Paano matukoy ang elektronikong istraktura ng isang atom. Mga pangunahing kaalaman sa istraktura ng atom. Halos kumplikado lang
Dahil ang nuclei ng mga tumutugon na atom ay nananatiling hindi nagbabago sa panahon ng mga kemikal na reaksyon (maliban sa mga radioactive na pagbabagong-anyo), ang mga kemikal na katangian ng mga atomo ay nakasalalay sa istruktura ng kanilang mga shell ng elektron. Teorya elektronikong istraktura atom batay sa apparatus ng quantum mechanics. Kaya, ang istraktura ng mga antas ng enerhiya ng isang atom ay maaaring makuha sa batayan ng quantum mechanical kalkulasyon ng mga probabilidad ng paghahanap ng mga electron sa espasyo sa paligid ng atomic nucleus ( kanin. 4.5).
kanin. 4.5. Scheme ng paghahati ng mga antas ng enerhiya sa mga sublevel
Ang mga batayan ng teorya ng elektronikong istraktura ng isang atom ay nabawasan sa mga sumusunod na probisyon: ang estado ng bawat elektron sa isang atom ay nailalarawan sa pamamagitan ng apat na quantum number: ang pangunahing quantum number n = 1, 2, 3,; orbital (azimuthal) l=0,1,2, n–1; magnetic m l = –l, –1,0,1, l; paikutin m s = -1/2, 1/2 .
Ayon kay Prinsipyo ni Pauli, sa parehong atom ay hindi maaaring magkaroon ng dalawang electron na may parehong hanay ng apat na quantum number n,l,m l , m s; set ng mga electron na may parehong pangunahing quantum number n bumubuo ng mga electron layer, o mga antas ng enerhiya ng atom, na binibilang mula sa nucleus at tinutukoy bilang K, L, M, N, O, P, Q, higit pa rito, sa layer ng enerhiya na may ibinigay na halaga n maaaring hindi hihigit sa 2n 2 mga electron. Mga hanay ng mga electron na may parehong quantum number n at l, bumubuo ng mga sublevel, na tinutukoy habang lumalayo ang mga ito mula sa core bilang s, p, d, f.
Ang probabilistic na paghahanap ng posisyon ng isang electron sa espasyo sa paligid ng atomic nucleus ay tumutugma sa Heisenberg uncertainty principle. Ayon sa mga konsepto ng quantum mechanical, ang isang electron sa isang atom ay walang tiyak na tilapon ng paggalaw at maaaring matatagpuan sa anumang bahagi ng espasyo sa paligid ng nucleus, at ang iba't ibang mga posisyon nito ay itinuturing bilang isang elektron na ulap na may tiyak na negatibong density ng singil. Ang espasyo sa paligid ng nucleus, kung saan ang elektron ay malamang na matagpuan, ay tinatawag orbital. Naglalaman ito ng halos 90% ng electron cloud. Bawat sublevel 1s, 2s, 2p atbp. tumutugma sa isang tiyak na bilang ng mga orbital ng isang tiyak na hugis. Halimbawa, 1s- at 2s- Ang mga orbital ay spherical at 2p-orbital ( 2p x , 2p y , 2p z-orbitals) ay nakatuon sa magkabilang patayo na direksyon at may hugis ng isang dumbbell ( kanin. 4.6).
kanin. 4.6. Hugis at oryentasyon ng mga orbital ng elektron.
Sa panahon ng mga reaksiyong kemikal, ang atomic nucleus ay hindi sumasailalim sa mga pagbabago, tanging ang mga electron shell ng mga atomo ang nagbabago, ang istraktura kung saan nagpapaliwanag ng maraming mga katangian. mga elemento ng kemikal. Batay sa teorya ng elektronikong istraktura ng atom, isang malalim pisikal na kahulugan Ang pana-panahong batas ni Mendeleev ng mga elemento ng kemikal at nilikha ang teorya ng pagbubuklod ng kemikal.
Ang teoretikal na pagpapatibay ng pana-panahong sistema ng mga elemento ng kemikal ay kinabibilangan ng data sa istraktura ng atom, na nagpapatunay sa pagkakaroon ng isang relasyon sa pagitan ng periodicity ng mga pagbabago sa mga katangian ng mga elemento ng kemikal at ang pana-panahong pag-uulit ng mga katulad na uri ng mga elektronikong pagsasaayos ng kanilang mga atomo.
Sa liwanag ng doktrina ng istraktura ng atom, ang paghahati ni Mendeleev ng lahat ng mga elemento sa pitong panahon ay nagiging makatwiran: ang bilang ng panahon ay tumutugma sa bilang ng mga antas ng enerhiya ng mga atom na puno ng mga electron. Sa maliliit na panahon, na may pagtaas sa positibong singil ng atomic nuclei, ang bilang ng mga electron sa panlabas na antas ay tumataas (mula 1 hanggang 2 sa unang yugto, at mula 1 hanggang 8 sa ikalawa at ikatlong yugto), na nagpapaliwanag ang pagbabago sa mga katangian ng mga elemento: sa simula ng panahon (maliban sa una) mayroong alkali metal, pagkatapos ay mayroong unti-unting pagpapahina ng mga katangian ng metal at isang pagtaas sa mga di-metal. Ang regularidad na ito ay maaaring masubaybayan para sa mga elemento ng ikalawang yugto sa talahanayan 4.2.
Talahanayan 4.2.
Sa malalaking panahon, na may pagtaas sa singil ng nuclei, ang pagpuno ng mga antas ng mga electron ay mas mahirap, na nagpapaliwanag ng mas kumplikadong pagbabago sa mga katangian ng mga elemento kumpara sa mga elemento ng maliliit na panahon.
Ang parehong katangian ng mga katangian ng mga elemento ng kemikal sa mga subgroup ay ipinaliwanag ng magkatulad na istraktura ng antas ng panlabas na enerhiya, tulad ng ipinapakita sa tab. 4.3 inilalarawan ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng elektron ng mga antas ng enerhiya para sa mga subgroup ng mga alkali na metal.
Talahanayan 4.3.
Ang numero ng pangkat, bilang panuntunan, ay nagpapahiwatig ng bilang ng mga electron sa isang atom na maaaring lumahok sa pagbuo ng mga bono ng kemikal. Ito ang pisikal na kahulugan ng numero ng pangkat. Sa apat na lugar sa periodic table, ang mga elemento ay wala sa pataas na pagkakasunud-sunod ng atomic mass: Ar at K,co at Ni,Te at ako,Th at Pa. Ang mga paglihis na ito ay itinuturing na mga pagkukulang ng periodic table ng mga elemento ng kemikal. Ipinaliwanag ng doktrina ng istruktura ng atom ang mga paglihis na ito. Ang pang-eksperimentong pagpapasiya ng mga singil sa nuklear ay nagpakita na ang pag-aayos ng mga elementong ito ay tumutugma sa isang pagtaas sa mga singil ng kanilang nuclei. Bilang karagdagan, ang eksperimentong pagpapasiya ng mga singil ng atomic nuclei ay naging posible upang matukoy ang bilang ng mga elemento sa pagitan ng hydrogen at uranium, pati na rin ang bilang ng mga lanthanides. Ngayon ang lahat ng mga lugar sa periodic system ay napuno sa pagitan mula sa Z=1 dati Z=114, gayunpaman, ang periodic table ay hindi kumpleto, ang pagtuklas ng mga bagong elemento ng transuranium ay posible.
