Како да се одреди електронската структура на атомот. Основи на атомската структура. Само нешто комплицирано

Бидејќи за време на хемиските реакции, јадрата на атомите кои реагираат остануваат непроменети (со исклучок на радиоактивни трансформации), хемиските својства на атомите зависат од структурата на нивните електронски обвивки. Теорија електронска структураатомизградена врз основа на апаратот на квантната механика. Така, структурата на нивоата на атомска енергија може да се добие врз основа на квантно-механички пресметки за веројатноста за наоѓање електрони во просторот околу атомското јадро ( оризот. 4.5).

Ориз. 4.5. Шема на поделба на енергетските нивоа на поднивоа

Основите на теоријата за електронската структура на атомот се сведуваат на следните одредби: состојбата на секој електрон во атомот се карактеризира со четири квантни броеви: главниот квантен број n = 1, 2, 3,; орбитална (азимутална) l=0,1,2, n–1; магнетни м л = -l, –1,0,1,  л; спин м с = -1/2, 1/2 .

Според Паули принцип, во ист атом не може да има два електрони кои имаат исто множество од четири квантни броеви n, l, m л , м с; збирки на електрони со исти главни квантни броеви n формираат електронски слоеви, или енергетски нивоа на атомот, нумерирани од јадрото и означени како К, Л, М, Н, О, П, П, и во енергетскиот слој со дадена вредност nне може да биде повеќе од 2n 2 електрони. Збирки на електрони со исти квантни броеви nИ л, формираат поднивоа, означени како што се оддалечуваат од јадрото како с, стр, г, ѓ.

Веројатното определување на положбата на електронот во просторот околу атомското јадро одговара на Хајзенберговиот принцип на несигурност. Според концептите на квантната механика, електронот во атомот нема специфична траекторија на движење и може да се наоѓа во кој било дел од просторот околу јадрото, а неговите различни позиции се сметаат како електронски облак со одредена негативна густина на полнеж. Просторот околу јадрото во кој најверојатно ќе се најде електрон се нарекува орбитален. Содржи околу 90% од електронскиот облак. Секое подниво 1s, 2s, 2pитн. одговара на одреден број орбитали со одредена форма. На пример, 1s- И 2с-орбиталите се сферични и 2 стр-орбитали ( 2 стр x , 2 стр y , 2 стр z-орбитали) се ориентирани во меѓусебно нормални насоки и имаат форма на гира ( оризот. 4.6).

Ориз. 4.6. Облик и ориентација на електронските орбитали.

За време на хемиските реакции, атомското јадро не претрпува промени, се менуваат само електронските обвивки на атомите, чија структура објаснува многу својства хемиски елементи. Врз основа на теоријата за електронската структура на атомот, длабоко физичко значењеСоздаден е периодичниот закон на Менделеев за хемиски елементи и теоријата за хемиско поврзување.

Теоретското оправдување на периодичниот систем на хемиски елементи вклучува податоци за структурата на атомот, потврдувајќи го постоењето на врска помеѓу периодичноста на промените во својствата на хемиските елементи и периодичното повторување на слични типови на електронски конфигурации на нивните атоми.

Во светлината на доктрината за структурата на атомот, поделбата на Менделеев на сите елементи на седум периоди станува оправдана: бројот на периодот одговара на бројот на енергетските нивоа на атомите исполнети со електрони. Во мали периоди, со зголемување на позитивниот полнеж на атомските јадра, се зголемува бројот на електрони на надворешно ниво (од 1 до 2 во првиот период и од 1 до 8 во вториот и третиот период), што објаснува промена на својствата на елементите: на почетокот на периодот (освен првиот) има алкален метал, потоа се забележува постепено слабеење на металните својства и зајакнување на неметалните својства. Овој модел може да се следи за елементи од вториот период во табела 4.2.

Табела 4.2.

Во големи периоди, како што се зголемува полнежот на јадрата, пополнувањето на нивоата со електрони е потешко, што ја објаснува покомплексната промена во својствата на елементите во споредба со елементите од мали периоди.

Идентичната природа на својствата на хемиските елементи во подгрупите се објаснува со сличната структура на надворешното енергетско ниво, како што е прикажано во маса 4.3, илустрирајќи ја низата на пополнување на енергетските нивоа со електрони за подгрупи на алкални метали.

Табела 4.3.

