Kako določiti elektronsko strukturo atoma. Osnove zgradbe atoma. Samo nekaj zapletenega

Ker med kemijskimi reakcijami ostanejo jedra reagirajočih atomov nespremenjena (z izjemo radioaktivnih transformacij), so kemijske lastnosti atomov odvisne od strukture njihovih elektronskih lupin. Teorija elektronska struktura atom zgrajena na osnovi aparata kvantne mehanike. Tako lahko strukturo atomskih energijskih nivojev dobimo na podlagi kvantomehanskih izračunov verjetnosti najdenja elektronov v prostoru okoli atomskega jedra ( riž. 4.5).

riž. 4.5. Shema delitve energijskih nivojev na podravni

Osnove teorije elektronske strukture atoma so zmanjšane na naslednje določbe: stanje vsakega elektrona v atomu je označeno s štirimi kvantnimi številkami: glavno kvantno število n = 1, 2, 3,; orbitalni (azimutni) l=0,1,2, n–1; magnetni m l = –l, –1,0,1,  l; vrtenje m s = -1/2, 1/2 .

Po navedbah Paulijevo načelo, v istem atomu ne moreta biti dva elektrona z enakim nizom štirih kvantnih števil n, l, m l , m s; zbirke elektronov z enakimi glavnimi kvantnimi števili n tvorijo elektronske plasti ali energijske ravni atoma, oštevilčene od jedra in označene kot K, L, M, N, O, P, Q, in v energijski plasti z dano vrednostjo n ne sme biti več kot 2n 2 elektroni. Zbirke elektronov z enakimi kvantnimi števili n in l, tvorijo podravni, označene, ko se odmikajo od jedra kot s, p, d, f.

Verjetnostna določitev položaja elektrona v prostoru okoli atomskega jedra ustreza Heisenbergovemu načelu negotovosti. Po kvantnomehanskih konceptih elektron v atomu nima določene trajektorije gibanja in se lahko nahaja v katerem koli delu prostora okoli jedra, njegovi različni položaji pa se obravnavajo kot elektronski oblak z določeno negativno gostoto naboja. Prostor okoli jedra, v katerem se najverjetneje nahaja elektron, se imenuje orbitalno. Vsebuje približno 90 % elektronskega oblaka. Vsaka podnivo 1s, 2s, 2p itd. ustreza določenemu številu orbital določene oblike. na primer 1s- In 2s- orbitale so sferične in 2p-orbitale ( 2p x , 2p l , 2p z-orbitale) so usmerjene v medsebojno pravokotni smeri in imajo obliko ročice ( riž. 4.6).

riž. 4.6. Oblika in orientacija elektronskih orbital.

Med kemijskimi reakcijami se atomsko jedro ne spremeni, spremenijo se le elektronske lupine atomov, katerih zgradba pojasnjuje številne lastnosti kemični elementi. Na podlagi teorije o elektronski strukturi atoma je globok fizični pomen Nastal je Mendelejev periodični zakon kemijskih elementov in teorija kemijske vezi.

Teoretična utemeljitev periodičnega sistema kemijskih elementov vključuje podatke o zgradbi atoma, ki potrjujejo obstoj povezave med periodičnostjo sprememb lastnosti kemijskih elementov in periodičnim ponavljanjem podobnih vrst elektronskih konfiguracij njihovih atomov.

V luči doktrine o strukturi atoma postane Mendelejeva razdelitev vseh elementov na sedem obdobij upravičena: število obdobja ustreza številu energijskih ravni atomov, napolnjenih z elektroni. V majhnih periodah se s povečanjem pozitivnega naboja atomskih jeder poveča število elektronov na zunanjem nivoju (z 1 na 2 v prvi periodi in z 1 na 8 v drugi in tretji periodi), kar pojasnjuje sprememba lastnosti elementov: na začetku obdobja (razen prvega) je alkalna kovina, nato opazimo postopno slabitev kovinskih lastnosti in krepitev nekovinskih lastnosti. Ta vzorec je mogoče zaslediti za elemente drugega obdobja v tabela 4.2.

Tabela 4.2.

V velikih periodah je s povečevanjem naboja jeder polnjenje nivojev z elektroni težje, kar pojasnjuje kompleksnejšo spremembo lastnosti elementov v primerjavi z elementi majhnih period.

Enako naravo lastnosti kemijskih elementov v podskupinah pojasnjuje podobna zgradba zunanje energijske ravni, kot je prikazano v tabela 4.3, ki ponazarja zaporedje polnjenja energijskih nivojev z elektroni za podskupine alkalijskih kovin.

Tabela 4.3.

Številka skupine običajno označuje število elektronov v atomu, ki lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi. To je fizični pomen številke skupine. Na štirih mestih periodnega sistema elementi niso razvrščeni po naraščajoči atomski masi: Ar in K,Co in Ni,Te in jaz,Th in oče. Ta odstopanja so veljala za pomanjkljivosti periodnega sistema kemičnih elementov. Nauk o zgradbi atoma je pojasnil ta odstopanja. Eksperimentalno določanje jedrskih nabojev je pokazalo, da razporeditev teh elementov ustreza povečanju nabojev njihovih jeder. Poleg tega je eksperimentalno določanje nabojev atomskih jeder omogočilo določitev števila elementov med vodikom in uranom ter števila lantanidov. Zdaj so vsa mesta v periodnem sistemu zapolnjena v intervalu od Z=1 prej Z=114, vendar pa periodični sistem ni popoln, možno je odkritje novih transuranovih elementov.

OPREDELITEV

Atom– najmanjši kemični delec.