DEPINISYON
Atom ay ang pinakamaliit na particle ng kemikal.
Ang iba't ibang mga compound ng kemikal ay dahil sa iba't ibang kumbinasyon ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal sa mga molekula at di-molekular na mga sangkap. Ang kakayahan ng isang atom na pumasok sa mga kemikal na compound, ang kemikal nito at pisikal na katangian tinutukoy ng istraktura ng atom. Sa bagay na ito, para sa kimika, ito ay pinakamahalaga panloob na istraktura atom at, una sa lahat, ang istraktura ng shell ng elektron nito.
Mga modelo ng istraktura ng atom
Sa simula ng ika-19 na siglo, muling binuhay ni D. Dalton ang atomistic theory, na umaasa sa mga pangunahing batas ng kimika na kilala noong panahong iyon (constancy of composition, multiple ratios at equivalents). Ang mga unang eksperimento ay isinagawa upang pag-aralan ang istraktura ng bagay. Gayunpaman, sa kabila ng mga natuklasan na ginawa (ang mga atomo ng parehong elemento ay may parehong mga katangian, at ang mga atomo ng iba pang mga elemento ay may iba't ibang mga katangian), ang konsepto atomic mass), ang atom ay itinuturing na hindi mahahati.
Pagkatapos makatanggap ng pang-eksperimentong ebidensya (end XIX simula XX siglo) ang pagiging kumplikado ng istraktura ng atom (photoelectric effect, cathodic at X-ray, radioactivity) napag-alaman na ang atom ay binubuo ng negatibo at positibong sisingilin na mga particle na nakikipag-ugnayan sa isa't isa.
Ang mga pagtuklas na ito ay nagbigay ng lakas sa paglikha ng mga unang modelo ng istraktura ng atom. Ang isa sa mga unang modelo ay iminungkahi J. Thomson(1904) (Larawan 1): ang atom ay ipinakita bilang isang "dagat ng positibong kuryente" na may mga electron na nag-o-oscillating dito.
Pagkatapos ng mga eksperimento sa α-particle, noong 1911. Iminungkahi ni Rutherford ang tinatawag na modelo ng planeta istraktura ng atom (Larawan 1), katulad ng istraktura ng solar system. Ayon sa modelo ng planeta, sa gitna ng atom mayroong isang napakaliit na nucleus na may singil na Z e, ang laki nito ay humigit-kumulang 1,000,000 beses mas maliliit na sukat ang atom mismo. Ang nucleus ay naglalaman ng halos buong masa ng atom at may positibong singil. Ang mga electron ay gumagalaw sa mga orbit sa paligid ng nucleus, ang bilang nito ay tinutukoy ng singil ng nucleus. Tinutukoy ng panlabas na trajectory ng mga electron ang panlabas na sukat ng atom. Ang diameter ng isang atom ay 10 -8 cm, habang ang diameter ng nucleus ay mas maliit -10 -12 cm.
kanin. 1 Mga modelo ng istruktura ng atom ayon kina Thomson at Rutherford
Ang mga eksperimento sa pag-aaral ng atomic spectra ay nagpakita ng di-kasakdalan ng planetaryong modelo ng istraktura ng atom, dahil ang modelong ito ay sumasalungat sa line structure ng atomic spectra. Batay sa modelong Rutherford, ang teorya ni Einstein ng light quanta at ang quantum theory ng radiation, Planck Niels Bohr (1913) nabuo postulates, na naglalaman ng teoryang atomiko(Larawan 2): ang isang electron ay maaaring umikot sa paligid ng nucleus hindi sa anuman, ngunit sa ilang partikular na mga orbit lamang (nakatigil), na gumagalaw sa naturang orbit, hindi ito nagliliwanag electromagnetic na enerhiya, ang radiation (absorption o emission ng isang quantum ng electromagnetic energy) ay nangyayari sa panahon ng paglipat (paglukso) ng isang electron mula sa isang orbit patungo sa isa pa.
kanin. 2. Modelo ng istruktura ng atom ayon kay N. Bohr
Ang naipon na pang-eksperimentong materyal na nagpapakilala sa istraktura ng atom ay nagpakita na ang mga katangian ng mga electron, pati na rin ang iba pang mga micro-object, ay hindi mailarawan batay sa mga konsepto ng klasikal na mekanika. Ang mga microparticle ay sumusunod sa mga batas ng quantum mechanics, na naging batayan para sa paglikha modernong modelo ng istraktura ng atom.
Ang mga pangunahing theses ng quantum mechanics:
- enerhiya ay ibinubuga at hinihigop ng mga katawan sa magkahiwalay na bahagi - quanta, samakatuwid, ang enerhiya ng mga particle ay biglang nagbabago;
- ang mga electron at iba pang microparticle ay may dual nature - ito ay nagpapakita ng mga katangian ng parehong particle at waves (particle-wave dualism);
- Tinatanggihan ng quantum mechanics ang pagkakaroon ng ilang mga orbit para sa mga microparticle (imposibleng matukoy ang eksaktong posisyon para sa paglipat ng mga electron, dahil gumagalaw sila sa espasyo malapit sa nucleus, maaari lamang matukoy ng isa ang posibilidad na makahanap ng isang electron sa iba't ibang bahagi mga puwang).
Ang espasyo malapit sa nucleus, kung saan ang posibilidad na makahanap ng isang electron ay sapat na mataas (90%), ay tinatawag na orbital.
mga numerong quantum. Prinsipyo ni Pauli. Mga Panuntunan ng Klechkovsky
Ang estado ng isang elektron sa isang atom ay maaaring ilarawan gamit ang apat mga numerong quantum.
n ay ang pangunahing quantum number. Nailalarawan ang kabuuang enerhiya ng isang electron sa isang atom at ang bilang ng antas ng enerhiya. n tumatagal sa mga halaga ng integer mula 1 hanggang ∞. Ang elektron ay may pinakamababang enerhiya sa n=1; na may pagtaas ng n - enerhiya. Ang estado ng isang atom, kapag ang mga electron nito ay nasa mga antas ng enerhiya na ang kanilang kabuuang enerhiya ay minimal, ay tinatawag na ground state. Ang mga estado na may mas mataas na halaga ay tinatawag na nasasabik. Ang mga antas ng enerhiya ay ipinahiwatig ng mga numerong Arabe ayon sa halaga ng n. Ang mga electron ay maaaring isaayos sa pitong antas, samakatuwid, sa katotohanan, n ay umiiral mula 1 hanggang 7. Tinutukoy ng pangunahing quantum number ang laki ng electron cloud at tinutukoy ang average na radius ng electron sa atom.
l ay ang orbital quantum number. Tinutukoy nito ang reserbang enerhiya ng mga electron sa sublevel at ang hugis ng orbital (Talahanayan 1). Tumatanggap ng mga halaga ng integer mula 0 hanggang n-1. nakadepende ako sa n. Kung n=1, kung gayon ang l=0, na nangangahulugan na sa unang antas ay mayroong 1st sublevel.
ako ay ang magnetic quantum number. Nailalarawan ang oryentasyon ng orbital sa espasyo. Tumatanggap ng mga halaga ng integer mula –l hanggang 0 hanggang +l. Kaya, kapag l=1 (p-orbital), ang m e ay tumatagal sa mga halaga -1, 0, 1, at ang oryentasyon ng orbital ay maaaring magkaiba (Larawan 3).
kanin. 3. Isa sa mga posibleng oryentasyon sa p-orbital space
s ay ang spin quantum number. Nailalarawan ang sariling pag-ikot ng elektron sa paligid ng axis. Ito ay tumatagal ng mga halaga -1/2(↓) at +1/2 (). Dalawang electron sa parehong orbital ay may antiparallel spins.