Бројот на групата обично го означува бројот на електрони во атомот кои можат да учествуваат во формирањето на хемиски врски. Ова е физичкото значење на бројот на групата. На четири места од периодниот систем, елементите не се распоредени по редослед на зголемување на атомската маса: АрИ К,КоИ Ни,ТдИ Јас,ТИ Па. Овие отстапувања се сметаа за недостатоци на периодниот систем на хемиски елементи. Доктрината за структурата на атомот ги објасни овие отстапувања. Експерименталното определување на нуклеарните полнежи покажа дека распоредот на овие елементи одговара на зголемување на полнежите на нивните јадра. Покрај тоа, експерименталното определување на полнежите на атомските јадра овозможи да се одреди бројот на елементи помеѓу водородот и ураниумот, како и бројот на лантаниди. Сега сите места во периодниот систем се пополнуваат во интервалот од Z=1пред Z=114, сепак, периодичниот систем не е целосен, можно е откривање на нови трансураниумски елементи.

ДЕФИНИЦИЈА

Атом– најмалата хемиска честичка.

Разновидноста на хемиските соединенија се должи на различните комбинации на атоми на хемиски елементи во молекули и немолекуларни супстанции. Способноста на атомот да влезе во хемиски соединенија, неговата хемикалија и физички својстваопределена од структурата на атомот. Во овој поглед, за хемијата е од огромно значење внатрешна структураатом и, пред сè, структурата на неговата електронска обвивка.

Модели на атомска структура

На почетокот на 19 век, Д. Далтон ја оживеал атомската теорија, потпирајќи се на основните закони на хемијата познати до тоа време (константност на составот, повеќекратни соодноси и еквиваленти). Првите експерименти беа спроведени за проучување на структурата на материјата. Сепак, и покрај откритијата направени (атомите на истиот елемент имаат исти својства, а атомите на другите елементи имаат различни својства), концептот атомска маса), атомот се сметал за неделив.

По добивањето на експериментални докази (крај XIX почеток XX век) сложеноста на структурата на атомот (фотоелектричен ефект, катода и Х-зраци, радиоактивност) беше откриено дека атомот се состои од негативно и позитивно наелектризирани честички кои комуницираат едни со други.

Овие откритија дадоа поттик за создавање на првите модели на атомска структура. Еден од првите модели беше предложен Џ. Томсон(1904) (слика 1): атомот беше замислен како „море од позитивен електрицитет“ со електрони кои осцилираат во него.

По експериментите со α-честички, во 1911 г. Радерфорд предложи т.н планетарен моделатомска структура (сл. 1), слична на структурата на Сончевиот систем. Според планетарниот модел, во центарот на атомот има многу мало јадро со полнење Z e, чија големина е приближно 1.000.000 пати помали димензиисамиот атом. Јадрото ја содржи речиси целата маса на атомот и има позитивен полнеж. Електроните се движат околу јадрото во орбити, чиј број се одредува според полнежот на јадрото. Надворешната траекторија на електроните ги одредува надворешните димензии на атомот. Дијаметарот на атомот е 10 -8 cm, додека дијаметарот на јадрото е многу помал -10 -12 cm.

Ориз. 1 Модели на атомска структура според Томсон и Радерфорд

Експериментите за проучување на атомските спектри ја покажаа несовршеноста на планетарниот модел на структурата на атомот, бидејќи овој модел е во спротивност со линиската структура на атомските спектри. Врз основа на моделот на Радерфорд, доктрината на Ајнштајн за светлосни кванти и Планковата квантна теорија за зрачење Нилс Бор (1913)формулирани постулати, кој се состои теорија на атомска структура(Слика 2): електронот може да ротира околу јадрото не во ниту една, туку само во некои специфични орбити (стационарни), движејќи се по таква орбита не зрачи електромагнетна енергија, зрачењето (апсорпција или емисија на квант на електромагнетна енергија) се јавува при преминот (скокот) на електрон од една орбита во друга.

Ориз. 2. Модел на структурата на атомот според N. Bohr

Акумулираниот експериментален материјал кој ја карактеризира структурата на атомот покажа дека својствата на електроните, како и на другите микро-објекти, не можат да се опишат врз основа на концептите на класичната механика. Микрочестичките ги почитуваат законите на квантната механика, што стана основа за создавањето модерен модел на атомска структура.

