Структурата на електронните обвивки на атомите. Електронна структура на атома

Тъй като по време на химичните реакции ядрата на реагиращите атоми остават непроменени (с изключение на радиоактивните трансформации), химичните свойства на атомите зависят от структурата на техните електронни обвивки. Теория електронна структура на атомаизградена на базата на апарата на квантовата механика. По този начин структурата на атомните енергийни нива може да бъде получена на базата на квантово-механични изчисления на вероятностите за намиране на електрони в пространството около атомното ядро ​​( ориз. 4.5).

Ориз. 4.5. Схема за разделяне на енергийните нива на поднива

Основите на теорията за електронната структура на атома се свеждат до следните разпоредби: състоянието на всеки електрон в атома се характеризира с четири квантови числа: основното квантово число n = 1, 2, 3,; орбитален (азимутален) l=0,1,2, n–1; магнитен м л = –l, –1,0,1,  л; завъртане м с = -1/2, 1/2 .

Според принцип на Паули, в един и същи атом не може да има два електрона с еднакъв набор от четири квантови числа n, l, m л , м с; колекции от електрони с еднакви основни квантови числа n образуват електронни слоеве или енергийни нива на атома, номерирани от ядрото и означени като K, L, M, N, O, P, Q, и в енергийния слой с дадена стойност нможе да бъде не повече от 2n 2 електрони. Колекции от електрони с еднакви квантови числа нИ л, формират поднива, обозначени, докато се отдалечават от ядрото като s, p, d, f.

Вероятностното определяне на позицията на електрона в пространството около атомното ядро ​​съответства на принципа на неопределеността на Хайзенберг. Според квантово-механичните концепции електронът в атома няма определена траектория на движение и може да се намира във всяка част от пространството около ядрото, а различните му позиции се разглеждат като електронен облак с определена отрицателна плътност на заряда. Пространството около ядрото, в което е най-вероятно да се намери електрон, се нарича орбитален. Той съдържа около 90% от електронния облак. Всяко подниво 1s, 2s, 2pи т.н. съответства на определен брой орбитали с определена форма. Например, 1s- И 2s-орбиталите са сферични и 2т-орбитали ( 2т х , 2стр г , 2стр z-орбитали) са ориентирани във взаимно перпендикулярни посоки и имат формата на дъмбел ( ориз. 4.6).

Ориз. 4.6. Форма и ориентация на електронните орбитали.

По време на химичните реакции атомното ядро ​​не претърпява промени, променят се само електронните обвивки на атомите, чиято структура обяснява много от свойствата на химичните елементи. Въз основа на теорията за електронната структура на атома е установен дълбокият физически смисъл на периодичния закон на Менделеев за химичните елементи и е създадена теорията за химичната връзка.

Теоретичната обосновка на периодичната система от химични елементи включва данни за структурата на атома, потвърждаващи наличието на връзка между периодичността на промените в свойствата на химичните елементи и периодичното повторение на подобни видове електронни конфигурации на техните атоми.

В светлината на учението за структурата на атома, разделянето на Менделеев на всички елементи на седем периода става оправдано: номерът на периода съответства на броя на енергийните нива на атомите, пълни с електрони. В малки периоди, с увеличаване на положителния заряд на атомните ядра, броят на електроните на външното ниво се увеличава (от 1 на 2 през първия период и от 1 до 8 във втория и третия период), което обяснява промяна в свойствата на елементите: в началото на периода (с изключение на първия) има алкален метал, след това се наблюдава постепенно отслабване на металните свойства и укрепване на неметалните свойства. Този модел може да бъде проследен за елементи от втория период в таблица 4.2.

Таблица 4.2.

При големи периоди, с увеличаване на заряда на ядрата, запълването на нивата с електрони е по-трудно, което обяснява по-сложната промяна в свойствата на елементите в сравнение с елементите с малки периоди.

Идентичният характер на свойствата на химичните елементи в подгрупите се обяснява с подобната структура на външното енергийно ниво, както е показано в маса 4.3, илюстриращ последователността на запълване на енергийните нива с електрони за подгрупи алкални метали.

Таблица 4.3.

Номерът на групата обикновено показва броя на електроните в атома, които могат да участват в образуването на химични връзки. Това е физическото значение на номера на групата. На четири места от периодичната таблица елементите не са подредени в ред на увеличаване на атомната маса: АрИ К,CoИ Ni,TдИ аз,ThИ татко. Тези отклонения се считат за недостатъци на периодичната таблица на химичните елементи. Учението за структурата на атома обясни тези отклонения. Експерименталното определяне на ядрените заряди показа, че разположението на тези елементи съответства на увеличаване на зарядите на техните ядра. В допълнение, експерименталното определяне на зарядите на атомните ядра направи възможно определянето на броя на елементите между водорода и урана, както и броя на лантанидите. Сега всички места в периодичната таблица са попълнени в интервала от Z=1преди Z=114Въпреки това, периодичната система не е пълна, възможно е откриването на нови трансуранови елементи.

