Pojęcie „atom” jest znane ludzkości od czasów starożytnych Starożytna Grecja. Według powiedzenia starożytnych filozofów atom jest najmniejsza cząsteczka, który jest częścią substancji.
Budowa elektronowa atomu
Atom składa się z dodatnio naładowanego jądra zawierającego protony i neutrony. Elektrony poruszają się po orbitach wokół jądra, z których każdą można scharakteryzować za pomocą zestawu czterech liczb kwantowych: głównej (n), orbitalnej (l), magnetycznej (ml) i spinowej (ms lub s).
Główna liczba kwantowa określa energię elektronu i wielkość chmur elektronów. Energia elektronu zależy głównie od odległości elektronu od jądra: im bliżej jądra znajduje się elektron, tym niższa jest jego energia. Innymi słowy, główna liczba kwantowa określa położenie elektronu na określonym poziomie energii (warstwa kwantowa). Główna liczba kwantowa ma wartości szeregu liczb całkowitych od 1 do nieskończoności.
Orbitalna liczba kwantowa charakteryzuje kształt chmury elektronów. Różne kształty chmury elektronowe powodują zmianę energii elektronów w obrębie jednego poziomu energetycznego, tj. dzieląc go na podpoziomy energetyczne. Orbitalna liczba kwantowa może przyjmować wartości od zera do (n-1), co daje w sumie n wartości. Podpoziomy energii są oznaczone literami:
Magnetyczna liczba kwantowa pokazuje orientację orbitalu w przestrzeni. Akceptuje dowolną liczbę całkowitą wartość numeryczna od (+l) do (-l), łącznie z zerem. Numer możliwa wartość magnetyczna liczba kwantowa jest równa (2l+1).
Elektron poruszający się w polu jądra atomowego, oprócz orbitalnego momentu pędu, posiada także własny moment pędu, który charakteryzuje się jego wrzecionowym obrotem wokół własną oś. Ta właściwość elektronu nazywa się spinem. Wielkość i orientację spinu charakteryzuje liczba kwantowa spinu, która może przyjmować wartości (+1/2) i (-1/2). Pozytywne i wartości ujemne tył jest powiązany z jego kierunkiem.
Zanim wszystko to stało się znane i potwierdzone eksperymentalnie, istniało kilka modeli budowy atomu. Jeden z pierwszych modeli budowy atomu zaproponował E. Rutherford, który w doświadczeniach nad rozpraszaniem cząstek alfa wykazał, że prawie cała masa atomu skupiona jest w bardzo małej objętości – dodatnio naładowanym jądrze . Według jego modelu elektrony poruszają się wokół jądra na wystarczająco dużą odległość, a ich liczba jest taka, że atom w całości jest elektrycznie obojętny.
Model budowy atomu Rutherforda opracował N. Bohr, który w swoich badaniach połączył także naukę Einsteina o kwantach światła i teoria kwantowa Promieniowanie Plancka. Skończyliśmy to, co zaczęliśmy i przedstawiliśmy to światu nowoczesny model budowa atomu pierwiastka chemicznego Louisa de Broglie'a i Schrödingera.