Главните тези на квантната механика:

- енергијата се емитува и апсорбира од телата во посебни делови - кванти, затоа, енергијата на честичките нагло се менува;

- електроните и другите микрочестички имаат двојна природа - тие ги покажуваат својствата и на честичките и на брановите (дуалност бран-честички);

— квантната механика го негира присуството на одредени орбити за микрочестички (за подвижни електрони е невозможно да се одреди точната позиција, бидејќи тие се движат во просторот во близина на јадрото, можете само да ја одредите веројатноста да се најде електрон во разни деловипростор).

Просторот во близина на јадрото во кој веројатноста да се најде електрон е доста голема (90%) се нарекува орбитален.

Квантни броеви. Принципот на Паули. Правилата на Клечковски

Состојбата на електронот во атомот може да се опише со четири квантни броеви.

n– главен квантен број. Ја карактеризира вкупната енергетска резерва на електрон во атомот и бројот на нивото на енергија. n зема целобројни вредности од 1 до ∞. Електронот има најмала енергија кога n=1; со зголемување на n – енергија. Состојбата на атомот кога неговите електрони се на такви енергетски нивоа што нивната вкупна енергија е минимална се нарекува основна состојба. Состојбите со повисоки вредности се нарекуваат возбудени. Нивоата на енергија се означени со арапски бројки според вредноста на n. Електроните можат да се подредат на седум нивоа, затоа, n всушност постои од 1 до 7. Главниот квантен број ја одредува големината на електронскиот облак и го одредува просечниот радиус на електронот во атомот.

л– орбитален квантен број. Ја карактеризира енергетската резерва на електроните во поднивото и обликот на орбиталата (Табела 1). Прифаќа цели броеви од 0 до n-1. Јас зависи од n. Ако n=1, тогаш l=0, што значи дека има 1-во подниво на 1-во ниво.

m e– магнетен квантен број. Ја карактеризира ориентацијата на орбиталата во вселената. Прифаќа цели броеви од –l до 0 до +l. Така, кога l=1 (p-орбитала), m e ги зема вредностите -1, 0, 1 и ориентацијата на орбиталата може да биде различна (слика 3).

Ориз. 3. Една од можните ориентации во просторот на р-орбиталата

с– спински квантен број. Ја карактеризира сопствената ротација на електронот околу неговата оска. Прифаќа вредности -1/2(↓) и +1/2(). Два електрони во иста орбитала имаат антипаралелни спинови.

Се одредува состојбата на електроните во атомите Паули принцип: атомот не може да има два електрони со исто множество од сите квантни броеви. Се одредува редоследот на пополнување на орбиталите со електрони Клечковски владее: орбиталите се полни со електрони по зголемен редослед на збирот (n+l) за овие орбитали, ако збирот (n+l) е ист, тогаш прво се пополнува орбиталата со помала n вредност.

Сепак, атомот обично содржи не еден, туку неколку електрони, а за да се земе предвид нивната интеракција едни со други, се користи концептот на ефективно нуклеарно полнење - електронот на надворешното ниво е подложен на полнење што е помало од полнежот. на јадрото, како резултат на што внатрешните електрони ги прикажуваат надворешните.

Основни карактеристики на атомот: атомски радиус (ковалентен, метален, ван дер Валс, јонски), афинитет на електрони, потенцијал на јонизација, магнетен момент.

Електронски формули на атоми

Сите електрони на атомот ја формираат неговата електронска обвивка. Структурата на електронската обвивка е прикажана електронска формула, што ја покажува дистрибуцијата на електроните низ енергетските нивоа и поднивоа. Бројот на електрони во поднивото е означен со број, кој е запишан во горниот десен агол на буквата што го означува поднивото. На пример, атом на водород има еден електрон, кој се наоѓа во поднивото s на првото енергетско ниво: 1s 1. Електронската формула на хелиум која содржи два електрони е напишана на следниов начин: 1s 2.