Документални образователни филми. Серия "Физика".

Атом (от гръцки atomos - неделим) е едноядрена, химически неделима частица от химичен елемент, носител на свойствата на дадено вещество. Веществата са изградени от атоми. Самият атом се състои от положително заредено ядро ​​и отрицателно зареден електронен облак. Като цяло атомът е електрически неутрален. Размерът на атома се определя изцяло от размера на неговия електронен облак, тъй като размерът на ядрото е незначителен в сравнение с размера на електронния облак. Ядрото се състои от Z положително заредени протони (зарядът на протона съответства на +1 в произволни единици) и N неутрони, които не носят заряд (протоните и неутроните се наричат ​​нуклони). Така зарядът на ядрото се определя само от броя на протоните и е равен на поредния номер на елемента в периодичната таблица. Положителният заряд на ядрото се компенсира от отрицателно заредени електрони (заряд на електрона -1 в произволни единици), които образуват електронен облак. Броят на електроните е равен на броя на протоните. Масите на протоните и неутроните са равни (съответно 1 и 1 amu).

Масата на атома се определя от масата на неговото ядро, тъй като масата на електрона е приблизително 1850 пъти по-малка от масата на протона и неутрона и рядко се взема предвид при изчисленията. Броят на неутроните може да се определи от разликата между масата на атома и броя на протоните (N=A-Z). Вид атом на химичен елемент с ядро, състоящо се от строго определен брой протони (Z) и неутрони (N), се нарича нуклид.

Преди да изучаваме свойствата на електрона и правилата за образуване на електронни нива, е необходимо да се докоснем до историята на формирането на идеи за структурата на атома. Няма да разглеждаме пълната история на формирането на атомната структура, а ще се съсредоточим само върху най-подходящите и най-„правилните“ идеи, които могат най-ясно да покажат как електроните са разположени в атома. Наличието на атоми като елементарни компоненти на материята е предложено за първи път от древногръцките философи. След което историята на структурата на атома преминава през сложен път и различни идеи, като неделимостта на атома, модела на Томсън на атома и др. Най-близкият модел на атома е предложен от Ърнест Ръдърфорд през 1911 г. Той сравнява атома със слънчевата система, където ядрото на атома действа като слънце, а електроните се движат около него като планети. Поставянето на електрони в стационарни орбити беше много важна стъпка в разбирането на структурата на атома. Такъв планетарен модел на структурата на атома обаче беше в конфликт с класическата механика. Факт е, че когато един електрон се движи по своята орбита, той трябва да загуби потенциална енергия и в крайна сметка да „падне“ върху ядрото и атомът трябва да престане да съществува. Този парадокс беше елиминиран чрез въвеждането на постулати от Нилс Бор. Според тези постулати електронът се движи по стационарни орбити около ядрото и при нормални условия не поглъща и не излъчва енергия. Постулатите показват, че законите на класическата механика не са подходящи за описание на атома. Този модел на атома се нарича модел на Бор-Ръдърфорд. Продължение на планетарната структура на атома е квантовомеханичният модел на атома, според който ще разгледаме електрона.

Електронът е квазичастица, проявяваща двойственост вълна-частица. Той е едновременно частица (корпускула) и вълна. Свойствата на частицата включват масата на електрона и неговия заряд, а вълновите свойства включват способността за дифракция и интерференция. Връзката между вълновите и корпускулните свойства на електрона е отразена в уравнението на де Бройл.

Концепцията за атом възниква в древния свят за обозначаване на частици материя. В превод от гръцки атом означава „неделим“.

Електрони

Ирландският физик Стоуни, въз основа на експерименти, стигна до извода, че електричеството се пренася от най-малките частици, съществуващи в атомите на всички химически елементи. През 1891 г. г-н Стоуни предложи да наречем тези частици електрони, което на гръцки означава "кехлибар".

Няколко години след като електронът получи името си, английският физик Джоузеф Томсън и френският физик Жан Перин доказаха, че електроните носят отрицателен заряд. Това е най-малкият отрицателен заряд, който в химията се приема за единица $(–1)$. Томсън дори успява да определи скоростта на електрона (тя е равна на скоростта на светлината - $300 000 km/s) и масата на електрона (тя е $1836$ пъти по-малка от масата на водороден атом).

Томсън и Перин свързват полюсите на източник на ток с две метални пластини - катод и анод, запоени в стъклена тръба, от която се евакуира въздухът. Когато напрежение от около 10 хиляди волта беше приложено към електродните плочи, светлинен разряд мигаше в тръбата и частиците летяха от катода (отрицателния полюс) към анода (положителния полюс), който учените първо нарекоха катодни лъчи, и след това разбра, че това е поток от електрони. Електроните, удрящи специални вещества, като тези на телевизионния екран, предизвикват сияние.

Направен е изводът: електроните излизат от атомите на материала, от който е направен катодът.