Przykłady rozwiązywania problemów
PRZYKŁAD 1
| Ćwiczenia | Wskaż liczbę protonów i neutronów zawartych w jądrach azotu ( Liczba atomowa 14), krzem (liczba atomowa 28) i bar (liczba atomowa 137). |
| Rozwiązanie | Liczba protonów w jądrze atomu pierwiastka chemicznego jest określona przez jego numer seryjny w układzie okresowym, a liczba neutronów jest różnicą między liczbą masową (M) a ładunkiem jądra (Z). Azot: n(N)= M -Z = 14-7 = 7. Krzem: n(Si)= M-Z = 28-14 = 14. Bar: n (Ba)= M-Z = 137-56 = 81. |
| Odpowiedź | Liczba protonów w jądrze azotu wynosi 7, neutronów - 7; w jądrze atomu krzemu znajduje się 14 protonów i 14 neutronów; W jądrze atomu baru znajduje się 56 protonów i 81 neutronów. |
PRZYKŁAD 2
| Ćwiczenia | Ułóż podpoziomy energii w kolejności, w jakiej są wypełnione elektronami: a) 3p, 3d, 4s, 4p; b) 4d , 5s, 5p, 6s; c) 4f , 5s , 6r; 4d , 6 s; d) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f . |
|
| Rozwiązanie | Podpoziomy energetyczne są wypełnione elektronami zgodnie z regułami Klechkowskiego. Wymagany warunek Jest minimalna wartość suma głównej i orbitalnej liczby kwantowej. Podpoziom s charakteryzuje się liczbą 0, p - 1, d - 2 i f-3. Drugim warunkiem jest to, że podpoziom z najniższa wartość główna liczba kwantowa. | |
| Odpowiedź | a) Orbitale 3p, 3d, 4s, 4p będą odpowiadać liczbom 4, 5, 4 i 5. W rezultacie nastąpi wypełnienie elektronami następna sekwencja: 3p, 4s, 3d, 4p. b) Orbitale 4d , 5s, 5p, 6s będą odpowiadać cyfrom 7, 5, 6 i 6. Dlatego napełnianie elektronami będzie następować w następującej kolejności: 5s, 5p, 6s, 4d. c) Orbitale 4f , 5s , 6r; 4d , 6s będą odpowiadać cyfrom 7, 5, 76 i 6. Dlatego napełnianie elektronami będzie następować w następującej kolejności: 5s, 4d , 6s, 4f, 6r. d) Orbitale 5d, 6s, 6p, 7s, 4f będą odpowiadać liczbom 7, 6, 7, 7 i 7. W związku z tym zapełnianie elektronami nastąpi w następującej kolejności: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s. |
Konfiguracja elektronowa atomu to wzór pokazujący rozmieszczenie elektronów w atomie według poziomów i podpoziomów. Po przestudiowaniu artykułu dowiesz się, gdzie i jak znajdują się elektrony, zapoznasz się z liczbami kwantowymi i będziesz mógł skonstruować elektroniczna Konfiguracja atom według jego numeru; na końcu artykułu znajduje się tabela pierwiastków.
Po co badać konfigurację elektroniczną elementów?
Atomy są jak zbiór konstrukcyjny: jest pewna liczba części, różnią się one od siebie, ale dwie części tego samego typu są absolutnie takie same. Ale ten zestaw konstrukcyjny jest o wiele ciekawszy niż plastikowy i oto dlaczego. Konfiguracja zmienia się w zależności od tego, kto jest w pobliżu. Na przykład tlen obok wodoru Może zamienia się w wodę, w pobliżu sodu zamienia się w gaz, a w pobliżu żelaza całkowicie zamienia się w rdzę. Aby odpowiedzieć na pytanie, dlaczego tak się dzieje i przewidzieć zachowanie atomu obok drugiego, konieczne jest zbadanie konfiguracji elektronowej, co zostanie omówione poniżej.
Ile elektronów jest w atomie?
Atom składa się z jądra i krążących wokół niego elektronów; jądro składa się z protonów i neutronów. W stanie neutralnym każdy atom ma liczbę elektronów równą liczbie protonów w jego jądrze. Liczbę protonów wyznacza się liczbą atomową pierwiastka, np. siarka ma 16 protonów – jest to 16. element układu okresowego. Złoto ma 79 protonów – jest to 79. element układu okresowego. Odpowiednio siarka ma 16 elektronów w stanie neutralnym, a złoto ma 79 elektronów.
Gdzie szukać elektronu?
Obserwując zachowanie elektronu wyprowadzono pewne wzorce, które opisuje się liczbami kwantowymi, jest ich w sumie cztery:
- Główna liczba kwantowa
- Orbitalna liczba kwantowa
- Magnetyczna liczba kwantowa
- Spinowa liczba kwantowa
Orbitalny
Ponadto zamiast słowa orbita użyjemy terminu „orbita”, orbital jest funkcja falowa elektron to z grubsza obszar, w którym elektron spędza 90% swojego czasu.