За елементите од вториот период, електроните го исполнуваат второто енергетско ниво, кое може да содржи не повеќе од 8 електрони. Прво, електроните го исполнуваат s-поднивото, а потоа p-поднивото. На пример:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Врска помеѓу електронската структура на атомот и положбата на елементот во Периодниот систем

Електронската формула на елементот се одредува според неговата позиција во Периодичен системДИ. Менделеев. Така, бројот на периодот одговара на Во елементите од вториот период, електроните го исполнуваат второто енергетско ниво, кое може да содржи не повеќе од 8 електрони. Прво, електроните се пополнуваат Во елементите од вториот период, електроните го исполнуваат второто енергетско ниво, кое може да содржи не повеќе од 8 електрони. Прво, електроните го исполнуваат s-поднивото, а потоа p-поднивото. На пример:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Во атомите на некои елементи се забележува феноменот на „скок“ на електрони од надворешното енергетско ниво до претпоследното. Истекување на електрони се случува во атомите на бакар, хром, паладиум и некои други елементи. На пример:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

енергетско ниво кое може да содржи не повеќе од 8 електрони. Прво, електроните го исполнуваат s-поднивото, а потоа p-поднивото. На пример:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Број на група за елементи од главните подгрупи еднаков на бројотелектрони на надворешно енергетско ниво, таквите електрони се нарекуваат валентни електрони (тие учествуваат во формирањето на хемиска врска). Валентните електрони за елементите на страничните подгрупи може да бидат електрони од надворешното енергетско ниво и d-поднивото од претпоследното ниво. Групниот број на елементи на секундарните подгрупи од групите III-VII, како и за Fe, Ru, Os одговара вкупен бројелектрони во s-поднивото на надворешното енергетско ниво и d-поднивото на претпоследното ниво

Задачи:

Нацртајте ги електронските формули на атомите на фосфор, рубидиум и циркониум. Наведете ги валентните електрони.

Одговор:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Валентни електрони 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Валентни електрони 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Валентни електрони 4d 2 5s 2

Концептот на „атом“ е познат на човештвото уште од тоа време Античка Грција. Според тврдењата на античките филозофи, атом е најмалата честичка што е дел од супстанција.

Електронска структура на атомот

Атомот се состои од позитивно наелектризирано јадро кое содржи протони и неутрони. Електроните се движат во орбити околу јадрото, од кои секоја може да се карактеризира со множество од четири квантни броеви: главен (n), орбитален (l), магнетен (ml) и спин (ms или s).

Главниот квантен број ја одредува енергијата на електронот и големината на електронските облаци. Енергијата на електронот главно зависи од растојанието на електронот од јадрото: колку електронот е поблиску до јадрото, толку е помала неговата енергија. Со други зборови, главниот квантен број ја одредува локацијата на електронот на одредено енергетско ниво (квантен слој). Главниот квантен број има вредности на низа цели броеви од 1 до бесконечност.

Орбиталниот квантен број го карактеризира обликот на електронскиот облак. Различна формаелектронските облаци предизвикуваат промена на енергијата на електроните во рамките на едно енергетско ниво, т.е. разделувајќи го на енергетски поднивоа. Орбиталниот квантен број може да има вредности од нула до (n-1), за вкупно n вредности. Енергетските поднивоа се означени со букви:

Магнетниот квантен број ја покажува ориентацијата на орбиталата во вселената. Ја прифаќа секоја цел број вредност од (+l) до (-l), вклучувајќи нула. Број можни вредностимагнетниот квантен број е еднаков на (2l+1).

Електронот, кој се движи во полето на атомското јадро, покрај орбиталниот аголен моментум, има и свој аголен моментум, што ја карактеризира неговата вретеновидна ротација околу сопствената оска. Ова својство на електронот се нарекува спин. Големината и ориентацијата на спинот се карактеризираат со квантниот број на спин, кој може да има вредности (+1/2) и (-1/2). Позитивни и негативни вредностигрбот е поврзан со неговата насока.

Пред сето горенаведено да стане познато и потврдено експериментално, постоеја неколку модели на структурата на атомот. Еден од првите модели на структурата на атомот е предложен од Е. . Според неговиот модел, електроните се движат околу јадрото на доволно големо растојание, а нивниот број е таков што, во целина, атомот е електрично неутрален.

Радерфордовиот модел за структурата на атомот го развил Н. Луј де Брољ и Шредингер го завршија започнатото и му претставија на светот модерен модел на структурата на атомот на хемиски елемент.

Примери за решавање проблеми

ПРИМЕР 1

Вежбајте	Наведете го бројот на протони и неутрони содржани во јадрата на азот (атомски број 14), силициум (атомски број 28) и бариум (атомски број 137).
Решение	Бројот на протони во јадрото на атомот на хемискиот елемент се одредува според неговиот сериски број во Периодниот систем, а бројот на неутрони е разликата помеѓу масениот број (M) и полнежот на јадрото (Z). Азот: n(N)= M -Z = 14-7 = 7. Силикон: n(Si)= M -Z = 28-14 = 14. Бариум: n (Ba)= M -Z = 137-56 = 81.
Одговори	Бројот на протони во јадрото на азот е 7, неутрони - 7; во јадрото на силициумскиот атом има 14 протони и 14 неутрони; Во јадрото на атомот на бариум има 56 протони и 81 неутрон.