Свободните електрони или техният поток могат да бъдат получени по други начини, например чрез нагряване на метална жица или чрез осветяване на метали, образувани от елементи от основната подгрупа на група I на периодичната таблица (например цезий).

Състояние на електроните в атома

Състоянието на електрона в атома се разбира като съвкупността от информация за енергияопределен електрон в пространство, в който се намира. Вече знаем, че електронът в атома няма траектория на движение, т.е. можем само да говорим вероятностиразположението му в пространството около ядрото. Той може да бъде разположен във всяка част от това пространство около ядрото, а наборът от различни позиции се разглежда като електронен облак с определена отрицателна плътност на заряда. Образно това може да се представи по следния начин: ако беше възможно да се заснеме позицията на електрона в атома след стотни или милионни от секундата, както при фотофиниш, тогава електронът в такива снимки би бил представен като точка. Ако се наложат безброй такива снимки, картината ще бъде на електронен облак с най-голяма плътност, където има най-много от тези точки.

Фигурата показва „изрязване“ на такава електронна плътност във водороден атом, преминаващ през ядрото, а пунктираната линия ограничава сферата, в която вероятността за откриване на електрон е $90%$. Контурът, който е най-близо до ядрото, обхваща област от пространството, в която вероятността за откриване на електрон е $10%$, вероятността за откриване на електрон вътре във втория контур от ядрото е $20%$, вътре в третия е $≈30% $ и др. Има известна несигурност в състоянието на електрона. За да характеризира това специално състояние, немският физик В. Хайзенберг въвежда понятието за принцип на несигурност, т.е. показа, че е невъзможно едновременно и точно да се определи енергията и местоположението на електрона. Колкото по-точно е определена енергията на електрона, толкова по-несигурна е неговата позиция и обратното, след като е определена позицията, е невъзможно да се определи енергията на електрона. Диапазонът на вероятността за откриване на електрон няма ясни граници. Въпреки това е възможно да изберете пространство, където вероятността за намиране на електрон е максимална.

Пространството около атомното ядро, в което е най-вероятно да се намери електрон, се нарича орбитала.

Той съдържа приблизително $90%$ от електронния облак, което означава, че около $90%$ от времето, през което електронът е в тази част на пространството. Въз основа на тяхната форма са известни четири вида орбитали, които се обозначават с латинските букви $s, p, d$ и $f$. На фигурата е представено графично представяне на някои форми на електронни орбитали.

Най-важната характеристика на движението на електрона по определена орбитала е енергията на свързването му с ядрото. Електрони с подобни енергийни стойности образуват един електронен слой, или енергийно ниво. Енергийните нива са номерирани, като се започне от ядрото: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.

Цялото число $n$, обозначаващо номера на енергийното ниво, се нарича главно квантово число.

Той характеризира енергията на електроните, заемащи дадено енергийно ниво. Електроните от първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, имат най-ниска енергия. В сравнение с електроните от първо ниво, електроните от следващите нива се характеризират с голямо количество енергия. Следователно, електроните на външното ниво са най-слабо свързани с атомното ядро.

Броят на енергийните нива (електронни слоеве) в атома е равен на номера на периода в системата на Д. И. Менделеев, към която принадлежи химическият елемент: атомите на елементите от първия период имат едно енергийно ниво; втори период - две; седми период - седем.

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

където $N$ е максималният брой електрони; $n$ е номерът на нивото или основното квантово число. Следователно: на първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, не може да има повече от два електрона; на втория - не повече от $8$; на третия - не повече от $18$; на четвъртата - не повече от $32$. И как от своя страна са подредени енергийните нива (електронните слоеве)?

Започвайки от второто енергийно ниво $(n = 2)$, всяко от нивата е разделено на поднива (подслоеве), малко по-различни едно от друго в енергията на свързване с ядрото.

Броят на поднивата е равен на стойността на основното квантово число:първото енергийно ниво има едно подниво; втората - две; трети - три; четвърти - четири. Поднивата от своя страна се образуват от орбитали.

Всяка стойност на $n$ съответства на брой орбитали, равен на $n^2$. Според представените в таблицата данни може да се проследи връзката между главното квантово число $n$ и броя на поднивата, вида и броя на орбиталите и максималния брой електрони на поднивото и нивото.

Основно квантово число, видове и брой орбитали, максимален брой електрони в поднива и нива.

Поднивата обикновено се обозначават с латински букви, както и формата на орбиталите, от които се състоят: $s, p, d, f$. Така:

• $s$-подниво - първото подниво на всяко енергийно ниво, най-близо до атомното ядро, се състои от една $s$-орбитала;
• $p$-подниво - второто подниво на всяко, с изключение на първото, енергийно ниво, се състои от три $p$-орбитали;
• $d$-подниво - третото подниво на всяко, започвайки от третото, енергийно ниво, се състои от пет $d$-орбитали;
• $f$-поднивото на всяко, започвайки от четвъртото енергийно ниво, се състои от седем $f$-орбитали.