N - poziom
L - skorupa
M l - liczba orbitalna
M s - pierwszy lub drugi elektron na orbicie
Orbitalna liczba kwantowa l
W wyniku badań chmury elektronów odkryli, że w zależności od poziomu energii chmura przybiera cztery główne formy: piłkę, hantle i dwie inne, bardziej złożone. W kolejności rosnącej energii formy te nazywane są powłokami s, p, d i f. Każda z tych powłok może mieć 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) i 7 (na f) orbitali. Orbitalna liczba kwantowa to powłoka, w której znajdują się orbitale. Orbitalna liczba kwantowa dla orbitali s, p, d i f przyjmuje odpowiednio wartości 0,1,2 lub 3.
Na powłoce s znajduje się jeden orbital (L=0) - dwa elektrony
Na powłoce p znajdują się trzy orbitale (L=1) - sześć elektronów
Na powłoce d znajduje się pięć orbitali (L=2) - dziesięć elektronów
Na powłoce f znajduje się siedem orbitali (L=3) - czternaście elektronów
Magnetyczna liczba kwantowa m l
Na powłoce p znajdują się trzy orbitale, są one oznaczone liczbami od -L do +L, czyli dla powłoki p (L=1) są orbitale „-1”, „0” i „1” . Magnetyczna liczba kwantowa jest oznaczona literą m l.
Wewnątrz powłoki elektrony łatwiej jest zlokalizować na różnych orbitaliach, dlatego pierwsze elektrony zapełniają po jednym na każdym orbicie, a następnie do każdego dodawana jest para elektronów.
Rozważ powłokę d:
Powłoka d odpowiada wartości L=2, czyli pięciu orbitali (-2,-1,0,1 i 2), pierwsze pięć elektronów wypełnia powłokę przyjmując wartości M l =-2, M l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.
Spinowa liczba kwantowa m s
Spin to kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi, są dwa kierunki, więc spinowa liczba kwantowa ma dwie wartości: +1/2 i -1/2. Jeden podpoziom energii może zawierać tylko dwa elektrony o przeciwnych spinach. Spinowa liczba kwantowa jest oznaczana m s
Główna liczba kwantowa n
Główną liczbą kwantową jest poziom energii ten moment znanych jest siedem poziomy energii, każdy jest oznaczony cyfrą arabską: 1,2,3,...7. Liczba pocisków na każdym poziomie jest równa numerowi poziomu: na pierwszym poziomie znajduje się jeden pocisk, na drugim dwa itd.
Liczba elektronów
Zatem każdy elektron można opisać czterema liczbami kwantowymi, kombinacja tych liczb jest unikalna dla każdej pozycji elektronu, weźmy pierwszy elektron, najniższy poziom energii to N = 1, na pierwszym poziomie jest jedna powłoka, pierwsza skorupa na dowolnym poziomie ma kształt kuli (s -skorupy), tj. L=0, magnetyczna liczba kwantowa może przyjąć tylko jedną wartość, M l =0, a spin będzie równy +1/2. Jeśli weźmiemy piąty elektron (w jakimkolwiek atomie), to głównymi liczbami kwantowymi dla niego będą: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Algorytm tworzenia wzoru elektronicznego pierwiastka:
1. Określ liczbę elektronów w atomie, korzystając z układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew.
2. Korzystając z numeru okresu, w którym znajduje się element, określ liczbę poziomów energii; liczba elektronów na ostatnim poziomie elektronicznym odpowiada numerowi grupy.
3. Podziel poziomy na podpoziomy i orbitale i wypełnij je elektronami zgodnie z zasadami wypełniania orbitali:
Należy pamiętać, że pierwszy poziom zawiera maksymalnie 2 elektrony 1s 2, na drugim - maksymalnie 8 (dwa S i sześć R: 2s 2 2p 6), na trzecim - maksymalnie 18 (dwa S, sześć P i dziesięć d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Główna liczba kwantowa N powinno być minimalne.
- Pierwszy do wypełnienia S- zatem podpoziom р-, d- b f- podpoziomy.
- Elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii orbitali (reguła Klechkowskiego).
- W podpoziomie elektrony najpierw zajmują wolne orbitale jeden po drugim, a dopiero potem tworzą pary (reguła Hunda).
- Na jednym orbicie nie może znajdować się więcej niż dwa elektrony (zasada Pauliego).
Przykłady.