ПРИМЕР 2

Вежбајте	Подредете ги енергетските поднивоа по редоследот по кој тие се исполнети со електрони: а) 3p, 3d, 4s, 4p; б) 4г , 5s, 5p, 6s; в) 4ѓ , 5s , 6r; 4г , 6s; г) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f .
Решение	Енергетските поднивоа се полни со електрони во согласност со правилата на Клечковски. Предуслов е минималната вредност на збирот на главните и орбиталните квантни броеви. Поднивото s се карактеризира со бројот 0, p - 1, d - 2 и f-3. Вториот услов е прво да се пополни поднивото со најмала вредност на главниот квантен број.
Одговори	а) Орбиталите 3p, 3d, 4s, 4p ќе одговараат на броевите 4, 5, 4 и 5. Следствено, полнењето со електрони ќе се случи во следната низа: 3p, 4s, 3d, 4p. б) 4d орбитали , 5s, 5p, 6s ќе одговараат на броевите 7, 5, 6 и 6. Затоа, полнењето со електрони ќе се случи во следната низа: 5s, 5p, 6s, 4d. в) Орбитали 4f , 5s , 6r; 4г , 6s ќе одговараат на броевите 7, 5, 76 и 6. Затоа, полнењето со електрони ќе се случи во следната низа: 5s, 4d , 6s, 4f, 6r. г) Орбиталите 5d, 6s, 6p, 7s, 4f ќе одговараат на броевите 7, 6, 7, 7 и 7. Следствено, полнењето со електрони ќе се случи во следната низа: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s.

(Белешки за предавање)

Структурата на атомот. Вовед.

Предмет на проучување во хемијата се хемиските елементи и нивните соединенија. Хемиски елементнаречена збирка атоми со ист позитивен полнеж. Атом- е најмалата честичка на хемиски елемент што ја зачувува Хемиски својства. Со поврзување едни со други, атоми од исти или различни елементи формираат посложени честички - молекули. Збирка атоми или молекули формираат хемиски супстанции. Секоја поединечна хемиска супстанција се карактеризира со збир на индивидуални физички својства, како што се точки на вриење и топење, густина, електрична и топлинска спроводливост итн.

1. Атомска структура и периодичен систем на елементи

ДИ. Менделеев.

Познавање и разбирање на законите од редот на пополнување на Периодниот систем на елементи Д.И. Менделеев ни овозможува да го разбереме следново:

1. физичката суштина на постоењето на одредени елементи во природата,

2. природата на хемиската валентност на елементот,

3. способноста и „леснотијата“ на елементот да дава или прима електрони при интеракција со друг елемент,

4. природата на хемиските врски што може да ги формира даден елемент при интеракција со други елементи, просторната структура на едноставни и сложени молекули итн., итн.

Структурата на атомот.

Атомот е сложен микросистем на елементарни честички во движење и меѓусебна интеракција.

Кон крајот на 19 и почетокот на 20 век, беше откриено дека атомите се составени од помали честички: неутрони, протони и електрони.Последните две честички се наелектризирани честички, протонот носи позитивен полнеж, електронот негативен полнеж. Бидејќи атомите на елементот во основната состојба се електрично неутрални, тоа значи дека бројот на протони во атомот на кој било елемент е еднаков на бројот на електрони. Масата на атомите се определува со збирот на масите на протоните и неутроните, чиј број е еднаков на разликата помеѓу масата на атомите и нејзиниот сериски број во периодичниот систем D.I. Менделеев.