Raznolikost kemičnih spojin je posledica različnih kombinacij atomov kemičnih elementov v molekule in nemolekularne snovi. Sposobnost atoma, da vstopi v kemične spojine, njegova kemična in fizične lastnosti določena z zgradbo atoma. V tem pogledu je za kemijo izjemnega pomena notranja struktura atom in najprej zgradba njegove elektronske lupine.

Modeli atomske strukture

V začetku 19. stoletja je D. Dalton oživil atomsko teorijo, opirajoč se na do takrat znane temeljne zakone kemije (konstantnost sestave, več razmerij in ekvivalentov). Prvi poskusi so bili izvedeni za preučevanje strukture snovi. Kljub odkritjem (atomi istega elementa imajo enake lastnosti, atomi drugih elementov pa različne lastnosti) koncept atomska masa), je atom veljal za nedeljivega.

Po pridobitvi eksperimentalnih dokazov (konec XIX začetek XX. stoletje) kompleksnost strukture atoma (fotoelektrični učinek, katoda in rentgenski žarki, radioaktivnost) je bilo ugotovljeno, da je atom sestavljen iz negativno in pozitivno nabitih delcev, ki medsebojno delujejo.

Ta odkritja so spodbudila ustvarjanje prvih modelov atomske strukture. Predlagan je bil eden prvih modelov J. Thomson(1904) (slika 1): atom so si predstavljali kot »morje pozitivne elektrike« z elektroni, ki nihajo v njem.

Po poskusih z α-delci je leta 1911. Rutherford je predlagal t.i planetarni model atomsko zgradbo (slika 1), podobno zgradbi sončnega sistema. Po planetarnem modelu je v središču atoma zelo majhno jedro z nabojem Z e, katerega velikost je približno 1.000.000-krat manjše velikosti sam atom. Jedro vsebuje skoraj celotno maso atoma in ima pozitiven naboj. Elektroni se gibljejo okoli jedra po orbitah, katerih število je odvisno od naboja jedra. Zunanja tirnica elektronov določa zunanje dimenzije atoma. Premer atoma je 10 -8 cm, medtem ko je premer jedra veliko manjši -10 -12 cm.

riž. 1 Modeli atomske strukture po Thomsonu in Rutherfordu

Poskusi preučevanja atomskih spektrov so pokazali nepopolnost planetarnega modela strukture atoma, saj je ta model v nasprotju s črtasto strukturo atomskih spektrov. Temelji na Rutherfordovem modelu, Einsteinovem nauku o svetlobnih kvantih in Planckovi kvantni teoriji sevanja Niels Bohr (1913) oblikovano postulatov, ki je sestavljena teorija zgradbe atoma(slika 2): elektron se lahko vrti okoli jedra ne po kateri koli, ampak samo po določenih orbitah (stacionarno), pri gibanju po taki orbiti ne seva elektromagnetna energija, sevanje (absorpcija ali emisija kvanta elektromagnetne energije) nastane pri prehodu (skoku) elektrona iz ene orbite v drugo.

riž. 2. Model zgradbe atoma po N. Bohru

Zbrano eksperimentalno gradivo, ki označuje strukturo atoma, je pokazalo, da lastnosti elektronov, pa tudi drugih mikropredmetov, ni mogoče opisati na podlagi konceptov klasične mehanike. Mikrodelci se podrejajo zakonom kvantne mehanike, ki je postala osnova za nastanek sodobni model atomske zgradbe.

Glavne teze kvantne mehanike:

- energijo oddajajo in absorbirajo telesa v ločenih delih - kvantih, zato se energija delcev sunkovito spremeni;

- elektroni in drugi mikrodelci imajo dvojno naravo - izkazujejo tako lastnosti delcev kot valov (dualnost val-delec);

— kvantna mehanika zanika prisotnost določenih orbit za mikrodelce (za gibajoče se elektrone je nemogoče določiti točen položaj, ker se gibljejo v prostoru blizu jedra, lahko določite le verjetnost, da boste našli elektron v razne dele prostor).

Prostor v bližini jedra, v katerem je verjetnost, da najdemo elektron, precej velika (90%), se imenuje orbitalno.

Kvantna števila. Paulijevo načelo. Pravila Klečkovskega

Stanje elektrona v atomu je mogoče opisati s štirimi kvantna števila.

n– glavno kvantno število. Označuje skupno energijsko rezervo elektrona v atomu in število energijske ravni. n ima celoštevilske vrednosti od 1 do ∞. Elektron ima najmanjšo energijo, ko je n=1; z naraščajočo n – energijo. Stanje atoma, ko so njegovi elektroni na takšni energijski ravni, da je njihova skupna energija minimalna, se imenuje osnovno stanje. Stanja z višjimi vrednostmi se imenujejo vznemirjena. Energijske ravni so označene z arabskimi številkami glede na vrednost n. Elektroni so lahko razporejeni v sedem nivojev, zato n dejansko obstaja od 1 do 7. Glavno kvantno število določa velikost elektronskega oblaka in določa povprečni polmer elektrona v atomu.

l– orbitalno kvantno število. Karakterizira energijsko rezervo elektronov v podravni in obliko orbitale (tabela 1). Sprejema celoštevilske vrednosti od 0 do n-1. l je odvisno od n. Če je n=1, potem je l=0, kar pomeni, da je na 1. nivoju 1. podnivoj.

m e– magnetno kvantno število. Označuje orientacijo orbite v prostoru. Sprejema celoštevilske vrednosti od –l do 0 do +l. Tako, ko je l = 1 (p-orbitala), m e prevzame vrednosti -1, 0, 1 in orientacija orbitale je lahko drugačna (slika 3).

riž. 3. Ena od možnih orientacij p-orbitale v prostoru

s– spinsko kvantno število. Označuje lastno vrtenje elektrona okoli svoje osi. Sprejema vrednosti -1/2(↓) in +1/2(). Dva elektrona v isti orbitali imata antiparalelne vrtljaje.

