subkumpulan sampingan Kumpulan I-VIII, iaitu unsur-unsur yang dimasukkan dekad tempoh besar yang terletak di antara unsur-s dan p. Mereka juga dipanggil elemen peralihan.
- elemen-f. Subperingkat f bagi peringkat luar ketiga atom diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan antinoid.
Ahli fizik Switzerland W. Pauli pada tahun 1925 menetapkan bahawa dalam atom dalam satu orbital tidak boleh ada lebih daripada dua elektron yang mempunyai putaran bertentangan (antiparallel) (diterjemahkan dari bahasa Inggeris sebagai "spindle"), iaitu, mempunyai sifat sedemikian yang boleh dibayangkan secara bersyarat. sebagai putaran elektron di sekeliling paksi khayalannya: mengikut arah jam atau lawan jam.
Prinsip ini dipanggil prinsip Pauli. Jika terdapat satu elektron dalam orbital, maka ia dipanggil tidak berpasangan; jika terdapat dua, maka ini adalah elektron berpasangan, iaitu elektron dengan putaran bertentangan. Rajah menunjukkan gambar rajah pembahagian aras tenaga kepada subperingkat dan susunan di mana ia diisi.
Selalunya, struktur cangkerang elektronik atom digambarkan menggunakan tenaga atau sel kuantum - yang dipanggil formula elektronik grafik ditulis. Untuk tatatanda ini, tatatanda berikut digunakan: setiap sel kuantum ditetapkan oleh sel yang sepadan dengan satu orbital; Setiap elektron ditunjukkan oleh anak panah yang sepadan dengan arah putaran. Apabila menulis formula elektronik grafik, anda harus ingat dua peraturan: Prinsip Pauli dan peraturan F. Hund, mengikut mana elektron menduduki sel bebas pertama satu demi satu dan pada masa yang sama mempunyai nilai yang sama belakang, dan hanya kemudian pasangan, tetapi belakang, mengikut prinsip Pauli, sudah akan berada dalam arah yang bertentangan.
Peraturan Hund dan prinsip Pauli
Peraturan Hund- peraturan kimia kuantum yang menentukan susunan pengisian orbital sublapisan tertentu dan dirumuskan seperti berikut: jumlah nilai bilangan kuantum putaran elektron sublapisan tertentu hendaklah maksimum. Dirumus oleh Friedrich Hund pada tahun 1925.
Ini bermakna bahawa dalam setiap orbital sublapisan, satu elektron diisi terlebih dahulu, dan hanya selepas orbital yang tidak terisi habis, elektron kedua ditambahkan pada orbital ini. Dalam kes ini, satu orbital mengandungi dua elektron dengan putaran separuh integer tanda bertentangan, yang berpasangan (membentuk awan dua elektron) dan, akibatnya, jumlah putaran orbital menjadi sama dengan sifar.
Satu lagi perkataan: Tenaga yang lebih rendah terletak istilah atom yang mana dua syarat dipenuhi.
- Kepelbagaian adalah maksimum
- Apabila gandaan bertepatan, jumlah momentum orbit L adalah maksimum.
Marilah kita menganalisis peraturan ini menggunakan contoh pengisian orbital subperingkat p hlm-elemen tempoh kedua (iaitu, dari boron ke neon (dalam rajah di bawah, garis mendatar menunjukkan orbital, anak panah menegak menunjukkan elektron, dan arah anak panah menunjukkan orientasi putaran).
pemerintahan Klechkovsky
pemerintahan Klechkovsky - apabila jumlah bilangan elektron dalam atom bertambah (apabila cas nukleusnya meningkat, atau nombor siri unsur kimia) orbital atom dihuni sedemikian rupa sehingga penampilan elektron dalam orbital dengan lebih banyak tenaga yang tinggi hanya bergantung pada nombor kuantum utama n dan tidak bergantung pada semua nombor kuantum lain, termasuk l. Secara fizikal, ini bermakna bahawa dalam atom seperti hidrogen (tanpa ketiadaan penolakan antara elektron), tenaga orbital elektron hanya ditentukan oleh jarak ruang ketumpatan cas elektron dari nukleus dan tidak bergantung pada ciri-cirinya. gerakan dalam bidang nukleus.
Peraturan Klechkovsky empirikal dan skema susunan yang mengikuti daripadanya agak bertentangan dengan jujukan tenaga sebenar orbital atom hanya dalam dua kes yang serupa: untuk atom Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , terdapat "kegagalan" elektron dengan s -sublevel lapisan luar ke d-sublevel lapisan sebelumnya, yang membawa kepada lebih bertenaga. keadaan mantap atom, iaitu: selepas mengisi orbital 6 dengan dua elektron s