Atom- najmenšia častica látky, ktorá je nedeliteľná chemickými prostriedkami. V 20. storočí bola objavená zložitá štruktúra atómu. Atómy sú tvorené kladne nabitými jadier a obal tvorený záporne nabitými elektrónmi. Celkový náboj voľného atómu je nulový, keďže náboje jadra a elektrónový obal navzájom sa vyrovnávať. V tomto prípade sa jadrový náboj rovná číslu prvku v periodickej tabuľke ( atómové číslo) a rovná sa celkovému počtu elektrónov (náboj elektrónu je -1).

Atómové jadro pozostáva z kladne nabitého protóny a neutrálne častice - neutróny bez poplatku. Zovšeobecnené charakteristiky elementárnych častíc v atóme môžu byť prezentované vo forme tabuľky:

Počet protónov sa rovná náboju jadra, preto sa rovná atómovému číslu. Ak chcete zistiť počet neutrónov v atóme, musíte odpočítať náboj jadra (počet protónov) od atómovej hmotnosti (pozostávajúcej z hmotnosti protónov a neutrónov).

Napríklad v atóme sodíka 23 Na je počet protónov p = 11 a počet neutrónov je n = 23 − 11 = 12

Počet neutrónov v atómoch toho istého prvku môže byť rôzny. Takéto atómy sa nazývajú izotopy .

Elektrónový obal atómu má tiež zložitú štruktúru. Elektróny sa nachádzajú v energetických hladinách (elektronických vrstvách).

Číslo hladiny charakterizuje energiu elektrónu. Je to spôsobené tým, že elementárne častice môžu vysielať a prijímať energiu nie v ľubovoľne malých množstvách, ale v určitých porciách - kvantách. Čím vyššia je hladina, tým viac energie má elektrón. Pretože čím nižšia je energia systému, tým je stabilnejší (porovnajte nízku stabilitu kameňa na vrchole hory, ktorý má vysokú potenciálnu energiu, a stabilnú polohu toho istého kameňa dole na rovine, keď jeho energia je oveľa nižšia), najskôr sa naplnia hladiny s nízkou energiou elektrónov a až potom - vysoké.

Maximálny počet elektrónov, ktoré môže hladina prijať, možno vypočítať pomocou vzorca:
N = 2n 2, kde N je maximálny počet elektrónov na úrovni,
n - číslo úrovne.

Potom pre prvú úroveň N = 2 1 2 = 2,

pre druhé N = 2 2 2 = 8 atď.

Počet elektrónov na vonkajšej úrovni pre prvky hlavných (A) podskupín sa rovná číslu skupiny.

Vo väčšine moderných periodických tabuliek je usporiadanie elektrónov podľa úrovne vyznačené v článku s prvkom. Veľmi dôležité pochopiť, že úrovne sú čitateľné zdola nahor, čo zodpovedá ich energii. Preto stĺpec čísel v bunke so sodíkom:
1
8
2

na 1. úrovni - 2 elektróny,

na 2. úrovni - 8 elektrónov,

na 3. úrovni - 1 elektrón
Pozor, toto je veľmi častá chyba!

Distribúciu hladiny elektrónov možno znázorniť ako diagram:
11 Nie)))
2 8 1

Ak periodická tabuľka neuvádza rozdelenie elektrónov podľa úrovne, môžete použiť:

• maximálny počet elektrónov: na 1. úrovni nie viac ako 2 e − ,
  v dňoch 2. - 8. e − ,
  na vonkajšej úrovni - 8 e − ;
• počet elektrónov na vonkajšej úrovni (pre prvých 20 prvkov sa zhoduje s číslom skupiny)

Potom pre sodík bude línia uvažovania takáto:

1. Celkový počet elektrónov je 11, preto je prvá úroveň vyplnená a obsahuje 2 e − ;
2. Tretia, vonkajšia úroveň obsahuje 1 e − (I skupina)
3. Druhá úroveň obsahuje zvyšné elektróny: 11 − (2 + 1) = 8 (úplne vyplnené)

* Viacerí autori s cieľom jasnejšie rozlíšiť medzi voľným atómom a atómom v zlúčenine navrhujú používať výraz „atóm“ len na označenie voľného (neutrálneho) atómu a na označenie všetkých atómov vrátane tých zlúčeniny, navrhujú termín „atómové častice“. Čas ukáže, aký bude osud týchto termínov. Z nášho pohľadu je atóm podľa definície častica, preto výraz „atómové častice“ možno považovať za tautológiu („olej“).