Атомно ядро

Но не само електроните са част от атомите. Физикът Анри Бекерел откри, че естествен минерал, съдържащ уранова сол, също излъчва неизвестна радиация, излагайки екранирани от светлина фотографски филми. Това явление беше наречено радиоактивност.

Има три вида радиоактивни лъчи:

1. $α$-лъчи, които се състоят от $α$-частици със заряд $2$ пъти по-голям от заряда на електрона, но с положителен знак, и маса $4$ пъти по-голяма от масата на водороден атом;
2. $β$-лъчите представляват поток от електрони;
3. $γ$-лъчите са електромагнитни вълни с незначителна маса, които не носят електрически заряд.

Следователно атомът има сложна структура - състои се от положително заредено ядро ​​и електрони.

Как е устроен атомът?

През 1910 г. в Кеймбридж, близо до Лондон, Ърнест Ръдърфорд и неговите ученици и колеги изучават разсейването на $α$ частици, преминаващи през тънко златно фолио и падащи върху екран. Алфа частиците обикновено се отклоняваха от първоначалната посока само с една степен, привидно потвърждавайки еднаквостта и еднаквостта на свойствата на златните атоми. И изведнъж изследователите забелязаха, че някои $α$ частици рязко промениха посоката на пътя си, сякаш се натъкнаха на някакво препятствие.

Поставяйки екран пред фолиото, Ръдърфорд успява да открие дори онези редки случаи, когато $α$ частици, отразени от златни атоми, летят в обратна посока.

Изчисленията показват, че наблюдаваните явления могат да се случат, ако цялата маса на атома и целият му положителен заряд са концентрирани в малко централно ядро. Радиусът на ядрото, както се оказа, е 100 000 пъти по-малък от радиуса на целия атом, областта, в която се намират електрони с отрицателен заряд. Ако приложим образно сравнение, тогава целият обем на атома може да се оприличи на стадиона в Лужники, а ядрото може да се оприличи на футболна топка, разположена в центъра на игрището.

Атом на всеки химичен елемент е сравним с малка слънчева система. Следователно този модел на атома, предложен от Ръдърфорд, се нарича планетарен.

Протони и неутрони

Оказва се, че миниатюрното атомно ядро, в което е съсредоточена цялата маса на атома, се състои от два вида частици – протони и неутрони.

протониимат заряд, равен на заряда на електроните, но противоположен по знак $(+1)$, и маса, равна на масата на водородния атом (в химията се приема за единица). Протоните се обозначават със знака $↙(1)↖(1)p$ (или $p+$). неутронине носят заряд, те са неутрални и имат маса, равна на масата на протона, т.е. $1$. Неутроните се означават със знака $↙(0)↖(1)n$ (или $n^0$).

Протоните и неутроните заедно се наричат нуклони(от лат. ядро- ядро).

Сумата от броя на протоните и неутроните в атома се нарича масово число. Например, масовото число на алуминиев атом е:

Тъй като масата на електрона, която е пренебрежимо малка, може да бъде пренебрегната, очевидно е, че цялата маса на атома е концентрирана в ядрото. Електроните са обозначени както следва: $e↖(-)$.

Тъй като атомът е електрически неутрален, също е очевидно, че че броят на протоните и електроните в един атом е еднакъв. Той е равен на атомния номер на химичния елемент, приписан към него в периодичната таблица. Например, ядрото на железен атом съдържа $26$ протони и $26$ електрони се въртят около ядрото. Как да определим броя на неутроните?

Както е известно, масата на атома се състои от масата на протоните и неутроните. Знаейки поредния номер на елемента $(Z)$, т.е. броя на протоните и масовото число $(A)$, равно на сумата от броя на протоните и неутроните, броят на неутроните $(N)$ може да се намери по формулата:

Например броят на неутроните в един железен атом е:

$56 – 26 = 30$.

Таблицата представя основните характеристики на елементарните частици.

Основни характеристики на елементарните частици.

Изотопи

Разновидности на атоми на един и същ елемент, които имат еднакъв ядрен заряд, но различни масови числа, се наричат ​​изотопи.

Слово изотопсе състои от две гръцки думи: isos- идентични и топос- място, означава “заемащ едно място” (клетка) в Периодичната таблица на елементите.

Химическите елементи, открити в природата, са смес от изотопи. Така въглеродът има три изотопа с маси $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с маси $16, 17, 18 и т.н.

Обикновено относителната атомна маса на химичен елемент, дадена в периодичната таблица, е средната стойност на атомните маси на естествена смес от изотопи на даден елемент, като се вземе предвид тяхното относително изобилие в природата, следователно стойностите на атомните масите доста често са дробни. Например естествените хлорни атоми са смес от два изотопа - $35$ (в природата има $75%$) и $37$ (те са $25%$ в природата); следователно относителната атомна маса на хлора е $35,5$. Изотопите на хлора се записват, както следва:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ и $↖(37)↙(17)(Cl)$

Химичните свойства на изотопите на хлора са абсолютно същите, както и изотопите на повечето химични елементи, например калий, аргон:

$↖(39)↙(19)(K)$ и $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ и $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Въпреки това, водородните изотопи варират значително по свойства поради драматичното многократно увеличение на относителната им атомна маса; дори им бяха дадени индивидуални имена и химически символи: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; деутерий - $↖(2)↙(1)(H)$ или $↖(2)↙(1)(D)$; тритий - $↖(3)↙(1)(H)$ или $↖(3)↙(1)(T)$.