Določeno je stanje elektronov v atomih Paulijevo načelo: atom ne more imeti dveh elektronov z enakim nizom vseh kvantnih števil. Določeno je zaporedje polnjenja orbital z elektroni Pravila Klečkovskega: orbitale so zapolnjene z elektroni v naraščajočem vrstnem redu glede na vsoto (n+l) za te orbitale, če je vsota (n+l) enaka, potem se najprej zapolni orbitala z manjšo vrednostjo n.

Vendar pa atom običajno ne vsebuje enega, ampak več elektronov, in da se upošteva njihova medsebojna interakcija, se uporablja koncept efektivnega jedrskega naboja - elektron na zunanji ravni je podvržen naboju, ki je manjši od naboja jedra, zaradi česar notranji elektroni zastirajo zunanje.

Osnovne značilnosti atoma: atomski radij (kovalentni, kovinski, van der Waalsov, ionski), elektronska afiniteta, ionizacijski potencial, magnetni moment.

Elektronske formule atomov

Vsi elektroni atoma tvorijo njegovo elektronsko ovojnico. Prikazana je zgradba elektronske lupine elektronska formula, ki prikazuje porazdelitev elektronov po energijskih nivojih in podnivojih. Število elektronov v podravni je označeno s številko, ki je zapisana zgoraj desno od črke, ki označuje podnivoj. Vodikov atom ima na primer en elektron, ki se nahaja na s-podravni 1. energetske ravni: 1s 1. Elektronska formula helija, ki vsebuje dva elektrona, je zapisana takole: 1s 2.

Pri elementih druge dobe elektroni zapolnijo 2. energijsko raven, ki lahko vsebuje največ 8 elektronov. Najprej elektroni zapolnijo s-podnivo, nato p-podnivo. Na primer:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Povezava med elektronsko strukturo atoma in položajem elementa v periodnem sistemu

Elektronska formula elementa je določena z njegovim položajem v Periodni sistem DI. Mendelejev. Tako številka obdobja ustreza V elementih druge dobe elektroni zapolnijo 2. energijsko raven, ki lahko vsebuje največ 8 elektronov. Najprej elektroni zapolnijo V elementih druge periode elektroni zapolnijo 2. energijski nivo, ki lahko vsebuje največ 8 elektronov. Najprej elektroni zapolnijo s-podnivo, nato p-podnivo. Na primer:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

V atomih nekaterih elementov opazimo pojav "preskoka" elektronov z zunanje energijske ravni na predzadnjo. Uhajanje elektronov se pojavi v atomih bakra, kroma, paladija in nekaterih drugih elementov. Na primer:

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

energijski nivo, ki lahko vsebuje največ 8 elektronov. Najprej elektroni zapolnijo s-podnivo, nato p-podnivo. Na primer:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Številka skupine za elemente glavnih podskupin enako številu elektronov na zunanjem energijskem nivoju, take elektrone imenujemo valenčni elektroni (sodelujejo pri tvorbi kemijske vezi). Valenčni elektroni za elemente stranskih podskupin so lahko elektroni zunanjega energijskega nivoja in d-podnivoja predzadnjega nivoja. Število skupin elementov sekundarnih podskupin skupin III-VII, kot tudi za Fe, Ru, Os ustreza skupno število elektroni v s-podravni zunanjega energijskega nivoja in d-podravni predzadnje ravni

Naloge:

Narišite elektronske formule atomov fosforja, rubidija in cirkonija. Označite valenčne elektrone.

odgovor:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Valenčni elektroni 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Valenčni elektroni 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Valenčni elektroni 4d 2 5s 2

Koncept "atoma" je človeštvu znan že od nekdaj Antična grčija. Po trditvah starodavnih filozofov je atom najmanjši delec, ki je del snovi.

Elektronska zgradba atoma

Atom je sestavljen iz pozitivno nabitega jedra, ki vsebuje protone in nevtrone. Elektroni se gibljejo po orbitah okoli jedra, od katerih je vsaka lahko označena z nizom štirih kvantnih števil: glavnim (n), orbitalnim (l), magnetnim (ml) in spinskim (ms ali s).

Glavno kvantno število določa energijo elektrona in velikost elektronskih oblakov. Energija elektrona je v glavnem odvisna od oddaljenosti elektrona od jedra: bližje kot je elektron jedru, manjša je njegova energija. Z drugimi besedami, glavno kvantno število določa lokacijo elektrona na določeni energijski ravni (kvantni sloj). Glavno kvantno število ima vrednosti niza celih števil od 1 do neskončnosti.

Orbitalno kvantno število označuje obliko elektronskega oblaka. Različne oblike elektronskih oblakov povzroči spremembo energije elektronov znotraj enega energijskega nivoja, tj. razdelitev na energijske podravni. Orbitalno kvantno število ima lahko vrednosti od nič do (n-1), za skupno n vrednosti. Energijske podravni so označene s črkami:

Magnetno kvantno število kaže orientacijo orbitale v prostoru. Sprejema katero koli celoštevilsko vrednost od (+l) do (-l), vključno z ničlo. številka možne vrednosti magnetno kvantno število je enako (2l+1).

Elektron, ki se giblje v polju atomskega jedra, ima poleg orbitalnega kotnega momenta tudi svoj lastni kotni moment, ki označuje njegovo vretenasto vrtenje okoli lastne osi. Ta lastnost elektrona se imenuje spin. Velikost in orientacija spina je označena s kvantnim številom spina, ki lahko zavzame vrednosti (+1/2) in (-1/2). Pozitivno in negativne vrednosti hrbet je povezan z njegovo smerjo.