2. Úloha. Výpočet látkového množstva jedného z reakčných produktov, ak je známa hmotnosť východiskovej látky.
Príklad:

Aké množstvo vodíkovej látky sa uvoľní pri reakcii zinku s kyselinou chlorovodíkovou s hmotnosťou 146 g?

Riešenie:

1. Napíšeme reakčnú rovnicu: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2. Nájdite molárnu hmotnosť kyseliny chlorovodíkovej: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (g/mol)
   (molárna hmotnosť každého prvku, ktorá sa číselne rovná relatívnej atómovej hmotnosti, sa v periodickej tabuľke pozerá pod znamienkom prvku a zaokrúhľuje sa na celé čísla, okrem chlóru, ktorý sa berie ako 35,5)
3. Nájdite množstvo kyseliny chlorovodíkovej: n (HCl) = m / M = 146 g / 36,5 g/mol = 4 mol
4. Dostupné údaje zapíšeme nad reakčnú rovnicu a pod rovnicu - počet mólov podľa rovnice (rovnajúci sa koeficientu pred látkou):
   4 mol x mol
   Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
   2 mol 1 mol
5. Urobme pomer:
   4 mol - X Krtko
   2 mol - 1 mol
   (alebo s vysvetlenim:
   zo 4 mólov kyseliny chlorovodíkovej získate X mól vodíka,
   a od 2 mólov - 1 mól)
6. nachádzame X:
   X= 4 mol 1 mol / 2 mol = 2 mol

odpoveď: 2 mol.

Téma – 1: Štruktúra atómu. Jadrový náboj, atómové číslo a hmotnosť atómu.

Študent musí:

Vedieť:

· Moderná formulácia periodického zákona a štruktúra tabuľky

Byť schopný:

· Identifikovať prvky podľa opísaných vlastností, určiť prvok pomocou elektronického vzorca.

· Určte podľa poradového čísla prvku číslo periódy a číslo skupiny, v ktorej sa nachádza, ako aj vzorce a povahu vyššieho oxidu a zodpovedajúceho hydroxidu.

· Zapíšte si elektronický vzorec daného prvku a porovnajte ho s okolitými prvkami v období a skupine.

1.1. Atómové číslo chemického prvku a hodnota náboja jadra jeho atómu. Izotopy

Pri klasifikácii chemických prvkov som vychádzal z dvoch ich charakteristík: a) relatívna atómová hmotnosť b) vlastnosti jednoduchých látok a zlúčenín prvkov.

Prvý znak je vedúci, druhý sa prejavuje v súvislosti s prvým: vlastnosti prvkov sa periodicky menia s nárastom relatívnej atómovej hmotnosti.

Ale pri konštrukcii periodického systému, usporiadaním chemických prvkov v poradí zvyšovania relatívnej atómovej hmotnosti, na niektorých miestach toto pravidlo porušil: zmenil kobalt a nikel, telúr a jód. Neskôr sa to isté muselo urobiť s ďalšími dvoma pármi chemických prvkov: argón - draslík a tórium - protaktínium. Aktívny alkalický kov draslík totiž nemožno zaradiť do rodiny chemicky stabilných inertných plynov, ktoré buď vôbec nevytvárajú chemické zlúčeniny (hélium, neón), alebo len ťažko reagujú.

nevedel vysvetliť tieto výnimky zo všeobecného pravidla, ako aj dôvod periodicity zmien vlastností chemických prvkov usporiadaných v rastúcej relatívnej atómovej hmotnosti.