Сега можем да дадем модерна, по-строга и научна дефиниция на химически елемент.

Химическият елемент е съвкупност от атоми с еднакъв ядрен заряд.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементи от първите четири периода

Нека разгледаме показването на електронните конфигурации на атомите на елементите според периодите на системата D.I.Mendeleev.

Елементи от първия период.

Диаграмите на електронната структура на атомите показват разпределението на електроните в електронните слоеве (енергийни нива).

Електронните формули на атомите показват разпределението на електроните по енергийни нива и поднива.

Графичните електронни формули на атомите показват разпределението на електроните не само по нива и поднива, но и по орбитали.

В атом на хелий първият електронен слой е завършен - той съдържа $2$ електрона.

Водородът и хелият са $s$ елементи; $s$ орбиталата на тези атоми е изпълнена с електрони.

Елементи от втория период.

За всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен и електроните запълват $s-$ и $p$ орбиталите на втория електронен слой в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо $s$ и след това $p$ ) и правилата на Паули и Хунд.

В неоновия атом вторият електронен слой е завършен - той съдържа $8$ електрони.

Елементи на третия период.

За атоми на елементи от третия период първият и вторият електронен слой са завършени, така че третият електронен слой е запълнен, в който електроните могат да заемат 3s-, 3p- и 3d-поднивата.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от третия период.

Магнезиевият атом завършва своята електронна орбитала от $3,5$. $Na$ и $Mg$ са $s$-елементи.

В алуминия и следващите елементи поднивото $3d$ е запълнено с електрони.

$↙(18)(Ar)$ Аргон

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Аргоновият атом има $8$ електрони във външния си слой (трети електронен слой). Тъй като външният слой е завършен, но общо в третия електронен слой, както вече знаете, може да има 18 електрона, което означава, че елементите от третия период имат незапълнени $3d$-орбитали.

Всички елементи от $Al$ до $Ar$ са $р$ - елементи.

$s-$ и $p$ - елементиформа основни подгрупив периодичната таблица.

Елементи на четвъртия период.

Калиеви и калциеви атоми имат четвърти електронен слой и поднивото $4s$ е запълнено, т.к. има по-ниска енергия от поднивото $3d$. За опростяване на графичните електронни формули на атомите на елементите от четвъртия период:

1. Нека обозначим конвенционалната графична електронна формула на аргона, както следва: $Ar$;
2. Няма да изобразяваме поднива, които не са запълнени в тези атоми.

$K, Ca$ - $s$ - елементи,включени в основните подгрупи. За атоми от $Sc$ до $Zn$, 3d поднивото е запълнено с електрони. Това са $3d$ елементи. Те са включени в странични подгрупи,външният им електронен слой е запълнен, те се класифицират като преходни елементи.

Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на хром и медни атоми. При тях един електрон „пропада“ от $4s-$ на $3d$ подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените $3d^5$ и $3d^(10)$ електронни конфигурации:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Символ на елемента, сериен номер, име	Електронна структурна схема	Електронна формула	Графична електронна формула
$↙(19)(K)$ Калий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Калций		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Титан		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Ванадий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цинк		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Галий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ или $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ или $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

В атома на цинка третият електронен слой е завършен - всички $3s, 3p$ и $3d$ поднива са запълнени в него, с общо $18$ електрони.

В елементите след цинка четвъртият електронен слой, поднивото $4p$, продължава да се запълва. Елементи от $Ga$ до $Kr$ - $р$ - елементи.

Външният (четвърти) слой на атома на криптон е завършен и има $8$ електрона. Но общо в четвъртия електронен слой, както знаете, може да има $32$ електрони; атомът криптон все още има незапълнени поднива $4d-$ и $4f$.

За елементи от петия период поднивата се попълват в следния ред: $5s → 4d → 5p$. Има и изключения, свързани с „отказ“ на електрони в $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ се появява в шестия и седмия период - елементи, т.е. елементи, за които са запълнени съответно поднивата $4f-$ и $5f$ на третия външен електронен слой.

$4f$ - елементиНаречен лантаниди.

$5f$ - елементиНаречен актиниди.

Редът на запълване на електронни поднива в атоми на елементи от шестия период: $↙(55)Cs$ и $↙(56)Ba$ - $6s$ елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Но и тук има елементи, при които е нарушен редът на запълване на електронните орбитали, което например е свързано с по-голяма енергийна стабилност на полу- и напълно запълнените $f$-поднива, т.е. $nf^7$ и $nf^(14)$.