1. Stwórzmy elektroniczną formułę azotu. W układ okresowy azot jest pod numerem 7.
2. Stwórzmy elektroniczny wzór na argon. Argon jest numerem 18 w układzie okresowym.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Stwórzmy elektroniczną formułę chromu. Chrom jest numerem 24 w układzie okresowym.
1s 2 2s 2 14:00 6 3s 2 15:00 6 4s 1 3d 5
Wykres energetyczny cynku.
4. Stwórzmy elektroniczną formułę cynku. Cynk jest numerem 30 w układzie okresowym.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Należy pamiętać, że część wzoru elektronicznego, a mianowicie 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, jest elektroniczną formułą argonu.
Elektronową formułę cynku można przedstawić jako:
Układ okresowy pierwiastków Mendelejewa. Struktura atomu.
OKRESOWY UKŁAD ELEMENTÓW MENDELEEWA – klasyfikacja chemiczna. elementy stworzone przez Rosjan. naukowiec D.I. Mendelejew na podstawie odkrytej przez niego okresowości (w 1869 r.). prawo.
Nowoczesny preparat okresowy prawo: właściwości pierwiastków (przejawiające się w prostych związkach i związkach) występują w okresach okresowych. w zależności od ładunku jąder ich atomów.
Opłata jądro atomowe Z jest liczbą atomową (porządkową) substancji chemicznej. element w P. s. mi. M. Jeśli uporządkujesz wszystkie pierwiastki w kolejności rosnącej Z. (wodór H, Z = 1; hel He, Z = 2; lit Li, Z == 3; beryl Be, Z = 4 itd.), to tworzą 7 okresów. W każdym z tych okresów następuje naturalna zmiana właściwości pierwiastków, od pierwszego pierwiastka okresu (metal alkaliczny) do ostatniego ( gaz szlachetny). Pierwszy okres zawiera 2 elementy, drugi i trzeci - po 8 elementów, czwarty i piąty - 18, szósty - 32. W siódmym okresie znanych jest 19 elementów. Drugi i trzeci okres nazywane są zwykle małymi, wszystkie kolejne okresy nazywane są dużymi. Jeśli ułożysz okresy w postaci poziomych rzędów, to wynik tabela pokaże 8 pionowych linii. kolumny; Są to grupy pierwiastków o podobnych właściwościach.
Właściwości pierwiastków w ramach grup również naturalnie zmieniają się w zależności od wzrostu Z. Przykładowo w grupie Li - Na - K - Rb - Cs - Fr zawartość chemiczna wzrasta. aktywność metalu jest zwiększona przez charakter tlenków i wodorotlenków.
Z teorii budowy atomu wynika, że okresowość właściwości pierwiastków jest określona przez prawa powstawania powłok elektronowych wokół jądra. Wraz ze wzrostem Z pierwiastka atom staje się coraz bardziej złożony - zwiększa się liczba elektronów otaczających jądro i przychodzi moment, w którym kończy się zapełnianie jednej powłoki elektronowej i rozpoczyna się tworzenie kolejnej, zewnętrznej powłoki. W systemie Mendelejewa zbiega się to z początkiem nowego okresu. Pierwiastki posiadające 1, 2, 3 itd. elektronów w nowej powłoce mają podobne właściwości do tych pierwiastków, które również miały 1, 2, 3 itd. elektronów zewnętrznych, chociaż ich liczba jest wewnętrzna. powłok elektronowych było o jedną (lub kilka) mniej: Na jest podobne do Li (jeden zewnętrzny elektron), Mg jest podobne do Be (2 zewnętrzne elektrony); A1 - do B (3 elektrony zewnętrzne) itp. Z pozycją elementu w P. s. mi. M. są powiązane z jego substancją chemiczną. i wiele więcej fizyczny Św.
Zaproponowano wiele (około 1000) opcji graficznych. obrazy P. s. mi. M. Najczęstsze 2 warianty P. s. mi. M. - stoły krótkie i długie; k.-l. zasadnicza różnica nie ma między nimi. W załączniku znajduje się jedna z opcji krótkiej tabeli. W tabeli w pierwszej kolumnie podano numery okresów (oznaczone cyframi arabskimi 1–7). Numery grup oznaczone są u góry cyframi rzymskimi I – VIII. Każda grupa jest podzielona na dwie podgrupy - a i b. Zbiór elementów na czele z elementami małych kropek, czasami nazywany. główny podgrupy rano i (Li stoi na czele podgrupy metale alkaliczne. F - halogeny, He - gazy obojętne itp.). W tym przypadku wywoływane są pozostałe podgrupy elementów o dużych okresach. skutki uboczne.