Preden je vse našteto postalo znano in eksperimentalno potrjeno, je obstajalo več modelov zgradbe atoma. Enega prvih modelov strukture atoma je predlagal E. Rutherford, ki je v poskusih sipanja alfa delcev pokazal, da je skoraj celotna masa atoma koncentrirana v zelo majhnem volumnu - pozitivno nabitem jedru . Po njegovem modelu se elektroni gibljejo okoli jedra na dovolj veliki razdalji, njihovo število pa je takšno, da je atom v celoti električno nevtralen.

Rutherfordov model zgradbe atoma je razvil N. Bohr, ki je v svojih raziskavah združil tudi Einsteinov nauk o svetlobnih kvantih in Planckovo kvantno teorijo sevanja. Louis de Broglie in Schrödinger sta dokončala začeto in svetu predstavila sodoben model zgradbe atoma kemijskega elementa.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

telovadba	Naštejte število protonov in nevtronov v jedrih dušika (atomska številka 14), silicija (atomska številka 28) in barija (atomska številka 137).
rešitev	Število protonov v jedru atoma kemijskega elementa je določeno z njegovo zaporedno številko v periodnem sistemu, število nevtronov pa je razlika med masnim številom (M) in nabojem jedra (Z). Dušik: n(N)= M -Z = 14-7 = 7. Silicij: n(Si)= M -Z = 28-14 = 14. Barij: n (Ba)= M -Z = 137-56 = 81.
Odgovori	Število protonov v dušikovem jedru je 7, nevtronov - 7; v jedru atoma silicija je 14 protonov in 14 nevtronov; V jedru barijevega atoma je 56 protonov in 81 nevtronov.

PRIMER 2

telovadba	Energijske podnivoje razporedite po vrstnem redu, v katerem so napolnjeni z elektroni: a) 3p, 3d, 4s, 4p; b) 4d , 5s, 5p, 6s; c) 4f , 5s , 6r; 4d , 6s; d) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f .
rešitev	Energijski podravni so napolnjeni z elektroni v skladu s pravili Klečkovskega. Predpogoj je minimalna vrednost vsote glavnega in orbitalnega kvantnega števila. S-podnivo je označen s številom 0, p - 1, d - 2 in f-3. Drugi pogoj je, da se najprej zapolni podnivoj z najmanjšo vrednostjo glavnega kvantnega števila.
Odgovori	a) Orbitale 3p, 3d, 4s, 4p bodo ustrezale številkam 4, 5, 4 in 5. Posledično se bo polnjenje z elektroni zgodilo v naslednjem zaporedju: 3p, 4s, 3d, 4p. b) 4d orbitale , 5s, 5p, 6s bodo ustrezale številkam 7, 5, 6 in 6. Zato se bo polnjenje z elektroni zgodilo v naslednjem zaporedju: 5s, 5p, 6s, 4d. c) Orbitale 4f , 5s , 6r; 4d , 6s bo ustrezalo številkam 7, 5, 76 in 6. Zato se bo polnjenje z elektroni zgodilo v naslednjem zaporedju: 5s, 4d , 6s, 4f, 6r. d) Orbitale 5d, 6s, 6p, 7s, 4f bodo ustrezale številkam 7, 6, 7, 7 in 7. Posledično bo polnjenje z elektroni potekalo v naslednjem zaporedju: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s.

(Zapiski predavanj)

Struktura atoma. Uvod.

Predmet preučevanja kemije so kemični elementi in njihove spojine. Kemični element imenujemo zbirka atomov z enakim pozitivnim nabojem. Atom- je najmanjši delec kemičnega elementa, ki ga ohranja Kemijske lastnosti. S povezovanjem med seboj atomi istih ali različnih elementov tvorijo kompleksnejše delce – molekule. Zbirka atomov ali molekul tvori kemične snovi. Za vsako posamezno kemično snov je značilen sklop posameznih fizikalnih lastnosti, kot so vrelišče in tališče, gostota, električna in toplotna prevodnost itd.

1. Zgradba atoma in periodni sistem elementov

DI. Mendelejev.

Poznavanje in razumevanje zakonitosti vrstnega reda izpolnjevanja periodnega sistema elementov D.I. Mendelejev nam omogoča razumeti naslednje:

1. fizično bistvo obstoja določenih elementov v naravi,

2. narava kemijske valence elementa,

3. sposobnost in "lahkost" elementa, da daje ali sprejema elektrone pri interakciji z drugim elementom,

4. narava kemijskih vezi, ki jih določen element lahko tvori pri interakciji z drugimi elementi, prostorska struktura enostavnih in kompleksnih molekul itd. itd.

Struktura atoma.

Atom je kompleksen mikrosistem elementarnih delcev, ki se gibljejo in medsebojno delujejo.

V poznem 19. in začetku 20. stoletja so odkrili, da so atomi sestavljeni iz manjših delcev: nevtronov, protonov in elektronov. Zadnja dva delca sta nabita delca, proton nosi pozitiven naboj, elektron negativen naboj. Ker so atomi elementa v osnovnem stanju električno nevtralni, to pomeni, da je število protonov v atomu katerega koli elementa enako številu elektronov. Masa atomov je določena z vsoto mas protonov in nevtronov, katerih število je enako razliki med maso atomov in njegovo zaporedno številko v periodnem sistemu D.I. Mendelejev.