Во 1926 година, Шредингер предложил да се опише движењето на микрочестичките во атомот на елементот користејќи ја брановата равенка што ја извел. При решавање на равенката на брановите на Шредингер за атомот на водород, се појавуваат три целобројни квантни броеви: n, ℓ И м ℓ , кои ја карактеризираат состојбата на електронот во тродимензионален простор во централното поле на јадрото. Квантни броеви n, ℓ И м ℓ земете цели броеви. Бранова функција дефинирана со три квантни броеви n, ℓ И м ℓ а добиен како резултат на решавање на Шредингеровата равенка се нарекува орбитала. Орбиталата е простор од просторот во кој најверојатно ќе се најде електрон, кои припаѓаат на атом на хемиски елемент. Така, решавањето на Шредингеровата равенка за атомот на водород доведува до појава на три квантни броеви, чие физичко значење е тоа што тие карактеризираат три различни типови орбитали што може да ги има атомот. Ајде внимателно да го разгледаме секој квантен број.

Главен квантен број n може да земе какви било позитивни цели броеви: n = 1,2,3,4,5,6,7... Ја карактеризира енергијата на нивото на електронот и големината на електронот „облак“. Карактеристично е што бројот на главниот квантен број се совпаѓа со бројот на периодот во кој се наоѓа елементот.

Азимутален или орбитален квантен бројℓ може да земе целобројни вредности од ℓ = 0….до n – 1 и го одредува моментот на движење на електронот, т.е. орбитална форма. За различни нумерички вредности на ℓ, се користи следнава нотација: ℓ = 0, 1, 2, 3 и се означени со симболите с, стр, г, ѓ, соодветно за ℓ = 0, 1, 2 и 3. Во периодниот систем на елементи нема елементи со спин број ℓ = 4.

Магнетен квантен бројм ℓ го карактеризира просторниот распоред на електронските орбитали и, следствено, електромагнетните својства на електронот. Може да земе вредности од - ℓ до + ℓ , вклучувајќи нула.

Обликот, или поточно, својствата на симетрија на атомските орбитали зависат од квантните броеви ℓ И м ℓ . „Електронски облак“ што одговара с- орбиталите имаат, имаат форма на топка (истовремено ℓ = 0).

Сл.1. 1s орбитала

Орбиталите дефинирани со квантните броеви ℓ = 1 и m ℓ = -1, 0 и +1 се нарекуваат p-орбитали. Бидејќи m ℓ во овој случај има три различни значења, тогаш атомот има три енергетски еквивалентни p-орбитали (главниот квантен број за нив е ист и може да има вредност n = 2,3,4,5,6 или 7). p-Орбиталите имаат аксијална симетрија и изгледаат како тродимензионални осмици, ориентирани по оските x, y и z во надворешно поле (сл. 1.2). Оттука и потеклото на симболиката p x, p y и p z.

Сл.2. p x, p y и p z орбитали

Покрај тоа, постојат d- и f- атомски орбитали, за првите ℓ = 2 и m ℓ = -2, -1, 0, +1 и +2, т.е. пет AOs, за вторите ℓ = 3 и m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 и +3, т.е. 7 АД.

Четврта квантност м снаречен спин квантен број, беше воведен за да се објаснат одредени суптилни ефекти во спектарот на атомот на водород од Гаудсмит и Уленбек во 1925 година. Спинот на електронот е аголниот импулс на наелектризираната елементарна честичка на електронот, чија ориентација е квантизирана, т.е. строго ограничен на одредени агли. Оваа ориентација е одредена од вредноста на спин магнетниот квантен број (и), кој за електронот е еднаков на ½ , значи за електронот според правилата за квантизација м с = ± ½. Во овој поглед, на множеството од три квантни броеви треба да го додадеме квантниот број м с . Да нагласиме уште еднаш дека четирите квантни броеви го одредуваат редоследот на конструкција на периодниот систем на елементи на Менделеев и да објасниме зошто има само два елементи во првиот период, осум во вториот и третиот, 18 во четвртиот итн. за да се објасни структурата на атомите со повеќе електрони, редоследот на пополнување на електронските нивоа како што се зголемува позитивниот полнеж на атомот, не е доволно да се има идеја за четирите квантни броеви кои го „контролираат“ однесувањето на електроните кога пополнување на електронски орбитали, но треба да знаете уште нешто едноставни правила, имено, Принципот на Паули, владеењето на Хунд и правилата на Клечковски.

Според принципот на Паули Во иста квантна состојба, која се карактеризира со одредени вредности на четири квантни броеви, не може да има повеќе од еден електрон.Ова значи дека еден електрон, во принцип, може да биде поставен во која било атомска орбитала. Два електрони можат да бидат во иста атомска орбитала само ако имаат различни спин квантни броеви.