В зависимост от това кое подниво на атома е последно запълнено с електрони, всички елементи, както вече разбрахте, са разделени на четири електронни семейства или блокове:

1. $s$ -елементи;$s$-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; $s$-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи на I и II група;
2. $p$ -елементи;$p$-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; $p$-елементите включват елементи от основните подгрупи на групи III–VIII;
3. $d$ -елементи;$d$-поднивото на предвъншното ниво на атома е запълнено с електрони; $d$-елементите включват елементи от вторични подгрупи от групи I–VIII, т.е. елементи от интеркаларни десетилетия на големи периоди, разположени между $s-$ и $p-$елементи. Те също се наричат преходни елементи;
4. $f$ -елементи;електроните запълват $f-$поднивото на третото външно ниво на атома; те включват лантаниди и актиниди.

Електронна конфигурация на атом. Основни и възбудени състояния на атомите

Швейцарският физик В. Паули през 1925 г. установи това един атом може да има не повече от два електрона в една орбитала, имащи противоположни (антипаралелни) гърбове (в превод от английски вретено), т.е. притежаващи свойства, които условно могат да бъдат представени като въртене на електрон около неговата въображаема ос по посока на часовниковата стрелка или обратно на часовниковата стрелка. Този принцип се нарича принцип на Паули.

Ако има един електрон в орбитала, той се нарича несдвоени, ако две, тогава това сдвоени електрони, т.е. електрони с противоположни спинове.

Фигурата показва диаграма на разделяне на енергийните нива на поднива.

$s-$ Орбитален, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира в тази орбитала и не е сдвоен. Поради тази причина то електронна формула, или електронна конфигурация, се записва така: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с цифрата пред буквата $(1...)$, латинската буква означава поднивото (типа орбитала), а числото, изписано вдясно над буква (като показател) показва броя на електроните в поднивото.

За хелиев атом He, който има два сдвоени електрона в една $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ. На второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. Електроните на $s$-орбитала от второ ниво ($2s$-орбитала) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$ орбитала $(n = 2)$. Като цяло, за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответен запас от електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на $n$. s-$Orbital, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира в тази орбитала и не е сдвоен. Следователно неговата електронна формула или електронна конфигурация се записва по следния начин: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с цифрата пред буквата $(1...)$, латинската буква означава поднивото (типа орбитала), а числото, изписано вдясно над буква (като показател) показва броя на електроните в поднивото.

За атом на хелий $He$, който има два сдвоени електрона в една $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ. На второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. Електроните на $s-$орбиталите от второ ниво ($2s$-орбитали) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$ орбитала $(n = 2)$. Като цяло, за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответен запас от електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на $n$.

$p-$ Орбиталенима формата на дъмбел или обемна осмица. И трите $p$-орбитали са разположени в атома взаимно перпендикулярно по пространствените координати, прекарани през ядрото на атома. Още веднъж трябва да се подчертае, че всяко енергийно ниво (електронен слой), започвайки от $n= 2$, има три $p$-орбитали. С увеличаването на стойността на $n$ електроните заемат $p$-орбитали, разположени на големи разстояния от ядрото и насочени по осите $x, y, z$.

За елементи от втория период $(n = 2)$ първо се запълва една $s$-орбитала, а след това три $p$-орбитали; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електронът $2s^1$ е по-слабо свързан с ядрото на атома, така че литиевият атом може лесно да се откаже от него (както очевидно си спомняте, този процес се нарича окисление), превръщайки се в литиев йон $Li^+$ .

В атома Be на берилий четвъртият електрон също се намира в $2s$ орбитала: $1s^(2)2s^(2)$. Двата външни електрона на берилиевия атом лесно се отделят - $B^0$ се окислява до катион $Be^(2+)$.

В атома на бора петият електрон заема $2p$ орбитала: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. След това атомите $C, N, O, F$ се запълват с $2p$-орбитали, които завършват с благородния газ неон: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

За елементи от третия период се запълват съответно орбиталите $3s-$ и $3p$. Пет $d$-орбитали от трето ниво остават свободни:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Понякога в диаграми, изобразяващи разпределението на електроните в атомите, се посочва само броят на електроните на всяко енергийно ниво, т.е. напишете съкратени електронни формули на атоми на химични елементи, за разлика от пълните електронни формули, дадени по-горе, например:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

За елементи с големи периоди (четвърти и пети), първите два електрона заемат съответно $4s-$ и $5s$ орбитали: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Започвайки от третия елемент на всеки основен период, следващите десет електрона ще отидат съответно до предишните $3d-$ и $4d-$орбитали (за елементи от странични подгрупи): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Като правило, когато предишното $d$-подниво е запълнено, външното ($4р-$ и $5р-$, съответно) $р-$подниво ще започне да се запълва: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