Leta 1926 je Schrödinger predlagal opis gibanja mikrodelcev v atomu elementa z uporabo valovne enačbe, ki jo je izpeljal. Pri reševanju Schrödingerjeve valovne enačbe za atom vodika se pojavijo tri cela kvantna števila: n, ℓ in m ℓ , ki označujejo stanje elektrona v tridimenzionalnem prostoru v osrednjem polju jedra. Kvantna števila n, ℓ in m ℓ vzemite celoštevilske vrednosti. Valovna funkcija, definirana s tremi kvantnimi števili n, ℓ in m ℓ in dobimo kot rezultat reševanja Schrödingerjeve enačbe, se imenuje orbitala. Orbitala je območje prostora, v katerem se najverjetneje nahaja elektron, ki pripada atomu kemičnega elementa. Tako reševanje Schrödingerjeve enačbe za atom vodika vodi do pojava treh kvantnih števil, katerih fizični pomen je, da označujejo tri različne vrste orbital, ki jih lahko ima atom. Oglejmo si podrobneje vsako kvantno število.

Glavno kvantno število n lahko zavzame poljubno celo pozitivno število: n = 1,2,3,4,5,6,7...Označuje energijo elektronskega nivoja in velikost elektronskega "oblaka". Značilno je, da številka glavnega kvantnega števila sovpada s številko obdobja, v katerem se element nahaja.

Azimutno ali orbitalno kvantno številoℓ lahko vzame celoštevilske vrednosti iz ℓ = 0….to n – 1 in določa moment gibanja elektronov, tj. oblika orbite. Za različne številske vrednosti ℓ se uporablja naslednji zapis: ℓ = 0, 1, 2, 3 in so označeni s simboli s, str, d, f, oziroma za ℓ = 0, 1, 2 in 3. V periodnem sistemu elementov ni elementov s spinskim številom ℓ = 4.

Magnetno kvantno številom ℓ označuje prostorsko razporeditev elektronskih orbital in posledično elektromagnetne lastnosti elektrona. Lahko vzame vrednosti od – ℓ na + ℓ , vključno z ničlo.

Oblika ali natančneje lastnosti simetrije atomskih orbital so odvisne od kvantnih števil ℓ in m ℓ . "Elektronski oblak" ustreza s- orbitale imajo, imajo obliko krogle (hkrati ℓ = 0).

Slika 1. 1s orbitala

Orbitale, definirane s kvantnima številoma ℓ = 1 in m ℓ = -1, 0 in +1, se imenujejo p-orbitale. Ker ima m ℓ v tem primeru tri različne pomene, potem ima atom tri energijsko enakovredne p-orbitale (glavno kvantno število zanje je enako in ima lahko vrednost n = 2,3,4,5,6 ali 7). p-Orbitale imajo osno simetrijo in so videti kot tridimenzionalne osmice, usmerjene vzdolž osi x, y in z v zunanjem polju (slika 1.2). Od tod izvira simbolika p x , p y in p z .

Slika 2. p x, p y in p z orbitale

Poleg tega obstajata d- in f- atomske orbitale, za prvi ℓ = 2 in m ℓ = -2, -1, 0, +1 in +2, tj. pet AO, za druge ℓ = 3 in m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 in +3, tj. 7 JSC.

Četrti kvantum m s imenovano spinsko kvantno število, sta Goudsmit in Uhlenbeck leta 1925 uvedla za razlago nekaterih subtilnih učinkov v spektru vodikovega atoma. Spin elektrona je vrtilna količina nabitega elementarnega delca elektrona, katerega orientacija je kvantizirana, tj. strogo omejena na določene kote. Ta orientacija je določena z vrednostjo spinskega magnetnega kvantnega števila (s), ki je za elektron enako ½ , torej za elektron v skladu s pravili kvantizacije m s = ± ½. V zvezi s tem moramo nizu treh kvantnih števil dodati še kvantno število m s . Še enkrat poudarimo, da štiri kvantna števila določajo vrstni red konstrukcije Mendelejevega periodnega sistema elementov in pojasnimo, zakaj sta v prvi periodi samo dva elementa, v drugi in tretji osem, v četrti 18 itd. Da bi razložili strukturo mnogoelektronskih atomov, vrstni red zapolnjevanja elektronskih nivojev, ko se pozitivni naboj atoma povečuje, ni dovolj, da imamo predstavo o štirih kvantnih številih, ki "nadzirajo" obnašanje elektronov, ko polnjenje elektronskih orbital, vendar morate vedeti nekaj več preprosta pravila, in sicer Paulijev princip, Hundovo pravilo in Kleczkowskijeva pravila.

Po Paulijevem principu V istem kvantnem stanju, za katerega so značilne določene vrednosti štirih kvantnih števil, ne more biti več kot en elektron. To pomeni, da je en elektron načeloma mogoče postaviti v katero koli atomsko orbitalo. Dva elektrona sta lahko v isti atomski orbiti le, če imata različna spinska kvantna števila.

Pri polnjenju treh p-AO, petih d-AO in sedmih f-AO z elektroni je treba poleg Paulijevega načela voditi še Hundovo pravilo: Polnjenje orbital ene podlupine v osnovnem stanju se pojavi z elektroni z enakimi spini.

Pri polnjenju podlupin (str, d, f) absolutna vrednost vsote vrtljajev mora biti največja.

Pravilo Klečkovskega. Po pravilu Klečkovskega pri polnjenjud in fje treba spoštovati elektronsko orbitalonačelo minimalne energije. Po tem principu elektroni v osnovnem stanju zasedajo orbitale z minimalnimi energijskimi nivoji. Energija podravni je določena z vsoto kvantnih številn + ℓ = E .

Prvo pravilo Klečkovskega: Najprej tiste podnivoje, za kateren + ℓ = E minimalno.

Drugo pravilo Klečkovskega: v primeru enakostin + ℓ za več podravni, katerih podnivoj je zapolnjenn minimalno .

Trenutno je znanih 109 elementov.

2. Ionizacijska energija, elektronska afiniteta in elektronegativnost.

Najpomembnejši značilnosti elektronske konfiguracije atoma sta ionizacijska energija (IE) ali ionizacijski potencial (IP) in elektronska afiniteta (EA) atoma. Ionizacijska energija je sprememba energije med odstranitvijo elektrona od prostega atoma pri 0 K: A = + + ē . Odvisnost ionizacijske energije od atomskega števila Z elementa in velikosti atomskega polmera ima izrazit periodični značaj.