Pierwiastki o Z = 58 - 71 ze względu na szczególne zbliżenie budowy ich atomów i podobieństwo ich składu chemicznego. St. tworzą rodzinę lantanowców, która zaliczana jest do grupy III, ale dla wygody umieszczana jest na dole stołu. Pierwiastki o Z = 90 - 103 są często klasyfikowane do rodziny aktynowców z tych samych powodów. Po nich następuje element o Z = 104 - curchatovy i element o Z = 105 (patrz Nilsborium). W lipcu 1974 Sowy. fizycy donieśli o odkryciu pierwiastka o Z = 106, a w styczniu br. 1976 - zsyntetyzowano pierwiastki o Z = 107. Później zsyntetyzowano pierwiastki o Z = 108 i 109. Niższe. granica P.s. mi. M. jest znany - jest podawany przez wodór, ponieważ nie może istnieć pierwiastek o ładunku jądrowym mniejszym niż jeden. Pytanie brzmi co Górna granica P.S. mi. M., czyli do jakiej skrajnej wartości sztuka może osiągnąć. synteza pierwiastków pozostaje nierozwiązana. (Ciężkie jądra są niestabilne, dlatego ameryk o Z = 95 i kolejnych pierwiastkach nie występuje w przyrodzie, ale otrzymuje się go reakcje jądrowe; natomiast w rejonie bardziej odległych pierwiastków transuranowych pojawienie się tzw. wyspy stateczności, w szczególności dla Z = 114.) W art. okresową syntezę nowych pierwiastków. prawo i P.s. mi. M. odgrywają pierwszoplanową rolę. Prawo i system Mendelejewa należą do najważniejszych uogólnień nauk przyrodniczych i stanowią podstawę współczesnej nauki. nauki o budowie wyspy.
Budowa elektronowa atomu.
Ten i następne akapity mówią o modelach powłoki elektronowej atomu. Ważne jest, aby to zrozumieć mówimy o dokładnie o modele. Prawdziwe atomy są oczywiście bardziej złożone i nadal nie wiemy o nich wszystkiego. Jednak nowoczesny Model teoretyczny struktura elektroniczna atom pozwala z powodzeniem wyjaśnić, a nawet przewidzieć wiele właściwości pierwiastki chemiczne, dlatego jest szeroko stosowany w naukach przyrodniczych.
Na początek rozważmy bardziej szczegółowo model „planetarny” zaproponowany przez N. Bohra (ryc. 2-3 c).
Ryż. 2-3 w. Model „planetarny” Bohra.
Duński fizyk N. Bohr w 1913 roku zaproponował model atomu, w którym cząstki elektronów krążą wokół jądra atomowego w przybliżeniu w taki sam sposób, jak planety krążą wokół Słońca. Bohr zasugerował, że elektrony w atomie mogą istnieć stabilnie tylko na orbitach oddalonych od jądra, w ściśle określonych odległościach. Nazwał te orbity stacjonarnymi. Poza orbity stacjonarne elektron nie może istnieć. Dlaczego tak się stało, Bohr nie potrafił wówczas wyjaśnić. Pokazał jednak, że taki model pozwala wyjaśnić wiele faktów eksperymentalnych (szerzej o tym mowa w paragrafie 2.7).
Orbity elektronów w modelu Bohra są oznaczone liczbami całkowitymi 1, 2, 3, ... N zaczynając od tego najbliżej rdzenia. W dalszej części będziemy nazywać takie orbity poziomy. Do opisania struktury elektronowej atomu wodoru wystarczą same poziomy. Ale więcej złożone atomy jak się okazało, poziomy składają się z podobnych energii podpoziomy. Na przykład poziom 2 składa się z dwóch podpoziomów (2s i 2p). Trzeci poziom składa się z 3 podpoziomów (3s, 3p i 3d), jak pokazano na ryc. 2-6. Poziom czwarty (nie zmieścił się na rysunku) składa się z podpoziomów 4s, 4p, 4d, 4f. W paragrafie 2.7 powiemy Ci, skąd dokładnie wzięły się te nazwy podpoziomów i skąd one pochodzą eksperymenty fizyczne, co pozwoliło nam „zobaczyć” poziomy elektroniczne i podpoziomy w atomach.