Кога се пополнуваат три p-AOs, пет d-AOs и седум f-AOs со електрони, треба да се води, покрај принципот на Паули, од правилото на Hund: Пополнувањето на орбиталите на една подобвивка во основната состојба се случува со електрони со идентични спинови.

При полнење на подшколките (стр, г, ѓ) апсолутната вредност на збирот на вртења мора да биде максимална.

владеењето на Клечковски. Според правилото на Клечковски, при полнењег И ѓмора да се почитува електронската орбиталапринцип на минимална енергија. Според овој принцип, електроните во основната состојба зафаќаат орбитали со минимални енергетски нивоа. Енергијата на поднивото се одредува со збирот на квантните броевиn + ℓ = Е .

Првото правило на Клечковски: Прво, оние поднивоа за коиn + ℓ = Е минимална.

Второто правило на Клечковски: во случај на еднаквостn + ℓ за неколку поднивоа, поднивото за кое е пополнетоn минимална .

Во моментов се познати 109 елементи.

2. Енергија на јонизација, афинитет на електрони и електронегативност.

Најважните карактеристики на електронската конфигурација на атомот се енергијата на јонизација (IE) или потенцијалот за јонизација (IP) и афинитетот на електроните на атомот (EA). Енергијата на јонизација е промена на енергијата при отстранување на електрон од слободен атом на 0 K: A = + + ē . Зависноста на енергијата на јонизација од атомскиот број Z на елементот и големината на атомскиот радиус има изразен периодичен карактер.

Афинитет на електрони (EA) е промената во енергијата што го придружува додавањето на електрон на изолиран атом за да се формира негативен јон на 0 K: A + ē = A - (атомот и јонот се во нивната основна состојба).Во овој случај, електронот ја зазема најниската празна атомска орбитала (LUAO) ако VZAO е окупирана од два електрони. SE силно зависи од нивната орбитална електронска конфигурација.

Промените во EI и SE корелираат со промените во многу својства на елементите и нивните соединенија, што се користи за предвидување на овие својства од EI и SE вредности. Највисок абсолутна вредностХалогените имаат афинитет за електрони. Во секоја група од периодниот систем на елементи, потенцијалот за јонизација или EI се намалува со зголемување на бројот на елементот, што е поврзано со зголемување на атомскиот радиус и со зголемување на бројот на електронски слоеви и што добро корелира со зголемување на редуцирачкиот моќта на елементот.

Табелата 1 од Периодниот систем на елементи ги прикажува вредностите на EI и SE во eV/по атом. Забележете дека точните вредности на SE се познати само за неколку атоми; нивните вредности се истакнати во Табела 1.

Табела 1

Прва енергија на јонизација (EI), афинитет на електрони (EA) и електронегативност χ) на атомите во периодниот систем.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1.26 (α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						ЗАс

χ – електронегативност според Полинг

р- атомски радиус, (од „Лабораториски и семинарски часови по општа и неорганска хемија“, Н.С. Ахметов, М.К. Азизова, Л.И. Бадигина)

Електрони

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

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

Состојба на електрони во атомот

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

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

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

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

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

Најголемиот број електрони на енергетско ниво се одредува со формулата:

N = 2n 2,

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

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

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

Протони и неутрони

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

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

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

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

13 + 14 = 27

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

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

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

N = A - Z

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

56 — 26 = 30

Изотопи

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

Елементи од првиот период

Дијаграм на електронската структура на атомот на водород:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Елементите од третиот период имаат непополнети 3d орбитали.

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

Елементи од четвртиот - седмиот период

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

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

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

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

Елементите од Ga до Kr се p-елементи.

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

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

4f елементите се нарекуваат лантаниди.

5f елементите се нарекуваат актиниди.

Редоследот на пополнување на електронските поднивоа во атомите на елементите од шестиот период: 55 Cs и 56 Ba - 6s елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 5d елемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d елементи; 81 T1 - 86 Rn - 6d елементи. Но, и овде има елементи во кои е „нарушен“ редоследот на пополнување на електронските орбитали, што, на пример, е поврзано со поголема енергетска стабилност на половина и целосно пополнетите поднивоа f, т.е. nf 7 и nf 14. Во зависност од тоа кое потниво на атомот е последно исполнето со електрони, сите елементи се поделени во четири електронски семејства или блокови:

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

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

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

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

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

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

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

Хундовото правило и принципот на Паули

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

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

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

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

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

владеењето на Клечковски

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

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