Elektronska afiniteta (EA) je sprememba energije, ki spremlja dodajanje elektrona izoliranemu atomu, da nastane negativni ion pri 0 K: A + ē = A - (atom in ion sta v osnovnih stanjih). V tem primeru elektron zasede najnižjo prosto atomsko orbitalo (LUAO), če je VZAO zasedena z dvema elektronoma. SE je močno odvisen od njihove orbitalne elektronske konfiguracije.

Spremembe EI in SE so povezane s spremembami številnih lastnosti elementov in njihovih spojin, kar se uporablja za napovedovanje teh lastnosti iz vrednosti EI in SE. Najvišja absolutna vrednost Halogeni imajo afiniteto do elektronov. V vsaki skupini periodnega sistema elementov se ionizacijski potencial ali EI zmanjšuje z naraščajočim številom elementov, kar je povezano s povečanjem atomskega polmera in s povečanjem števila elektronskih plasti ter kar dobro korelira s povečanjem zmanjšanja moč elementa.

Tabela 1 periodnega sistema elementov prikazuje vrednosti EI in SE v eV/na atom. Upoštevajte, da so natančne vrednosti SE znane le za nekaj atomov; njihove vrednosti so označene v tabeli 1.

Tabela 1

Prva ionizacijska energija (EI), elektronska afiniteta (EA) in elektronegativnost χ) atomov v periodnem sistemu.

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						Os

χ – elektronegativnost po Paulingu

r- atomski polmer, (iz "Laboratorijske in seminarske ure splošne in anorganske kemije", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Elektroni

Koncept atoma se je pojavil v starodavnem svetu za označevanje delcev snovi. V prevodu iz grščine atom pomeni "nedeljiv".

Irski fizik Stoney je na podlagi poskusov prišel do zaključka, da se električna energija prenaša drobni delci, ki obstaja v atomih vseh kemičnih elementov. Leta 1891 je Stoney predlagal, da bi te delce imenovali elektroni, kar v grščini pomeni "jantar". Nekaj ​​let po tem, ko je elektron dobil ime, angleški fizik Joseph Thomson in francoski fizik Jean Perrin sta dokazala, da elektroni nosijo negativen naboj. To je najmanjši negativni naboj, ki se v kemiji šteje za ena (-1). Thomsonu je uspelo določiti celo hitrost elektrona (hitrost elektrona v orbiti je obratno sorazmerna s številom orbite n. Polmeri orbit se povečujejo sorazmerno s kvadratom števila orbite. V prvi orbiti atom vodika (n=1; Z=1) je hitrost ≈ 2,2·106 m/s, to je približno stokrat manjša od hitrosti svetlobe c = 3·108 m/s) in masa elektrona (je skoraj 2000-krat manjša od mase atoma vodika).

Stanje elektronov v atomu

Stanje elektrona v atomu razumemo kot niz informacij o energiji določenega elektrona in prostoru, v katerem se nahaja. Elektron v atomu nima trajektorije gibanja, tj. lahko govorimo le o verjetnost, da ga najdemo v prostoru okoli jedra.

Lahko se nahaja v katerem koli delu tega prostora, ki obdaja jedro, in celota njegovih različnih položajev se obravnava kot elektronski oblak z določeno negativno gostoto naboja. Slikovito si lahko to predstavljamo takole: če bi bilo možno fotografirati položaj elektrona v atomu po stotinkah ali milijoninkah sekunde, kot pri fotofinišu, bi bil elektron na takih fotografijah predstavljen kot pike. Če bi prekrivali nešteto takih fotografij, bi bila slika oblaka elektronov z največjo gostoto, kjer bi bilo teh točk največ.

Prostor okoli atomskega jedra, v katerem se najverjetneje nahaja elektron, se imenuje orbitala. Vsebuje približno 90 % elektronski oblak, kar pomeni, da je približno 90% časa elektron v tem delu prostora. Odlikuje jih oblika 4 trenutno znane vrste orbital, ki so označeni z latin črke s, p, d in f. Grafični prikaz nekaterih oblik elektronske orbitale prikazano na sliki.

Najpomembnejša značilnost gibanja elektrona po določeni orbitali je energija njegove povezave z jedrom. Elektroni s podobnimi energijskimi vrednostmi tvorijo en sam elektronski sloj ali energijski nivo. Energijske ravni so oštevilčene začenši z jedrom - 1, 2, 3, 4, 5, 6 in 7.

Celo število n, ki označuje številko energijske ravni, se imenuje glavno kvantno število. Označuje energijo elektronov, ki zasedajo dano energijsko raven. Najnižjo energijo imajo elektroni prvega energijskega nivoja, ki je najbližje jedru. V primerjavi z elektroni prvega nivoja bo za elektrone naslednjih nivojev značilna velika zaloga energije. Posledično so elektroni zunanje ravni najmanj tesno vezani na atomsko jedro.

Največje število elektronov na energijski ravni je določeno s formulo:

N = 2n 2,

kjer je N največje število elektronov; n je številka nivoja ali glavno kvantno število. Posledično na prvi energijski ravni, ki je najbližje jedru, ne moreta biti več kot dva elektrona; na drugem - ne več kot 8; na tretjem - ne več kot 18; na četrtem - ne več kot 32.

Od druge energetske ravni (n = 2) je vsaka od ravni razdeljena na podravni (podplasti), ki se med seboj nekoliko razlikujejo po energiji vezave z jedrom. Število podravni je enako vrednosti glavnega kvantnega števila: prvi energijski nivo ima eno podnivo; drugi - dva; tretji - trije; četrti - štiri podravni. Podravni pa tvorijo orbitale. Vsaka vrednostn ustreza številu orbital, ki je enako n.