Natutukoy ang estado ng mga electron sa mga atomo Prinsipyo ni Pauli: ang isang atom ay hindi maaaring magkaroon ng dalawang electron na may parehong hanay ng lahat ng quantum number. Ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga orbital na may mga electron ay tinutukoy ng Mga panuntunan ni Klechkovsky: Ang mga orbital ay napupuno ng mga electron sa pataas na pagkakasunud-sunod ng kabuuan (n + l) para sa mga orbital na ito, kung ang kabuuan (n + l) ay pareho, kung gayon ang orbital na may mas mababang halaga ng n ay unang pinupunan.
Gayunpaman, ang isang atom ay karaniwang naglalaman ng hindi isa, ngunit maraming mga electron, at upang isaalang-alang ang kanilang pakikipag-ugnayan sa isa't isa, ang konsepto ng epektibong singil ng nucleus ay ginagamit - isang elektron ng panlabas na antas ay apektado ng isang singil na ay mas mababa kaysa sa singil ng nucleus, bilang isang resulta kung saan ang mga panloob na electron ay nagtatanggol sa mga panlabas.
Ang mga pangunahing katangian ng isang atom: atomic radius (covalent, metallic, van der Waals, ionic), electron affinity, ionization potential, magnetic moment.
Mga elektronikong formula ng mga atom
Ang lahat ng mga electron ng isang atom ay bumubuo sa shell ng elektron nito. Ang istraktura ng shell ng elektron ay inilalarawan elektronikong pormula, na nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga antas ng enerhiya at mga sublevel. Ang bilang ng mga electron sa isang sublevel ay ipinahiwatig ng isang numero, na nakasulat sa kanang itaas ng titik na nagpapahiwatig ng sublevel. Halimbawa, ang hydrogen atom ay may isang electron, na matatagpuan sa s-sublevel ng 1st energy level: 1s 1. Ang electronic formula ng helium na naglalaman ng dalawang electron ay nakasulat bilang mga sumusunod: 1s 2.
Para sa mga elemento ng ikalawang yugto, pinupunan ng mga electron ang 2nd energy level, na maaaring maglaman ng hindi hihigit sa 8 electron. Una, pinupunan ng mga electron ang s-sublevel, pagkatapos ay ang p-sublevel. Halimbawa:
5 B 1s 2 2s 2 2p 1
Ang kaugnayan ng elektronikong istraktura ng atom sa posisyon ng elemento sa Periodic system
Ang electronic formula ng isang elemento ay tinutukoy ng posisyon nito sa Sistemang pana-panahon DI. Mendeleev. Kaya, ang bilang ng panahon ay tumutugma sa mga elemento ng ikalawang panahon, ang mga electron ay pumupuno sa ika-2 antas ng enerhiya, na maaaring maglaman ng hindi hihigit sa 8 mga electron. Una, pinunan ng mga electron ang mga elemento ng ikalawang yugto, pinupunan ng mga electron ang ika-2 antas ng enerhiya, na maaaring maglaman ng hindi hihigit sa 8 mga electron. Una, pinupunan ng mga electron ang s-sublevel, pagkatapos ay ang p-sublevel. Halimbawa:
5 B 1s 2 2s 2 2p 1
Para sa mga atomo ng ilang mga elemento, ang kababalaghan ng "leakage" ng isang elektron mula sa isang panlabas na antas ng enerhiya hanggang sa penultimate ay sinusunod. Ang electron slip ay nangyayari sa mga atomo ng tanso, kromo, palladium at ilang iba pang elemento. Halimbawa:
24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1
antas ng enerhiya na maaaring maglaman ng hindi hihigit sa 8 mga electron. Una, pinupunan ng mga electron ang s-sublevel, pagkatapos ay ang p-sublevel. Halimbawa:
5 B 1s 2 2s 2 2p 1
Numero ng pangkat para sa mga elemento ng pangunahing subgroup ay katumbas ng bilang mga electron sa panlabas na antas ng enerhiya, ang mga naturang electron ay tinatawag na valence electron (sila ay lumahok sa pagbuo ng isang kemikal na bono). Ang mga valence electron ng mga elemento ng mga subgroup sa gilid ay maaaring mga electron ng panlabas na antas ng enerhiya at ang d-sublevel ng penultimate level. Ang bilang ng pangkat ng mga elemento ng mga side subgroup ng III-VII group, pati na rin para sa Fe, Ru, Os, ay tumutugma sa kabuuang bilang mga electron sa s-sublevel ng panlabas na antas ng enerhiya at ang d-sublevel ng penultimate level
Mga gawain:
Iguhit ang mga elektronikong formula ng phosphorus, rubidium at zirconium atoms. Ilista ang mga valence electron.
Sagot:
15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Valence electron 3s 2 3p 3
37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Valence electron 5s 1
40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Valence electron 4d 2 5s 2
Ang konsepto ng "atom" ay pamilyar sa sangkatauhan mula noong Sinaunang Greece. Ayon sa kasabihan ng mga sinaunang pilosopo, ang atom ay ang pinakamaliit na particle na bahagi ng substance.
Ang elektronikong istraktura ng atom
Ang isang atom ay binubuo ng isang positibong sisingilin na nucleus na naglalaman ng mga proton at neutron. Ang mga electron ay gumagalaw sa mga orbit sa paligid ng nucleus, na ang bawat isa ay maaaring makilala ng isang set ng apat na quantum number: principal (n), orbital (l), magnetic (m l) at spin (ms o s).
Tinutukoy ng principal quantum number ang enerhiya ng electron at ang laki ng electron clouds. Ang enerhiya ng isang electron ay pangunahing nakasalalay sa distansya ng elektron mula sa nucleus: mas malapit ang elektron sa nucleus, mas mababa ang enerhiya nito. Sa madaling salita, tinutukoy ng pangunahing quantum number ang lokasyon ng isang electron sa isang partikular na antas ng enerhiya (quantum layer). Ang pangunahing quantum number ay may mga halaga ng isang serye ng mga integer mula 1 hanggang infinity.
Ang orbital quantum number ay nagpapakilala sa hugis ng electron cloud. magkaibang hugis Ang mga ulap ng elektron ay nagdudulot ng pagbabago sa enerhiya ng mga electron sa loob ng isang antas ng enerhiya, i.e. hinahati ito sa mga sublevel ng enerhiya. Ang orbital quantum number ay maaaring magkaroon ng mga halaga mula sa zero hanggang (n-1), sa kabuuang n halaga. Ang mga sublevel ng enerhiya ay tinutukoy ng mga titik:
Ang magnetic quantum number ay nagpapakita ng oryentasyon ng orbital sa espasyo. Tumatanggap ito ng anumang integer na halaga mula sa (+l) hanggang (-l), kabilang ang zero. Numero posibleng mga halaga Ang magnetic quantum number ay katumbas ng (2l+1).
Ang isang electron na gumagalaw sa larangan ng nucleus ng isang atom, bilang karagdagan sa orbital angular momentum, ay mayroon ding sariling angular momentum, na nagpapakilala sa hugis spindle na pag-ikot nito sa paligid ng sarili nitong axis. Ang katangiang ito ng isang electron ay tinatawag na spin. Ang halaga at oryentasyon ng spin ay nailalarawan sa pamamagitan ng spin quantum number, na maaaring kunin ang mga halaga (+1/2) at (-1/2). positibo at negatibong halaga ang likod ay nauugnay sa direksyon nito.