За елементи с големи периоди - шести и непълен седми - електронните нива и поднива се запълват с електрони, като правило, така: първите два електрона влизат във външното $s-$подниво: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следващият един електрон (за $La$ и $Ca$) към предходното $d$-подниво: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Тогава следващите $14$ електрони ще отидат на третото външно енергийно ниво, съответно на $4f$ и $5f$ орбиталите на лантанидите и актинидите: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Тогава второто външно енергийно ниво ($d$-подниво) на елементи от странични подгрупи ще започне да се натрупва отново: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И накрая, едва след като $d$-поднивото е напълно запълнено с десет електрона, $p$-поднивото ще се запълни отново: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Много често структурата на електронните обвивки на атомите се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки - т.нар. графични електронни формули. За тази нотация се използва следната нотация: всяка квантова клетка е обозначена с клетка, която съответства на една орбитала; Всеки електрон е обозначен със стрелка, съответстваща на посоката на въртене. Когато пишете графична електронна формула, трябва да запомните две правила: принцип на Паули, според която в клетка (орбитала) не може да има повече от два електрона, но с антипаралелни спинове, и Правилото на Ф. Хунд, според който електроните заемат свободните клетки първо един по един и имат една и съща стойност на спина и едва след това се сдвояват, но спиновете, според принципа на Паули, ще бъдат в противоположни посоки.

Строеж на атомните ядра

Радиоактивно разпадане

Видове радиоактивен разпад

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от първите три периода

Периодичната таблица на елементите на Менделеев. Структурата на атома.

ПЕРИОДИЧНА СИСТЕМА НА ЕЛЕМЕНТИТЕ НА МЕНДЕЛЕЕВ - химична класификация. елементи, създадени от рус. учен Д. И. Менделеев въз основа на откритата от него периодичност (през 1869 г.). закон.

Модерен периодична формулировка закон: свойствата на елементите (проявени в прости съединения и съединения) се намират в периодични периоди. в зависимост от заряда на ядрата на техните атоми.

Зарядът на атомното ядро ​​Z е равен на атомния (порядък) номер на химикала. елемент в P. s. д. M. Ако подредите всички елементи във възходящ ред Z. (водород H, Z = 1; хелий He, Z = 2; литий Li, Z == 3; берилий Be, Z = 4 и т.н.), тогава те образуват 7 периода. Във всеки от тези периоди се наблюдава закономерна промяна в свойствата на елементите, от първия елемент на периода (алкален метал) до последния (благороден газ). Първият период съдържа 2 елемента, 2-ри и 3-ти - по 8 елемента, 4-ти и 5-ти - 18, 6-ти - 32. В 7-ми период са известни 19 елемента. Вторият и третият период обикновено се наричат ​​малки, всички следващи периоди се наричат ​​големи. Ако подредите периодите под формата на хоризонтални редове, тогава полученото таблицата ще покаже 8 вертикални линии. колони; Това са групи от елементи, които са сходни по своите свойства.

Свойствата на елементите в групите също естествено се променят в зависимост от увеличаването на Z. Например в групата Li - Na - K - Rb - Cs - Fr химичното съдържание се увеличава. активността на метала се засилва от природата на оксидите и хидроксидите.

От теорията за структурата на атома следва, че периодичността на свойствата на елементите се определя от законите за образуване на електронни обвивки около ядрото. С увеличаването на Z на елемента атомът става по-сложен - броят на електроните около ядрото се увеличава и идва момент, когато запълването на една електронна обвивка завършва и започва образуването на следващата, външна обвивка. В системата на Менделеев това съвпада с началото на нов период. Елементите с 1, 2, 3 и т.н. електрона в нова обвивка са подобни по свойства на тези елементи, които също имат 1, 2, 3 и т.н. външни електрони, въпреки че техният брой е вътрешен. имаше една (или няколко) по-малко електронни обвивки: Na е подобен на Li (един външен електрон), Mg е подобен на Be (2 външни електрона); A1 - до B (3 външни електрона) и т.н. С позицията на елемента в P. s. д. М. са свързани с хим. и много други физически Св.

Предложени са много (приблизително 1000) графични опции. изображения на P. s. д. М. Най-често срещаните 2 варианта на П. с. д. М. - къси и дълги маси; к.-л. между тях няма принципна разлика. Приложението съдържа една от опциите за кратка таблица. В таблицата номерата на периодите са дадени в първата колона (означени с арабски цифри 1 - 7). Номерата на групите са отбелязани най-отгоре с римски цифри I - VIII. Всяка група е разделена на две подгрупи - а и б. Набор от елементи, оглавявани от елементи с малки периоди, понякога наричани. основните подгрупи са a-m и (Li оглавява подгрупата на алкалните метали. F - халогени, He - инертни газове и др.). В този случай се наричат ​​останалите подгрупи от елементи с големи периоди. странични ефекти.