Podravni so običajno označeni z latiničnimi črkami, kot tudi oblika orbital, iz katerih so sestavljeni: s, p, d, f.

Protoni in nevtroni

Atom katerega koli kemičnega elementa je primerljiv z drobnim solarni sistem. Zato se ta model atoma, ki ga je predlagal E. Rutherford, imenuje planetarni.

Atomsko jedro, v katerem je skoncentrirana celotna masa atoma, je sestavljeno iz delcev dveh vrst - protoni in nevtroni.

Protoni imajo naboj, ki je enak naboju elektronov, vendar nasprotnega predznaka (+1), in maso, ki je enaka masi vodikovega atoma (v kemiji se šteje za eno). Nevtroni nimajo naboja, so nevtralni in imajo maso, ki je enaka masi protona.

Protone in nevtrone skupaj imenujemo nukleoni (iz latinskega nucleus - jedro). Vsoto števila protonov in nevtronov v atomu imenujemo masno število. Na primer, masno število atoma aluminija je:

13 + 14 = 27

število protonov 13, število nevtronov 14, masno število 27

Ker lahko zanemarimo maso elektrona, ki je zanemarljivo majhna, je očitno, da je celotna masa atoma skoncentrirana v jedru. Elektroni so označeni z e - .

Od atoma električno nevtralen, potem je tudi očitno, da je število protonov in elektronov v atomu enako. Je enaka zaporedni številki kemičnega elementa, ki mu je dodeljena v periodnem sistemu. Masa atoma je sestavljena iz mase protonov in nevtronov. Če poznamo atomsko število elementa (Z), to je število protonov, in masno število (A), enaka vsotištevila protonov in nevtronov, lahko najdete število nevtronov (N) z uporabo formule:

N = A - Ž

Na primer, število nevtronov v atomu železa je:

56 — 26 = 30

Izotopi

Imenujemo sorte atomov istega elementa, ki imajo enak jedrski naboj, vendar različna masna števila izotopi. Kemični elementi, ki jih najdemo v naravi, so mešanica izotopov. Tako ima ogljik tri izotope z masami 12, 13, 14; kisik - trije izotopi z masami 16, 17, 18 itd. Relativna atomska masa kemičnega elementa, običajno navedena v periodnem sistemu, je povprečna vrednost atomskih mas naravne mešanice izotopov danega elementa, ob upoštevanju njihov relativno vsebino v naravi. Kemijske lastnosti Izotopi večine kemičnih elementov so popolnoma enaki. Vendar se izotopi vodika zelo razlikujejo po lastnostih zaradi dramatičnega večkratnega povečanja njihove relativne atomske mase; dobijo celo posamezna imena in kemijske simbole.

Elementi prvega obdobja

Diagram elektronske zgradbe vodikovega atoma:

Diagrami elektronske zgradbe atomov prikazujejo porazdelitev elektronov po elektronskih plasteh (energijski nivoji).

Grafična elektronska formula atoma vodika (prikazuje porazdelitev elektronov po energijskih nivojih in podnivojih):

Grafične elektronske formule atomov prikazujejo porazdelitev elektronov ne samo med nivoji in podravni, ampak tudi med orbitalami.

V atomu helija je prva elektronska plast popolna – ima 2 elektrona. Vodik in helij sta s-elementa; S-orbitala teh atomov je napolnjena z elektroni.

Za vse elemente druge dobe prvi elektronski sloj je zapolnjen, elektroni pa zapolnjujejo s- in p-orbitale druge elektronske plasti v skladu z načelom najmanjše energije (najprej s in nato p) ter pravili Pauli in Hund.

V atomu neona je druga elektronska plast popolna – ima 8 elektronov.

Pri atomih elementov tretje periode sta prva in druga elektronska plast zaključeni, torej je zapolnjena tretja elektronska plast, v kateri lahko elektroni zasedajo 3s-, 3p- in 3d-podravni.

Magnezijev atom zaključi svojo 3s elektronsko orbitalo. Na in Mg sta s-elementa.

V aluminiju in naslednjih elementih je podravni 3p napolnjena z elektroni.

Elementi tretje periode imajo nezapolnjene 3d orbitale.

Vsi elementi od Al do Ar so p-elementi. S- in p-elementi tvorijo glavne podskupine v periodnem sistemu.

Elementi četrtega - sedmega obdobja

V atomih kalija in kalcija se pojavi četrta elektronska plast, podnivo 4s pa je zapolnjeno, saj ima nižjo energijo kot podnivo 3d.

K, Ca - s-elementi, vključeni v glavne podskupine. Za atome od Sc do Zn je podnivo 3d napolnjeno z elektroni. To so 3d elementi. Uvrščeni so v sekundarne podskupine, njihova skrajna elektronska plast je zapolnjena in uvrščeni med prehodne elemente.

Bodite pozorni na zgradbo elektronskih lupin kromovega in bakrovega atoma. V njih en elektron »odpove« iz 4s v 3d podravni, kar je razloženo z večjo energijsko stabilnostjo nastalih elektronskih konfiguracij 3d 5 in 3d 10:

V atomu cinka je tretja elektronska plast popolna - v njej so zapolnjene vse podnivoje 3s, 3p in 3d, s skupno 18 elektroni. V elementih, ki sledijo cinku, se četrta elektronska plast, podravni 4p, še naprej polni.

Elementi od Ga do Kr so p-elementi.