Bago ang lahat ng nasa itaas ay nalaman at nakumpirma sa eksperimento, mayroong ilang mga modelo ng istraktura ng atom. Ang isa sa mga unang modelo ng istraktura ng atom ay iminungkahi ni E. Rutherford, na, sa mga eksperimento sa pagkalat ng mga α-particle, ay nagpakita na halos ang buong masa ng atom ay puro sa isang napakaliit na volume - isang positibong sisingilin. nucleus. Ayon sa kanyang modelo, ang mga electron ay gumagalaw sa paligid ng nucleus sa isang sapat na malaking distansya, at ang kanilang bilang ay tulad na, sa kabuuan, ang atom ay neutral sa kuryente.
Ang modelo ng istruktura ng atom ni Rutherford ay binuo ni N. Bohr, na sa kanyang pananaliksik ay pinagsama rin ang mga turo ni Einstein sa light quanta at ang quantum theory ng radiation ni Planck. Nakumpleto nina Louis de Broglie at Schrödinger ang kanilang sinimulan at ipinakita sa mundo ang isang modernong modelo ng istraktura ng atom ng isang elemento ng kemikal.
Mga halimbawa ng paglutas ng problema
HALIMBAWA 1
| Mag-ehersisyo | Ipahiwatig ang bilang ng mga proton at neutron na nakapaloob sa nuclei ng nitrogen (atomic number 14), silicon (atomic number 28) at barium (atomic number 137). |
| Solusyon | Ang bilang ng mga proton sa nucleus ng isang atom ng isang elemento ng kemikal ay tinutukoy ng serial number nito sa Periodic Table, at ang bilang ng mga neutron ay ang pagkakaiba sa pagitan ng mass number (M) at ng nuclear charge (Z). Nitrogen: n(N)=M-Z=14-7=7. Silicon: n(Si) \u003d M -Z \u003d 28-14 \u003d 14. Barium: n (Ba) \u003d M -Z \u003d 137-56 \u003d 81. |
| Sagot | Ang bilang ng mga proton sa nitrogen nucleus ay 7, neutrons - 7; sa nucleus ng isang flint atom mayroong 14 na proton, 14 na neutron; sa nucleus ng barium atom, mayroong 56 proton at 81 neutron. |
HALIMBAWA 2
| Mag-ehersisyo | Ayusin ang mga sublevel ng enerhiya sa pagkakasunud-sunod ng kanilang pagpuno ng mga electron: a) 3p, 3d, 4s, 4p; b) 4d , 5s, 5p, 6s; c) 4f , 5s , 6p; 4d , 6s; d) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f . |
|
| Solusyon | Ang mga sublevel ng enerhiya ay puno ng mga electron alinsunod sa mga panuntunan ng Klechkovsky. Ang isang kinakailangan ay ang pinakamababang halaga ng kabuuan ng mga pangunahing numero at orbital na quantum number. Ang s-sublevel ay nailalarawan sa pamamagitan ng numerong 0, p - 1, d - 2 at f-3. Ang pangalawang kundisyon ay ang sublevel na may pinakamababang halaga ng pangunahing quantum number ay unang napunan. | |
| Sagot | a) Ang mga orbital na 3p, 3d, 4s, 4p ay tumutugma sa mga numero 4, 5, 4 at 5. Samakatuwid, ang pagpuno ng mga electron ay magaganap sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: 3p, 4s, 3d, 4p. b) Mga orbital 4d , Ang 5s, 5p, 6s ay tumutugma sa mga numero 7, 5, 6 at 6. Samakatuwid, ang pagpuno ng mga electron ay magaganap sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: 5s, 5p, 6s, 4d. c) Mga orbital 4f , 5s , 6p; 4d , 6s ay tumutugma sa mga numero 7, 5, 76 at 6. Samakatuwid, ang pagpuno ng mga electron ay magaganap sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: 5s, 4d , 6s, 4f, 6p. d) Ang mga orbital 5d, 6s, 6p, 7s, 4f ay tumutugma sa mga numerong 7, 6, 7, 7 at 7. Samakatuwid, ang pagpuno ng mga electron ay magaganap sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s. |
(Mga tala sa panayam)
Ang istraktura ng atom. Panimula.
Ang object ng pag-aaral sa kimika ay ang mga elemento ng kemikal at ang kanilang mga compound. elemento ng kemikal Ang isang pangkat ng mga atomo na may parehong positibong singil ay tinatawag. Atom ay ang pinakamaliit na particle ng isang kemikal na elemento na nagpapanatili nito Mga katangian ng kemikal. Ang pagkonekta sa isa't isa, ang mga atom ng isa o iba't ibang elemento ay bumubuo ng mas kumplikadong mga particle - mga molekula. Isang koleksyon ng mga atomo o molekula ang bumubuo ng mga kemikal. Ang bawat indibidwal na kemikal na sangkap ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang hanay ng mga indibidwal na pisikal na katangian, tulad ng mga punto ng pagkulo at pagkatunaw, density, electrical at thermal conductivity, atbp.
1. Ang istruktura ng atom at ang Periodic system ng mga elemento
DI. Mendeleev.
Kaalaman at pag-unawa sa mga regularidad ng pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng Periodic system ng mga elemento D.I. Binibigyang-daan tayo ni Mendeleev na maunawaan ang mga sumusunod:
1. ang pisikal na kakanyahan ng pagkakaroon sa kalikasan ng ilang mga elemento,
2. ang likas na katangian ng chemical valency ng elemento,
3. ang kakayahan at "dali" ng isang elemento na magbigay o tumanggap ng mga electron kapag nakikipag-ugnayan sa ibang elemento,
4. ang likas na katangian ng mga bono ng kemikal na maaaring mabuo ng isang partikular na elemento kapag nakikipag-ugnayan sa ibang mga elemento, ang spatial na istraktura ng simple at kumplikadong mga molekula, atbp., atbp.
Ang istraktura ng atom.
Ang atom ay isang kumplikadong microsystem ng elementarya na mga particle na gumagalaw at nakikipag-ugnayan sa isa't isa.
Sa huling bahagi ng ika-19 at unang bahagi ng ika-20 siglo, natagpuan na ang mga atomo ay binubuo ng mas maliliit na particle: mga neutron, proton at electron. Dahil ang mga atomo ng isang elemento sa ground state ay electrically neutral, nangangahulugan ito na ang bilang ng mga proton sa isang atom ng anumang elemento ay katumbas ng bilang ng mga electron. Ang masa ng mga atom ay tinutukoy ng kabuuan ng mga masa ng mga proton at neutron, ang bilang nito ay katumbas ng pagkakaiba sa pagitan ng masa ng mga atomo at ang serial number nito sa periodic system ng D.I. Mendeleev.