V 20. storočí Vedci zistili, že atóm pozostáva z jadra a elektrónov, ktoré sa okolo neho pohybujú. Elektróny pohybujúce sa okolo jadra tvoria elektrónový obal atómu. Atom – elektro – neutrálna častica, t.j. bez náboja. Jadro je nabité kladne a jeho náboj je neutralizovaný celkovým záporným nábojom všetkých elektrónov v atóme. Napríklad, ak má jadro atómu náboj +4, potom sa okolo neho pohybujú štyri elektróny, z ktorých každý má náboj -1.

Experimentálne sa zistilo, že sériové čísla prvkov v periodickej tabuľke sa zhodujú s hodnotami nábojov jadier ich atómov. Náboj jadra atómu vodíka je +1, hélia +2, lítia +3 atď. d. Kladný náboj atómu každého nasledujúceho prvku je o jeden väčší ako predchádzajúceho a v jeho elektrónovom obale je o jeden elektrón viac.

Poradové (atómové) číslo chemického prvku sa číselne rovná náboju jeho atómu.

Odkedy vedci objavili fyzikálny význam atómového čísla prvku, periodický zákon bol formulovaný takto: vlastnosti jednoduchých látok, ako aj zloženie a vlastnosti zlúčenín chemických prvkov periodicky závisia od náboja jadra atómov.

Ako môžete vysvetliť, prečo sa jadrové náboje chemických prvkov v periodickej tabuľke zvyšujú a v niektorých prípadoch je narušená správna postupnosť zvyšovania relatívnej atómovej hmotnosti? Na zodpovedanie tejto otázky potrebujete čerpať informácie o zložení atómových jadier, ktoré poznáte z kurzu fyziky.

Jadrá atómov sú kladne nabité, pretože obsahujú protóny. Protón je častica s nábojom +1 a relatívnou hmotnosťou rovnou 1. Jadrom atómu vodíka s relatívnou atómovou hmotnosťou rovnou 1 je protón. V jadre hélia sú dva protóny, ale relatívna atómová hmotnosť hélia je 4. Je to spôsobené tým, že jadro atómu hélia zahŕňa nielen protóny, ale aj neutróny - nenabité častice s relatívnou atómovou hmotnosťou rovnajúcou sa 1. Na zistenie počtu neutrónov v atóme je preto potrebné odpočítať počet protónov (náboj atómového jadra, atómové číslo) od relatívnej atómovej hmotnosti. Hmotnosť elektrónov je zanedbateľná, malá a neberie sa do úvahy účtu.

Atómy rôznych prvkov sa líšia počtom protónov v jadre. Chemický prvok je typ atómu s rovnakým jadrovým nábojom. Počet neutrónov v jadrách atómov toho istého prvku môže byť rôzny.

Rôzne atómy chemického prvku, ktoré majú vo svojich jadrách rôzny počet neutrónov, sa nazývajú izotopy. Je to prítomnosť izotopov, ktorá vysvetľuje tieto preskupenia, ktoré naraz. Moderná veda potvrdila, že mal pravdu. Prírodný draslík je teda tvorený hlavne atómami jeho ľahkých izotopov a argónom ťažkými. Preto je relatívna atómová hmotnosť draslíka menšia ako atómová hmotnosť argónu, hoci atómové číslo (náboj) draslíka je väčšie.

Väčšina chemických prvkov je zmesou izotopov. Napríklad, prírodný chlór obsahuje izotopy s atómovými hmotnosťami 35 a 37. Relatívna atómová hmotnosť 35,5 bola získaná výpočtom, berúc do úvahy nielen hmotnosť izotopov, ale aj obsah každého z nich v prírode. Vzhľadom na skutočnosť, že chemické prvky majú izotopy a relatívne atómové hmotnosti prvkov sú hodnoty spriemerované nad obsahom izotopov, sú to zlomky, nie celé čísla.

Keď chcú zdôrazniť, o ktorom izotope hovoríme, vedľa chemického znaku vľavo hore napíšu hodnotu relatívnej atómovej hmotnosti atómu tohto izotopu a vľavo dole - náboj jadra, Napríklad 37C117.