Atom kriptona ima zunanjo plast (četrto), ki je popolna in ima 8 elektronov. Toda v četrti elektronski plasti je lahko skupno 32 elektronov; atom kriptona ima še nezapolnjena podravni 4d in 4f. Za elemente petega obdobje teče izpolnjevanje dveh nivojev v naslednjem vrstnem redu: 5s - 4d - 5r. In obstajajo tudi izjeme, povezane z " neuspeh» elektroni, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

V šesti in sedmi periodi se pojavijo f-elementi, to je elementi, v katerih se polnijo 4f- in 5f-podravni tretje zunanje elektronske plasti.

Elemente 4f imenujemo lantanidi.

Elemente 5f imenujemo aktinoidi.

Vrstni red zapolnjevanja elektronskih podravni v atomih elementov šeste periode: 55 Cs in 56 Ba - 6s elementi; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementi. Toda tudi tu obstajajo elementi, pri katerih je »kršen« vrstni red zapolnjevanja elektronskih orbital, kar je na primer povezano z večjo energijsko stabilnostjo polovično in polno zapolnjenih f-podravni, to sta nf 7 in nf 14. Glede na to, katera podnivoj atoma je zadnja napolnjena z elektroni, so vsi elementi razdeljeni v štiri elektronske družine ali bloke:

• s-elementi. S-podravni zunanje ravni atoma je napolnjena z elektroni; s-elementi vključujejo vodik, helij in elemente glavnih podskupin skupin I in II.

• p-elementi. P-podnivo zunanjega nivoja atoma je napolnjen z elektroni; p-elementi vključujejo elemente glavnih podskupin skupin III-VIII.

• d-elementi. D-podnivo predzunanjega nivoja atoma je zapolnjen z elektroni; d-elementi vključujejo elemente sekundarnih podskupin skupin I-VIII, to je elemente vtičnikov velikih period, ki se nahajajo med s- in p-elementi. Imenujejo se tudi prehodni elementi.

• f-elementi. F-podnivo tretjega zunanjega nivoja atoma je napolnjen z elektroni; ti vključujejo lantanide in antinoide.

Švicarski fizik W. Pauli je leta 1925 ugotovil, da v atomu v eni orbiti ne moreta biti več kot dva elektrona z nasprotnimi (antiparalelnimi) vrtljaji (prevedeno iz angleščine kot "vreteno"), t.j. s takšnimi lastnostmi, ki si jih pogojno lahko predstavljamo kot vrtenje elektrona okoli svoje namišljene osi: v smeri urnega kazalca ali nasprotni smeri urnega kazalca.

To načelo se imenuje Paulijevo načelo. Če je v orbitali en elektron, se imenuje neparni, če sta dva, pa so to parni elektroni, to je elektroni z nasprotnimi spini. Slika prikazuje diagram delitve energijskih nivojev na podnivoje in vrstni red njihove zapolnitve.

Zelo pogosto je struktura elektronskih lupin atomov prikazana z uporabo energijskih ali kvantnih celic - zapisane so tako imenovane grafične elektronske formule. Za ta zapis se uporablja naslednji zapis: vsaka kvantna celica je označena s celico, ki ustreza eni orbitali; Vsak elektron je označen s puščico, ki ustreza smeri vrtenja. Pri pisanju grafične elektronske formule se morate spomniti dveh pravil: Paulijev princip in F. Hundovo pravilo, po katerem elektroni zasedajo proste celice najprej enega po enega in hkrati imajo enako vrednost nazaj in šele nato mate, vendar bodo hrbti po principu Pauli že v nasprotnih smereh.

Hundovo pravilo in Paulijevo načelo

Hundovo pravilo- pravilo kvantne kemije, ki določa vrstni red zapolnjevanja orbital določene podplasti in je formulirano takole: skupna vrednost spinskega kvantnega števila elektronov dane podplasti mora biti največja. Oblikoval Friedrich Hund leta 1925.

To pomeni, da se v vsaki od orbital podplasti najprej zapolni en elektron in šele po izčrpanju nezapolnjenih orbital se tej orbitali doda drugi elektron. V tem primeru sta v eni orbitali dva elektrona s polcelimi spini nasprotnega predznaka, ki se sparita (tvorita dvoelektronski oblak) in posledično postane skupni spin orbitale enak nič.

Druga formulacija: Nižje v energiji leži atomski člen, za katerega sta izpolnjena dva pogoja.

1. Množnost je največja
2. Ko večkratnosti sovpadajo, je skupni orbitalni moment L največji.

Analizirajmo to pravilo na primeru zapolnjevanja orbital p-podravni str-elementi druge periode (to je od bora do neona (na spodnjem diagramu vodoravne črte označujejo orbitale, navpične puščice označujejo elektrone, smer puščice pa označuje orientacijo spina).

Pravilo Klečkovskega

Pravilo Klečkovskega - ko se poveča skupno število elektronov v atomih (ko se povečajo naboji njihovih jeder oz serijske številke kemijski elementi) so atomske orbitale poseljene tako, da je pojav elektronov v orbitali z višjo energijo odvisen samo od glavnega kvantnega števila n in ni odvisen od vseh drugih kvantnih števil, vključno z l. Fizikalno to pomeni, da je v vodiku podobnem atomu (brez medelektronskega odbijanja) orbitalna energija elektrona določena samo s prostorsko oddaljenostjo gostote naboja elektronov od jedra in ni odvisna od značilnosti njegovega gibanje v polju jedra.

Empirično pravilo Klečkovskega in shema urejanja, ki izhaja iz njega, sta nekoliko v nasprotju z realnim energijskim zaporedjem atomskih orbital le v dveh podobnih primerih: za atome Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , pride do »odpovedi« elektrona s s -podnivoj zunanje plasti se nadomesti z d-podravnijo prejšnje plasti, kar vodi v energijsko stabilnejše stanje atoma, in sicer: po zapolnitvi orbitale 6 z dvema elektroni s