Noong 1926, iminungkahi ni Schrodinger na ilarawan ang paggalaw ng mga microparticle sa atom ng isang elemento gamit ang wave equation na kanyang hinango. Kapag nilulutas ang Schrödinger wave equation para sa hydrogen atom, lumilitaw ang tatlong integer quantum number: n, ℓ at m ℓ , na nagpapakilala sa estado ng isang elektron sa tatlong-dimensional na espasyo sa gitnang larangan ng nucleus. mga numerong quantum n, ℓ at m ℓ kumuha ng mga halaga ng integer. Wave function na tinukoy ng tatlong quantum number n, ℓ at m ℓ at nakuha bilang resulta ng paglutas ng Schrödinger equation ay tinatawag na orbital. Ang orbital ay isang rehiyon ng espasyo kung saan ang isang elektron ay malamang na matagpuan. kabilang sa isang atom ng isang kemikal na elemento. Kaya, ang solusyon ng Schrödinger equation para sa hydrogen atom ay humahantong sa paglitaw ng tatlong quantum number, ang pisikal na kahulugan kung saan ay nailalarawan nila ang tatlong magkakaibang uri ng mga orbital na maaaring magkaroon ng isang atom. Tingnan natin ang bawat quantum number.
Pangunahing numero ng quantum n ay maaaring tumagal ng anumang positibong mga halaga ng integer: n = 1,2,3,4,5,6,7... Ito ay nagpapakilala sa enerhiya ng electronic level at ang laki ng electronic na "cloud". Ito ay katangian na ang bilang ng pangunahing quantum number ay tumutugma sa bilang ng panahon kung saan matatagpuan ang ibinigay na elemento.
Azimuthal o orbital quantum numberℓ ay maaaring kumuha ng mga halaga ng integer mula sa ℓ = 0….hanggang sa n – 1 at tinutukoy ang sandali ng paggalaw ng electron, i.e. hugis ng orbit. Para sa iba't ibang mga numerical na halaga ng ℓ, ang sumusunod na notasyon ay ginagamit: ℓ = 0, 1, 2, 3, at tinutukoy ng mga simbolo s, p, d, f, ayon sa pagkakabanggit para sa ℓ = 0, 1, 2 at 3. Sa periodic table ng mga elemento walang elemento na may spin number ℓ = 4.
Magnetic quantum numberm ℓ nailalarawan ang spatial na pag-aayos ng mga orbital ng elektron at, dahil dito, ang mga katangian ng electromagnetic ng elektron. Maaari itong kumuha ng mga halaga mula sa - ℓ sa + ℓ , kabilang ang zero.
Ang hugis o, mas tiyak, ang mga katangian ng simetrya ng mga atomic orbital ay nakasalalay sa mga numero ng quantum ℓ at m ℓ . "electronic cloud", katumbas ng s- Ang mga orbital ay may, ay may hugis ng isang bola (sa parehong oras ℓ = 0).
Fig.1. 1s orbital
Ang mga orbital na tinukoy ng mga quantum number ℓ = 1 at m ℓ = -1, 0 at +1 ay tinatawag na p-orbitals. Dahil ang m ℓ ay may tatlo iba't ibang halaga, pagkatapos ang atom ay may tatlong energetically katumbas na p-orbitals (ang pangunahing quantum number para sa kanila ay pareho at maaaring magkaroon ng halaga n = 2,3,4,5,6 o 7). Ang mga p-Orbital ay may axial symmetry at may anyo ng three-dimensional eights, na nakatuon sa x, y at z axes sa isang panlabas na field (Fig. 1.2). Kaya ang pinagmulan ng mga simbolo p x , p y at p z .
Fig.2. p x , p y at p z -orbitals
Bilang karagdagan, mayroong d- at f- atomic orbitals, para sa unang ℓ = 2 at m ℓ = -2, -1, 0, +1 at +2, i.e. limang AO, para sa pangalawang ℓ = 3 at m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 at +3, i.e. 7 AO.
ikaapat na kabuuan m s tinatawag na spin quantum number, ay ipinakilala upang ipaliwanag ang ilang banayad na epekto sa spectrum ng hydrogen atom nina Goudsmit at Uhlenbeck noong 1925. Ang spin ng isang electron ay ang angular momentum ng isang charged elementary particle ng isang electron, ang oryentasyon nito ay quantize, i.e. mahigpit na limitado sa ilang mga anggulo. Ang oryentasyong ito ay tinutukoy ng halaga ng spin magnetic quantum number (s), na para sa isang electron ay ½ , samakatuwid, para sa isang elektron, ayon sa mga tuntunin ng quantization m s = ± ½. Kaugnay nito, sa set ng tatlong quantum number, dapat idagdag ng isa ang quantum number m s . Muli naming binibigyang-diin na apat na quantum number ang tumutukoy sa pagkakasunud-sunod kung saan nabuo ang periodic table ng mga elemento ni Mendeleev at ipinapaliwanag kung bakit mayroon lamang dalawang elemento sa unang yugto, walo sa pangalawa at pangatlo, 18 sa ikaapat, at iba pa. , upang maipaliwanag ang istraktura ng multielectron ng mga atomo, ang pagkakasunud-sunod kung saan ang mga antas ng elektroniko ay napuno habang tumataas ang positibong singil ng isang atom, hindi sapat na magkaroon ng ideya tungkol sa apat na numero ng quantum na "namamahala" sa pag-uugali ng mga electron kapag pinupunan ang mga elektronikong orbital, ngunit kailangan mong malaman ang higit pa simpleng tuntunin, ibig sabihin, Ang prinsipyo ni Pauli, ang panuntunan ni Gund at ang mga panuntunan ni Klechkovsky.
Ayon sa prinsipyo ni Pauli sa parehong estado ng kabuuan, na nailalarawan sa pamamagitan ng ilang mga halaga ng apat na mga numero ng kabuuan, hindi maaaring magkaroon ng higit sa isang elektron. Nangangahulugan ito na ang isang elektron ay maaaring, sa prinsipyo, ay mailagay sa anumang atomic orbital. Ang dalawang electron ay maaaring nasa parehong atomic orbital lamang kung mayroon silang magkaibang mga numero ng spin quantum.
Kapag pinupunan ang tatlong p-AO, limang d-AO at pitong f-AO ng mga electron, ang isa ay dapat na magabayan hindi lamang ng prinsipyong Pauli kundi pati na rin ng panuntunan ng Hund: Ang pagpuno ng mga orbital ng isang subshell sa ground state ay nangyayari sa mga electron na may parehong mga spin.
Kapag pinupunan ang mga subshell (p, d, f) ang ganap na halaga ng kabuuan ng mga spin ay dapat na maximum.
Ang panuntunan ni Klechkovsky. Ayon sa panuntunan ng Klechkovsky, kapag pinupunand at fAng orbital ng mga electron ay dapat igalangprinsipyo ng pinakamababang enerhiya. Ayon sa prinsipyong ito, pinupuno ng mga electron sa ground state ang mga orbit na may pinakamababang antas ng enerhiya. Ang sublevel na enerhiya ay tinutukoy ng kabuuan ng mga quantum numbern + ℓ = E .
Ang unang tuntunin ni Klechkovsky: punan muna ang mga sublevel na iyonn + ℓ = E minimal.
Pangalawang panuntunan ni Klechkovsky: sa kaso ng pagkakapantay-pantayn + ℓ para sa ilang mga sublevel, ang sublevel kung saann minimal .
Sa kasalukuyan, 109 na elemento ang kilala.
2. Ionization energy, electron affinity at electronegativity.
Ang pinakamahalagang katangian ng electronic configuration ng isang atom ay ang ionization energy (EI) o ionization potential (IP) at ang electron affinity (SE) ng atom. Ang enerhiya ng ionization ay ang pagbabago sa enerhiya sa proseso ng detatsment ng isang electron mula sa isang libreng atom sa 0 K: A = + + ē . Ang pag-asa ng enerhiya ng ionization sa atomic number Z ng elemento, ang laki ng atomic radius ay may binibigkas na periodic character.