1.2. Stav elektrónov v atóme

Stav elektrónu v atóme sa chápe ako súhrn informácií o energie určitý elektrón a oputovanie, v ktorom sa nachádza. Už vieme, že elektrón v atóme nemá trajektóriu pohybu, to znamená, že môžeme hovoriť len o pravdepodobnosti jeho umiestnenie v priestore okolo jadra. Môže sa nachádzať v ktorejkoľvek časti tohto priestoru obklopujúceho jadro a súhrn jeho rôznych pozícií sa považuje za elektrónový oblak s určitou zápornou hustotou náboja.

W. Heisenberg zaviedol pojem o princíp neurčitosti to znamená, že ukázal, že nie je možné súčasne a presne určiť energiu a umiestnenie elektrónu. Čím presnejšie je energia elektrónu určená, tým neistejšia bude jeho poloha a naopak, po určení polohy nie je možné určiť energiu elektrónu. Rozsah pravdepodobnosti detekcie elektrónu nemá jasné hranice. Je však možné vybrať priestor, kde pravdepodobnosť nájdenia elektrónu bude maximálna.

Priestor okolo atómového jadra, v ktorom sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón, sa nazýva orbitál.

Počet energetických úrovní (elektronických vrstiev) vatóm sa rovná číslu periódy v systéme,ku ktorému patrí chemický prvok: y atomov prvkov prvej periódy- jedna energiaúroveň, druhé obdobie- dva, siedme obdobie - sedem.

Najväčší počet elektrónov na energetickej úrovni je určený vzorcom

N = 2 n 2 ,

Kde N - maximálny počet elektrónov; P - číslo úrovne alebo hlavné kvantové číslo. teda na prvom, sakrahladina energie najbližšie k jadru môže byťnie viac ako dva elektróny;

na druhom- nie viac ako 8;

na treťom- nie viac ako 18;

na štvrtom- nie viac ako 32.

A ako sú zase usporiadané energetické hladiny (elektronické vrstvy)?

Počnúc druhou energetickou úrovňou (P= 2), každá z úrovní je rozdelená na podúrovne (podvrstvy), ktoré sa od seba mierne líšia väzbovou energiou s jadrom.

Počet podúrovní sa rovná hodnote hlavného kvantového čísla: prvá energetická úroveň má jednu podúroveň; druhý - dva; tretí - tri; štvrtý - štyri podúrovne. Podúrovne sú zase tvorené orbitálmi.

Každá hodnota P zodpovedá počtu orbitálov rovný p2. Podľa údajov uvedených v tabuľke 1 je možné vysledovať súvislosť medzi hlavným kvantovým číslom P s počtom podúrovní, typom a počtom orbitálov a maximálnym počtom elektrónov na podúroveň a úroveň.

s- Podúroveň- prvá podúroveň každej energetickej hladiny najbližšie k atómovému jadru pozostáva z jedného s-orbitálu;

p-podúroveň- druhá podúroveň každej energetickej úrovne, okrem prvej, pozostáva z troch-p orbitálov;

d-podúroveň- tretia podúroveň každého, počnúc od tretej energetickej úrovne, pozostáva z piatich d-orbitálov;

f-podúroveň každý, počnúc od štvrtej energetickej úrovne, pozostáva zo siedmich orbitálov.

Obrázok ukazuje diagram znázorňujúci počet, tvar a polohu elektrónových orbitálov prvých štyroch elektrónových vrstiev jednotlivého atómu v priestore.

1.3. Elektronické konfigurácie v chemických atómoch prvkov

Švajčiarsky fyzik W. Pauli to v roku 1925 zistil v atóme nemôže byť viac ako jeden orbitáldva elektróny, majúci opačný (antiparalelný) chrbty(v preklade z angličtiny „vreteno“), teda majúce vlastnosti, ktoré si možno bežne predstaviť ako rotáciu elektrónu okolo svojej pomyselnej osi: v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek. Tento princíp je tzv Pauliho princíp.