Ryż. 2-6. Model Bohra dla atomów bardziej złożonych niż atom wodoru. Rysunek nie jest wykonany w skali - w rzeczywistości podpoziomy tego samego poziomu są znacznie bliżej bliższy przyjaciel do przyjaciela.
W powłoce elektronowej dowolnego atomu znajduje się dokładnie tyle samo elektronów, ile protonów w jego jądrze, zatem atom jako całość jest elektrycznie obojętny. Elektrony w atomie zamieszkują poziomy i podpoziomy najbliżej jądra, ponieważ w tym przypadku ich energia jest mniejsza, niż gdyby znajdowały się na bardziej odległych poziomach. Każdy poziom i podpoziom może pomieścić tylko określoną liczbę elektronów.
Podpoziomy z kolei składają się z równej energii orbitale(nie pokazano ich na ryc. 2-6). Mówiąc obrazowo, jeśli chmurę elektronową atomu porównamy do miasta lub ulicy, gdzie „żyją” wszystkie elektrony danego atomu, wówczas poziom można porównać do domu, podpoziom do mieszkania, a orbital do miejsce na elektrony. Wszystkie orbitale dowolnego podpoziomu mają tę samą energię. Na podpoziomie s jest tylko jeden „pokój” - orbital. Podpoziom p ma 3 orbitale, podpoziom d ma 5, a podpoziom f aż 7 orbitali. W każdym orbitalu „pokojowym” może „żyć” jeden lub dwa elektrony. Nazywa się zakaz posiadania więcej niż dwóch elektronów na jednym orbicie Zakaz Pauliego- nazwany na cześć naukowca, który to odkrył ważna cecha struktura atomu. Każdy elektron w atomie ma swój własny „adres”, który jest zapisywany jako zbiór czterech liczb zwanych „kwantem”. Liczby kwantowe zostaną szczegółowo omówione w rozdziale 2.7. Tutaj wspomnimy tylko o głównej liczbie kwantowej N(patrz rys. 2-6), który w „adresie” elektronu wskazuje numer poziomu, na którym ten elektron istnieje.
©2015-2019 strona
Wszelkie prawa należą do ich autorów. Ta witryna nie rości sobie praw do autorstwa, ale zapewnia bezpłatne korzystanie.
Data utworzenia strony: 2016-08-20
Od kiedy reakcje chemiczne jądra reagujących atomów pozostają wówczas niezmienione (z wyjątkiem przemian radioaktywnych). Właściwości chemiczne atomy zależą od struktury ich powłok elektronowych. Teoria budowa elektronowa atomu zbudowane w oparciu o aparat mechaniki kwantowej. Zatem strukturę poziomów energii atomowej można otrzymać na podstawie obliczeń mechaniki kwantowej prawdopodobieństw znalezienia elektronów w przestrzeni wokół jądra atomowego ( Ryż. 4,5).
Ryż. 4,5. Schemat podziału poziomów energii na podpoziomy
Podstawy teorii budowy elektronowej atomu sprowadzają się do następujących założeń: stan każdego elektronu w atomie charakteryzuje się czterema liczbami kwantowymi: główna liczba kwantowa n = 1, 2, 3,; orbitalny (azymutalny) l=0,1,2, n–1; magnetyczny M l = –l, –1,0,1, l; kręcić się M S = -1/2, 1/2 .
Według Zasada Pauliego, w tym samym atomie nie mogą znajdować się dwa elektrony mające ten sam zestaw czterech liczb kwantowych n, l, m l , M S; zbiory elektronów o tych samych głównych liczbach kwantowych n tworzących warstwy elektronowe lub poziomy energetyczne atomu, ponumerowane od jądra i oznaczone jako K, L, M, N, O, P, Q, oraz w warstwie energetycznej o zadanej wartości N nie może być więcej niż 2n 2 elektrony. Zbiory elektronów o tych samych liczbach kwantowych N I l, formują podpoziomy, wyznaczone w miarę oddalania się od rdzenia jako s, p, d, f.