Ang electron affinity (SE) ay ang pagbabago sa enerhiya na kasama ng pagdaragdag ng isang electron sa isang nakahiwalay na atom na may pagbuo ng negatibong ion sa 0 K: A + ē = A - (ang atom at ion ay nasa kanilang ground states). Sa kasong ito, sinasakop ng electron ang pinakamababang libreng atomic orbital (LUAO) kung ang VZAO ay inookupahan ng dalawang electron. Ang SE ay lubos na nakadepende sa kanilang orbital electronic configuration.
Ang mga pagbabago sa EI at SE ay nauugnay sa mga pagbabago sa maraming mga katangian ng mga elemento at ang kanilang mga compound, na ginagamit upang mahulaan ang mga katangiang ito mula sa mga halaga ng EI at SE. Ang pinakamataas sa ganap na halaga Ang mga halogens ay may electron affinity. Sa bawat pangkat ng periodic table ng mga elemento, ang potensyal ng ionization o EI ay bumababa sa pagtaas ng bilang ng elemento, na nauugnay sa pagtaas ng atomic radius at sa pagtaas ng bilang ng mga layer ng electron, at na nauugnay nang maayos sa pagtaas ng pagbabawas ng kapangyarihan ng elemento.
Ang Talahanayan 1 ng Periodic Table ng mga Elemento ay nagbibigay ng mga halaga ng EI at SE sa eV/atom. Tandaan na ang eksaktong mga halaga ng SE ay kilala lamang para sa ilang mga atom; ang kanilang mga halaga ay nakasalungguhit sa Talahanayan 1.
Talahanayan 1
Ang unang ionization energy (EI), electron affinity (SE) at electronegativity χ) ng mga atom sa periodic table.
|
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 - Pauling electronegativity
r- atomic radius, (mula sa "Mga klase sa laboratoryo at seminar sa pangkalahatan at hindi organikong kimika", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)
Mga electron
Ang konsepto ng isang atom ay nagmula sa sinaunang mundo upang tukuyin ang mga particle ng bagay. Sa Griyego, ang atom ay nangangahulugang "hindi mahahati".
Ang Irish physicist na si Stoney, batay sa mga eksperimento, ay dumating sa konklusyon na ang kuryente ay inililipat maliliit na particle na umiiral sa mga atomo ng lahat ng elemento ng kemikal. Noong 1891, iminungkahi ni Stoney na tawagan ang mga particle na ito ng mga electron, na sa Griyego ay nangangahulugang "amber". Ilang taon pagkatapos makuha ng electron ang pangalan nito, English physicist Pinatunayan ni Joseph Thomson at ng French physicist na si Jean Perrin na ang mga electron ay may negatibong singil. Ito ang pinakamaliit na negatibong singil, na sa kimika ay kinuha bilang isang yunit (-1). Nagawa pa ni Thomson na matukoy ang bilis ng electron (ang bilis ng isang electron sa orbit ay inversely proportional sa orbit number n. Ang radii ng mga orbit ay lumalaki sa proporsyon sa square ng orbit number. Sa unang orbit ng hydrogen atom (n=1; Z=1), ang bilis ay ≈ 2.2 106 m / c, iyon ay, halos isang daang beses na mas mababa kaysa sa bilis ng liwanag c=3 108 m/s.) at ang masa ng isang electron ( ito ay halos 2000 beses na mas mababa kaysa sa masa ng isang hydrogen atom).
Ang estado ng mga electron sa isang atom
Ang estado ng isang elektron sa isang atom ay isang set ng impormasyon tungkol sa enerhiya ng isang partikular na electron at ang espasyo kung saan ito matatagpuan. Ang isang elektron sa isang atom ay walang isang tilapon ng paggalaw, ibig sabihin, ang isa ay maaari lamang magsalita ang posibilidad na mahanap ito sa espasyo sa paligid ng nucleus.
Maaari itong matatagpuan sa anumang bahagi ng puwang na ito na nakapalibot sa nucleus, at ang kabuuan ng iba't ibang mga posisyon nito ay itinuturing na isang electron cloud na may tiyak na negatibong density ng singil. Sa makasagisag na paraan, maiisip ito bilang mga sumusunod: kung posible na kunan ng larawan ang posisyon ng isang electron sa isang atom sa daan-daang o milyon-milyong mga segundo, tulad ng sa isang photo finish, kung gayon ang elektron sa naturang mga litrato ay ire-representa bilang mga puntos. Ang pag-overlay ng hindi mabilang na ganoong mga litrato ay magreresulta sa isang larawan ng isang electron cloud na may pinakamataas na density kung saan magkakaroon ng karamihan sa mga puntong ito.
Ang espasyo sa paligid ng atomic nucleus, kung saan ang elektron ay malamang na matatagpuan, ay tinatawag na orbital. Naglalaman ito ng humigit-kumulang 90% e-cloud, at nangangahulugan ito na halos 90% ng oras na ang elektron ay nasa bahaging ito ng espasyo. Nakikilala sa pamamagitan ng hugis 4 na kasalukuyang kilalang uri ng mga orbital, na tinutukoy ng Latin titik s, p, d at f. Graphic na representasyon ng ilang anyo orbital ng elektron ipinapakita sa figure.
Ang pinakamahalagang katangian ng paggalaw ng isang elektron sa isang tiyak na orbit ay ang enerhiya ng koneksyon nito sa nucleus. Ang mga electron na may katulad na mga halaga ng enerhiya ay bumubuo ng isang solong layer ng elektron, o antas ng enerhiya. Ang mga antas ng enerhiya ay binibilang simula sa nucleus - 1, 2, 3, 4, 5, 6 at 7.
Ang isang integer n, na nagsasaad ng bilang ng antas ng enerhiya, ay tinatawag na pangunahing quantum number. Ito ay nagpapakilala sa enerhiya ng mga electron na sumasakop sa isang naibigay na antas ng enerhiya. Ang mga electron ng unang antas ng enerhiya, na pinakamalapit sa nucleus, ay may pinakamababang enerhiya. Kung ikukumpara sa mga electron ng unang antas, ang mga electron ng susunod na antas ay mailalarawan sa pamamagitan ng isang malaking halaga ng enerhiya. Dahil dito, ang mga electron ng panlabas na antas ay hindi gaanong nakagapos sa nucleus ng atom.
Ang pinakamalaking bilang ng mga electron sa antas ng enerhiya ay tinutukoy ng formula:
N = 2n2,
kung saan ang N ay ang pinakamataas na bilang ng mga electron; n ay ang antas ng numero, o ang pangunahing quantum number. Dahil dito, ang unang antas ng enerhiya na pinakamalapit sa nucleus ay maaaring maglaman ng hindi hihigit sa dalawang electron; sa pangalawa - hindi hihigit sa 8; sa pangatlo - hindi hihigit sa 18; sa ikaapat - hindi hihigit sa 32.
Simula sa pangalawang antas ng enerhiya (n = 2), ang bawat isa sa mga antas ay nahahati sa mga sublevel (mga sublayer), na medyo naiiba sa bawat isa sa nagbubuklod na enerhiya sa nucleus. Ang bilang ng mga sublevel ay katumbas ng halaga ng pangunahing quantum number: ang unang antas ng enerhiya ay may isang sublevel; ang pangalawa - dalawa; pangatlo - tatlo; ikaapat - apat na sublevel. Ang mga sublevel, naman, ay nabuo ng mga orbital. Ang bawat halagan ay tumutugma sa bilang ng mga orbital na katumbas ng n.