Ak je v orbitáli jeden elektrón, nazýva sa to nespárované, ak dva, tak toto spárované elektróny, teda elektróny s opačnými spinmi.

S-orbitál, ako už viete, má guľový tvar. elektrón atóm vodíka ( P= 1) sa nachádza v tomto orbitále a je nepárový. Preto to elektronický vzorec, alebo elekkonfigurácia trónu, bude napísané takto: 1s1. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom (1...), latinské písmeno označuje podúroveň (typ orbitálu) a číslo napísané vpravo hore od písmena (ako exponent) ukazuje počet elektrónov v podúrovni.

Na druhej energetickej úrovni (n = 2) sú štyri orbitály: jeden s a tri p. Elektróny s-orbitalu druhej úrovne (2p-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny ls-orbitálu (n = 2)

Vo všeobecnosti pre každú hodnotu P existuje jeden orbitál s, ale so zodpovedajúcou dodávkou elektrónovej energie na ňom, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou P.

P-Orbital má tvar činky alebo trojrozmernej osmičky. Všetky tri p-orbitály sú umiestnené v atóme navzájom kolmo pozdĺž priestorových súradníc vedených cez jadro atómu. Treba ešte raz zdôrazniť, že každá energetická úroveň (elektronická vrstva), počnúc od n = 2, má tri p orbitály. S rastúcou hodnotou P elektróny sú obsadené. p-orbitály umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od jadra a smerujúce pozdĺž osí x, y, g.

Pre prvky druhého obdobia (P= 2) najprv sa naplní jeden s-orbitál a potom tri p-orbitály.

Pre prvky tretej periódy sú vyplnené orbitály 3s a 3p. Päť d-orbitálov tretej úrovne zostáva voľných:

Pre prvky s veľkými periódami (štvrtá a piata) prvé dva elektróny zaberajú 4s a 5s orbitály.

Počnúc tretím prvkom každej hlavnej periódy vstúpi ďalších desať elektrónov do predchádzajúcich 3d a 4d orbitálov.

Pre prvky veľkých periód - šiesta a neúplná siedma - sú elektronické úrovne a podúrovne naplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny pôjdu do vonkajšej s-podúrovne, ďalší elektrón (pre La a Ac ) na predchádzajúcu d-podúroveň. Potom ďalších 14 elektrónov prejde na tretiu vonkajšiu energetickú hladinu na 4 f - a 5f orbitály pre lantanoidy a aktinidy:

Potom sa opäť začne budovať druhá vonkajšia energetická úroveň (d-podúroveň): pre prvky sekundárnych podskupín: 73Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2; 104Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2, - a nakoniec, až keď sa d-podhladina úplne naplní desiatimi elektrónmi, vonkajšia p-podhladina sa opäť naplní:

86Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Veľmi často sa štruktúra elektronických obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek – tzv. grafické elektronické vzorce. Pre tento zápis sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; Každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca by ste mali pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp , podľa ktorého v bunke (orbitálnej) nemôžu byť viac ako dva elektróny, ale s antiparalelnými spinmi a F. Hundovo pravidlo , podľa ktorého elektróny obsadzujú voľné bunky (orbitály), nachádzajú sa v nich najskôr po jednom a majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa párujú, ale spiny budú smerovať opačne podľa Pauliho princípu.

1.4. Štruktúra elektrónového obalu atómov

Počas chemických reakcií sa jadrá atómov nemenia. Tento záver možno vyvodiť zo skutočnosti, že viete, že produkty reakcie pozostávajú z atómov rovnakých chemických prvkov ako východiskové látky. Čo sa však deje s atómami počas chemických reakcií? Existuje súvislosť medzi štruktúrou atómu a prejavom určitých fyzikálnych a chemických vlastností? Aby sme odpovedali na otázky, musíme najprv zvážiť štruktúru elektrónového obalu atómov rôznych chemických prvkov.