Probabilistyczne określenie położenia elektronu w przestrzeni wokół jądra atomowego odpowiada zasadzie nieoznaczoności Heisenberga. Zgodnie z koncepcjami mechaniki kwantowej elektron w atomie nie ma określonej trajektorii ruchu i może znajdować się w dowolnej części przestrzeni wokół jądra, a jego różne położenia uznawane są za chmurę elektronów o określonej gęstości ładunku ujemnego. Przestrzeń wokół jądra, w której najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalny. Zawiera około 90% chmury elektronów. Każdy podpoziom 1s, 2s, 2p itp. odpowiada pewnej liczbie orbitali o określonym kształcie. Na przykład, 1s- I 2s- orbitale są kuliste i 14:00-orbitale ( 14:00 X , 2 s y , 2 s z-orbitale) są zorientowane we wzajemnie prostopadłych kierunkach i mają kształt hantli ( Ryż. 4.6).
Ryż. 4.6. Kształt i orientacja orbitali elektronowych.
Podczas reakcji chemicznych jądro atomowe nie ulega zmianom, zmieniają się jedynie powłoki elektroniczne atomów, których budowa wyjaśnia wiele właściwości pierwiastków chemicznych. W oparciu o teorię budowy elektronowej atomu ustalono głębokie znaczenie fizyczne okresowego prawa pierwiastków chemicznych Mendelejewa i stworzono teorię wiązań chemicznych.
Teoretyczne uzasadnienie okresowego układu pierwiastków chemicznych obejmuje dane dotyczące budowy atomu, potwierdzające istnienie związku pomiędzy okresowością zmian właściwości pierwiastków chemicznych a okresowym powtarzaniem podobnych typów konfiguracji elektronowych ich atomów.
W świetle doktryny budowy atomu uzasadniony staje się Mendelejewowy podział wszystkich pierwiastków na siedem okresów: liczba okresów odpowiada liczbie poziomów energetycznych atomów wypełnionych elektronami. W krótkich okresach, gdy wzrasta ładunek dodatni jąder atomowych, liczba elektronów na poziom zewnętrzny(od 1 do 2 w pierwszym okresie i od 1 do 8 w drugim i trzecim okresie), co wyjaśnia zmianę właściwości pierwiastków: na początku okresu (z wyjątkiem pierwszego) występuje zasada metalu, wówczas obserwuje się stopniowe osłabienie właściwości metalicznych i wzrost właściwości niemetalicznych. Ten wzór można prześledzić dla elementów drugiego okresu w tabela 4.2.
Tabela 4.2.
W dużych okresach, wraz ze wzrostem ładunku jąder, wypełnianie poziomów elektronami jest trudniejsze, co wyjaśnia bardziej złożoną zmianę właściwości pierwiastków w porównaniu z elementami o małych okresach.
Identyczny charakter właściwości pierwiastków chemicznych w podgrupach tłumaczy się podobną strukturą zewnętrznego poziomu energii, jak pokazano na rysunku tabela 4.3, ilustrujący kolejność wypełniania poziomów energetycznych elektronami dla podgrup metali alkalicznych.
Tabela 4.3.
Numer grupy zwykle wskazuje liczbę elektronów w atomie, które mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Takie jest fizyczne znaczenie numeru grupy. W czterech miejscach układu okresowego pierwiastki nie są ułożone według rosnącej masy atomowej: Ar I K,Współ I Ni,Tmi I I,Cz I Rocznie. Odchylenia te uznano za wady układu okresowego pierwiastków chemicznych. Doktryna budowy atomu wyjaśniła te odchylenia. Eksperymentalne określenie ładunków jądrowych wykazało, że układ tych pierwiastków odpowiada wzrostowi ładunków ich jąder. Ponadto eksperymentalne określenie ładunków jąder atomowych umożliwiło określenie liczby pierwiastków między wodorem a uranem, a także liczby lantanowców. Teraz wszystkie miejsca w układzie okresowym są wypełnione w przedziale od Z=1 zanim Z=114, Jednakże układ okresowy nieukończone, możliwe jest odkrycie nowych pierwiastków transuranowych.