Nakaugalian na magtalaga ng mga sublevel sa mga letrang Latin, pati na rin ang hugis ng mga orbital kung saan binubuo ang mga ito: s, p, d, f.
Mga proton at neutron
Ang isang atom ng anumang elemento ng kemikal ay maihahambing sa isang maliit solar system. Samakatuwid, ang gayong modelo ng atom, na iminungkahi ni E. Rutherford, ay tinatawag planetaryo.
Ang atomic nucleus, kung saan ang buong masa ng atom ay puro, ay binubuo ng mga particle ng dalawang uri - mga proton at neutron.
Ang mga proton ay may singil na katumbas ng singil ng mga electron, ngunit kabaligtaran sa tanda (+1), at isang masa na katumbas ng masa ng isang hydrogen atom (ito ay tinatanggap sa kimika bilang isang yunit). Ang mga neutron ay walang singil, sila ay neutral at may mass na katumbas ng isang proton.
Ang mga proton at neutron ay sama-samang tinatawag na mga nucleon (mula sa Latin na nucleus - nucleus). Ang kabuuan ng bilang ng mga proton at neutron sa isang atom ay tinatawag na mass number. Halimbawa, ang mass number ng isang aluminum atom:
13 + 14 = 27
bilang ng mga proton 13, bilang ng mga neutron 14, bilang ng masa 27
Dahil ang masa ng elektron, na kung saan ay bale-wala, ay maaaring mapabayaan, ito ay malinaw na ang buong masa ng atom ay puro sa nucleus. Ang mga electron ay kumakatawan sa e - .
Dahil ang atom neutral sa kuryente, malinaw din na ang bilang ng mga proton at electron sa isang atom ay pareho. Ito ay katumbas ng serial number ng elementong kemikal na nakatalaga dito sa Periodic system. Ang masa ng isang atom ay binubuo ng masa ng mga proton at neutron. Alam ang serial number ng elemento (Z), i.e. ang bilang ng mga proton, at ang mass number (A), katumbas ng kabuuan bilang ng mga proton at neutron, maaari mong mahanap ang bilang ng mga neutron (N) gamit ang formula:
N=A-Z
Halimbawa, ang bilang ng mga neutron sa isang iron atom ay:
56 — 26 = 30
isotopes
Ang mga uri ng mga atomo ng parehong elemento na may parehong nuclear charge ngunit iba't ibang mass number ang tinatawag isotopes. Ang mga elemento ng kemikal na matatagpuan sa kalikasan ay pinaghalong isotopes. Kaya, ang carbon ay may tatlong isotopes na may mass na 12, 13, 14; oxygen - tatlong isotopes na may mass na 16, 17, 18, atbp. Karaniwang ibinibigay sa Periodic system, ang relatibong atomic na masa ng isang elemento ng kemikal ay ang average na halaga ng atomic na masa ng isang natural na pinaghalong isotopes ng isang naibigay na elemento, isinasaalang-alang ang kanilang kamag-anak na nilalaman sa kalikasan. Mga katangian ng kemikal Ang mga isotopes ng karamihan sa mga elemento ng kemikal ay eksaktong pareho. Gayunpaman, malaki ang pagkakaiba ng hydrogen isotopes sa mga katangian dahil sa dramatikong pagtaas ng fold sa kanilang relatibong atomic mass; binigyan pa sila ng mga indibidwal na pangalan at mga simbolo ng kemikal.
Mga elemento ng unang yugto
Scheme ng elektronikong istraktura ng hydrogen atom:
Ang mga scheme ng elektronikong istraktura ng mga atom ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga elektronikong layer (mga antas ng enerhiya).
Ang graphical na electronic formula ng hydrogen atom (nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga antas ng enerhiya at mga sublevel):
Ang mga graphic na electronic formula ng mga atom ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron hindi lamang sa mga antas at sublevel, kundi pati na rin sa mga orbit.
Sa isang helium atom, ang unang layer ng elektron ay nakumpleto - mayroon itong 2 electron. Ang hydrogen at helium ay mga s-elemento; para sa mga atom na ito, ang s-orbital ay puno ng mga electron.
Lahat ng elemento ng ikalawang yugto napuno ang unang layer ng elektron, at pinupunan ng mga electron ang s- at p-orbitals ng pangalawang layer ng electron alinsunod sa prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya (una s, at pagkatapos ay p) at ang mga patakaran ng Pauli at Hund.
Sa neon atom, ang pangalawang layer ng elektron ay nakumpleto - mayroon itong 8 mga electron.
Para sa mga atomo ng mga elemento ng ikatlong yugto, ang una at pangalawang layer ng elektron ay nakumpleto, kaya ang ikatlong layer ng elektron ay napuno, kung saan ang mga electron ay maaaring sumakop sa 3s-, 3p- at 3d-sublevels.
Ang isang 3s electron orbital ay nakumpleto sa magnesium atom. Ang Na at Mg ay mga s-elemento.
Para sa aluminyo at kasunod na mga elemento, ang 3p sublevel ay puno ng mga electron.
Ang mga elemento ng ikatlong yugto ay may hindi napunong mga 3d na orbital.
Ang lahat ng mga elemento mula Al hanggang Ar ay mga p-elemento. Ang mga s- at p-element ay bumubuo sa mga pangunahing subgroup sa Periodic system.
Mga elemento ng ikaapat - ikapitong panahon
Lumilitaw ang ikaapat na layer ng electron sa potassium at calcium atoms, ang 4s sublevel ay napuno, dahil mas kaunti ang enerhiya nito kaysa sa 3d sublevel.
K, Ca - s-elemento na kasama sa mga pangunahing subgroup. Para sa mga atomo mula Sc hanggang Zn, ang 3d sublevel ay puno ng mga electron. Ito ay mga 3d na elemento. Ang mga ito ay kasama sa pangalawang subgroup, mayroon silang isang pre-external na layer ng elektron na puno, sila ay tinutukoy bilang mga elemento ng paglipat.
Bigyang-pansin ang istraktura ng mga shell ng elektron ng chromium at tanso na mga atomo. Sa kanila, ang isang "pagkabigo" ng isang elektron mula sa 4s- hanggang sa 3d-sublevel ay nangyayari, na ipinaliwanag ng higit na katatagan ng enerhiya ng mga nagresultang elektronikong pagsasaayos 3d 5 at 3d 10:
Sa zinc atom, ang ikatlong layer ng elektron ay nakumpleto - ang lahat ng mga 3s, 3p at 3d na mga sublevel ay napuno dito, sa kabuuan mayroong 18 mga electron sa kanila. Sa mga elementong sumusunod sa zinc, ang ikaapat na layer ng elektron ay patuloy na pinupuno, ang 4p sublevel.
Ang mga elemento mula Ga hanggang Kr ay mga p-elemento.
Ang panlabas na layer (ikaapat) ng krypton atom ay kumpleto at may 8 electron. Ngunit maaari lamang magkaroon ng 32 electron sa ikaapat na layer ng elektron; ang 4d at 4f sublevel ng krypton atom ay nananatiling hindi napupunan. Ang mga elemento ng ikalima paparating na ang period pagpuno sa mga sub-level sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: 5s - 4d - 5p. At mayroon ding mga pagbubukod na nauugnay sa " kabiguan» mga electron, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
Sa ikaanim at ikapitong yugto, lumilitaw ang mga f-element, ibig sabihin, mga elemento kung saan ang 4f- at 5f-sublevel ng ikatlong panlabas na electronic na layer ay napunan, ayon sa pagkakabanggit.