Елементи с Z = 58 - 71 поради специалната близост на структурата на техните атоми и сходството на тяхната химия. Св. съставляват семейството на лантанидите, което е включено в група III, но за удобство е поставено в долната част на таблицата. Елементите с Z = 90 - 103 често се класифицират в семейството на актинидите по същите причини. Те са последвани от елемент с Z = 104 - curchatovy и елемент с Z = 105 (виж Nilsborium). През юли 1974 г. сов. физици съобщиха за откриването на елемент с Z = 106, а през ян. 1976 г. - елементи с Z = 107. По-късно са синтезирани елементи с Z = 108 и 109. Дол. граница на P. s. д. М. е известно - дава се от водород, тъй като не може да има елемент с ядрен заряд по-малък от единица. Въпросът е каква е горната граница на P. s. д. М., т.е. до каква крайна стойност може да достигне изкуството. синтез на елементи остава неразрешен. (Тежките ядра са нестабилни, следователно америций с Z = 95 и последващи елементи не се срещат в природата, а се получават при ядрени реакции; обаче в областта на по-отдалечените трансуранови елементи се очаква появата на така наречените острови на стабилност , по-специално за Z = 114.) B чл периодичен синтез на нови елементи. закон и П.с. д. М. играят първостепенна роля. Законът и системата на Менделеев са сред най-важните обобщения на естествознанието и формират основата на съвременната наука. учения за структурата на острова.

Електронна структура на атома.

Този и следващите параграфи говорят за модели на електронната обвивка на атома. Важно е да се разбере за какво говорим модели. Истинските атоми, разбира се, са по-сложни и ние все още не знаем всичко за тях. Съвременният теоретичен модел на електронната структура на атома обаче позволява успешно да се обяснят и дори предскажат много свойства на химичните елементи и затова се използва широко в естествените науки.

Като начало, нека разгледаме по-подробно „планетарния“ модел, предложен от Н. Бор (фиг. 2-3 в).

Ориз. 2-3 c. "Планетарният" модел на Бор.

Датският физик Н. Бор през 1913 г. предлага модел на атома, в който електронните частици се въртят около атомното ядро ​​приблизително по същия начин, както планетите се въртят около Слънцето. Бор предположи, че електроните в атома могат да съществуват стабилно само в орбити, отдалечени от ядрото на строго определени разстояния. Той нарече тези орбити стационарни. Извън стационарни орбити електрон не може да съществува. Защо това е така, Бор не можеше да обясни тогава. Но той показа, че такъв модел позволява да се обяснят много експериментални факти (това се обсъжда по-подробно в параграф 2.7).

Електронните орбити в модела на Бор се обозначават с цели числа 1, 2, 3, ... н, започвайки от най-близкото до ядрото. По-нататък ще наричаме такива орбити нива. За да се опише електронната структура на водородния атом, само нивата са достатъчни. Но в по-сложните атоми, както се оказа, нивата се състоят от подобни енергии поднива. Например, ниво 2 се състои от две поднива (2s и 2p). Третото ниво се състои от 3 поднива (3s, 3p и 3d), както е показано на фиг. 2-6. Четвъртото ниво (не се побира на фигурата) се състои от поднива 4s, 4p, 4d, 4f. В раздел 2.7 ще ви разкажем откъде точно идват тези имена на поднива и за физическите експерименти, които направиха възможно „да се видят“ електронни нива и поднива в атомите.

Ориз. 2-6. Моделът на Бор за атоми, по-сложен от водородния атом. Чертежът не е в мащаб - всъщност поднивата на едно и също ниво са много по-близо едно до друго.

В електронната обвивка на всеки атом има точно толкова електрони, колкото има протони в ядрото му, така че атомът като цяло е електрически неутрален. Електроните в атома заселват нивата и поднивата, които са най-близо до ядрото, защото в този случай тяхната енергия е по-малка, отколкото ако заселват по-отдалечени нива. Всяко ниво и подниво може да съдържа само определен брой електрони.

Поднивата от своя страна се състоят от еднаква енергия орбитали(те не са показани на фиг. 2-6). Образно казано, ако електронният облак на атома се сравни с град или улица, където „живеят“ всички електрони на даден атом, тогава ниво може да се сравни с къща, подниво с апартамент, а орбитала с място за електрони. Всички орбитали на всяко подниво имат еднаква енергия. На s-поднивото има само една „стая“ - орбитала. P-поднивото има 3 орбитали, d-поднивото има 5, а f-поднивото има цели 7 орбитали. Един или два електрона могат да "живеят" във всяка "стайна" орбитала. Забраната електроните да имат повече от два в една орбитала се наричат Забраната на Паули- кръстен на учения, открил тази важна характеристика на структурата на атома. Всеки електрон в атома има свой собствен "адрес", който се записва като набор от четири числа, наречени "квант". Квантовите числа ще бъдат разгледани подробно в раздел 2.7. Тук ще споменем само основното квантово число н(виж фиг. 2-6), което в „адреса” на електрона показва номера на нивото, на което този електрон съществува.

©2015-2019 сайт
Всички права принадлежат на техните автори. Този сайт не претендира за авторство, но предоставя безплатно използване.
Дата на създаване на страницата: 2016-08-20