Ang mga elemento ng 4f ay tinatawag na lanthanides.
Ang mga elemento ng 5f ay tinatawag na actinides.
Ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga elektronikong sublevel sa mga atomo ng mga elemento ng ikaanim na panahon: 55 Cs at 56 Ba - 6s-elemento; 57 La … 6s 2 5d x - 5d na elemento; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemento; 72 Hf - 80 Hg - 5d na elemento; 81 T1 - 86 Rn - 6d na elemento. Ngunit kahit na dito mayroong mga elemento kung saan ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga elektronikong orbital ay "lumabag", na, halimbawa, ay nauugnay sa higit na katatagan ng enerhiya ng kalahati at ganap na napuno ng mga f-sublevel, i.e. nf 7 at nf 14. Depende sa kung aling sublevel ng atom ang huling napuno ng mga electron, ang lahat ng elemento ay nahahati sa apat na elektronikong pamilya, o mga bloke:
- s-mga elemento. Ang s-sublevel ng panlabas na antas ng atom ay puno ng mga electron; Ang mga s-element ay kinabibilangan ng hydrogen, helium at mga elemento ng pangunahing subgroup ng mga pangkat I at II.
- mga p-elemento. Ang p-sublevel ng panlabas na antas ng atom ay puno ng mga electron; Ang mga p-element ay kinabibilangan ng mga elemento ng mga pangunahing subgroup ng III-VIII na grupo.
- d-elemento. Ang d-sublevel ng preexternal na antas ng atom ay puno ng mga electron; Kasama sa mga elemento ng d ang mga elemento ng pangalawang subgroup ng mga pangkat I-VIII, ibig sabihin, mga elemento ng intercalary na dekada ng malalaking panahon na matatagpuan sa pagitan ng s- at p-element. Tinatawag din silang mga elemento ng paglipat.
- f-elemento. Ang f-sublevel ng ikatlong labas na antas ng atom ay puno ng mga electron; kabilang dito ang mga lanthanides at antinoids.
Ang Swiss physicist na si W. Pauli noong 1925 ay itinatag na sa isang atom sa isang orbital ay hindi maaaring magkaroon ng higit sa dalawang electron na may magkasalungat (antiparallel) na mga spin (isinalin mula sa Ingles - "spindle"), ibig sabihin, ang pagkakaroon ng mga katangian na maaaring maisip bilang kondisyon bilang ang pag-ikot ng isang electron sa paligid ng imaginary axis nito: clockwise o counterclockwise.
Ang prinsipyong ito ay tinatawag Prinsipyo ni Pauli. Kung mayroong isang elektron sa orbital, kung gayon ito ay tinatawag na hindi ipinares, kung mayroong dalawa, kung gayon ang mga ito ay ipinares na mga electron, iyon ay, mga electron na may kabaligtaran na mga spin. Ang figure ay nagpapakita ng isang diagram ng paghahati ng mga antas ng enerhiya sa mga sublevel at ang pagkakasunud-sunod kung saan sila napuno.
Kadalasan, ang istraktura ng mga shell ng elektron ng mga atomo ay inilalarawan gamit ang enerhiya o mga cell ng quantum - isinulat nila ang tinatawag na mga graphic na electronic formula. Para sa talaang ito, ang sumusunod na notasyon ay ginagamit: ang bawat quantum cell ay tinutukoy ng isang cell na tumutugma sa isang orbital; ang bawat elektron ay ipinahiwatig ng isang arrow na tumutugma sa direksyon ng pag-ikot. Kapag nagsusulat ng isang graphical na electronic formula, dalawang panuntunan ang dapat tandaan: Prinsipyo Pauli at panuntunan ni F. Hund, ayon sa kung saan ang mga electron ay sumasakop sa mga libreng cell muna nang paisa-isa at sa parehong oras ay mayroon parehong halaga paikutin, at pagkatapos lamang ay magkapares sila, ngunit ang mga pag-ikot, sa kasong ito, ayon sa prinsipyo ng Pauli, ay magiging magkasalungat na direksyon.
Ang panuntunan ni Hund at ang prinsipyo ni Pauli
Pamumuno ni Hund- ang panuntunan ng quantum chemistry, na tumutukoy sa pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga orbital ng isang tiyak na sublayer at nabalangkas tulad ng sumusunod: ang kabuuang halaga ng spin quantum number ng mga electron ng sublayer na ito ay dapat na maximum. Binuo ni Friedrich Hund noong 1925.
Nangangahulugan ito na sa bawat isa sa mga orbital ng sublayer, isang electron ang unang napupunan, at pagkatapos lamang maubos ang mga hindi napunong orbital, isang pangalawang electron ang idinagdag sa orbital na ito. Sa kasong ito, mayroong dalawang electron na may half-integer spins ng kabaligtaran na sign sa isang orbital, na nagpapares (bumubuo ng two-electron cloud) at, bilang resulta, ang kabuuang spin ng orbital ay magiging katumbas ng zero.
Iba pang salita: Nasa ibaba ng enerhiya ang atomic term kung saan nasiyahan ang dalawang kundisyon.
- Ang multiplicity ay maximum
- Kapag nag-tutugma ang multiplicity, ang kabuuang orbital momentum L ay maximum.
Suriin natin ang panuntunang ito gamit ang halimbawa ng pagpuno sa mga orbital ng p-sublevel p- mga elemento ng pangalawang panahon (iyon ay, mula sa boron hanggang neon (sa diagram sa ibaba, ang mga pahalang na linya ay nagpapahiwatig ng mga orbital, ang mga patayong arrow ay nagpapahiwatig ng mga electron, at ang direksyon ng arrow ay nagpapahiwatig ng oryentasyon ng spin).
Ang panuntunan ni Klechkovsky
Ang panuntunan ni Klechkovsky - habang tumataas ang kabuuang bilang ng mga electron sa mga atomo (habang tumataas ang mga singil ng kanilang nuclei, o serial number mga elemento ng kemikal), ang mga atomic na orbital ay naninirahan sa paraang ang hitsura ng mga electron sa mga orbital na may mas mataas na enerhiya ay nakasalalay lamang sa pangunahing quantum number n at hindi nakadepende sa lahat ng iba pang quantum number, kabilang ang l. Sa pisikal, nangangahulugan ito na sa isang atom na tulad ng hydrogen (sa kawalan ng interelectron repulsion) ang orbital energy ng isang electron ay tinutukoy lamang ng spatial remoteness ng electron charge density mula sa nucleus at hindi nakasalalay sa mga tampok ng paggalaw nito. sa larangan ng nucleus.
Ang empirical na panuntunan ni Klechkovsky at ang pagkakasunud-sunod ng mga pagkakasunud-sunod ng isang medyo magkasalungat na pagkakasunud-sunod ng totoong enerhiya ng mga atomic orbital na nagmumula dito lamang sa dalawang kaso ng parehong uri: para sa mga atomo Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, mayroong isang "pagkabigo" ng isang elektron na may s - sublevel ng panlabas na layer hanggang sa d-sublevel ng nakaraang layer, na humahantong sa isang mas energetically mas matatag na estado ng atom, lalo na: pagkatapos punan ang orbital 6 na may dalawa mga electron s