Počet elektrónov v atóme sa rovná náboju jeho jadra. Elektróny sú umiestnené v rôznych vzdialenostiach od jadra atómu, zoskupujú sa do elektronické vrstvy.Čím bližšie sú elektróny k jadru, tým pevnejšie sú k jadru viazané.

Jadro atómu vodíka má náboj +1. Atóm má iba jeden elektrón a, prirodzene, jednu elektrónovú vrstvu.

Vedľa vodíka je hélium. Netvorí zlúčeniny s inými prvkami, čo znamená, že nevykazuje valenciu. Jadro atómu hélia má náboj +2, pohybujú sa okolo neho dva elektróny, ktoré tvoria jednu elektrónovú vrstvu. Atómy hélia netvoria zlúčeniny s atómami iných chemických prvkov, čo svedčí o veľkej stabilite jeho elektronického obalu. Elektrónové obaly hélia a iných atómov vzácnych plynov sa nazývajú dokončené.

Ďalším prvkom je lítium. Atóm lítia má tri elektróny. Dve z nich sú umiestnené na prvej elektrónovej vrstve najbližšie k jadru a tretia tvorí druhú vonkajšia elektronická vrstva. V atóme lítia sa objavila druhá elektrónová vrstva. Elektrón na ňom umiestnený je vzdialenejší od jadra a slabšie viazaný na jadro ako ostatné dva.

Nájdite chemický znak lítia v periodickej tabuľke. Od lítia po neón sa náboj atómových jadier prirodzene zvyšuje. Druhá elektrónová vrstva sa postupne napĺňa elektrónmi a s nárastom počtu elektrónov na nej sa postupne oslabujú kovové vlastnosti prvkov a sú nahradené pribúdajúcimi nekovovými.

Fluór je najaktívnejší nekov, náboj jeho jadra je +9, jeho atóm má dve elektrónové vrstvy obsahujúce 2 a 7 elektrónov. Po fluóre nasleduje neón.

Vlastnosti prvkov fluór a neón sa výrazne líšia. Neón je inertný a podobne ako hélium nevytvára zlúčeniny. To znamená druhú elektrónovú vrstvu, obsahujúci osem elektrónov je kompletný: elektróny vytvorili stabilný systém, ktorý dáva atómu zotrvačnosť.

Ak je to tak, potom ďalší prvok, ktorého atómy by sa mali líšiť od neónových atómov dodatočným protónom v jadre a elektrónom, bude mať tri elektrónové vrstvy. Atóm tohto prvku tak bude mať tretiu, vonkajšiu elektrónovú vrstvu, osadenú jedným elektrónom. Tento prvok bude mať výrazne odlišné vlastnosti ako neón, musí to byť aktívny kov, ako je lítium, a v zlúčeninách má mocnosť 1.

Prvok sodík zodpovedá tomuto popisu. Otvára tretiu tretinu. Sodík je alkalický kov, dokonca aktívnejší ako lítium. To znamená, že naše predpoklady sa ukázali ako správne. Jediný elektrón vo vonkajšej elektrónovej vrstve atómu sodíka sa nachádza ďalej od jadra ako vonkajší elektrón lítia, a preto je ešte slabšie viazaný na jadro.

V rade prvkov od sodíka po argón sa opäť objavuje vyššie spomenutý vzorec: zvyšuje sa počet elektrónov tvoriacich vonkajšiu elektrónovú vrstvu atómov, oslabujú sa kovové vlastnosti jednoduchých látok od sodíka po hliník, zvyšujú sa nekovové vlastnosti prechod z kremíka na fosfor a síru a sú najvýraznejšie u halogénov. Na konci tretej periódy je prvok – argón, v atóme ktorého je kompletná, osemelektrónová vonkajšia vrstva. Pri prechode od chlóru k argónu sa prudko menia vlastnosti atómov prvkov a s nimi aj vlastnosti jednoduchých látok a zlúčenín tohto prvku. Je známe, že argón je inertný plyn. Nekombinuje sa s inými látkami.

Vlastnosti sa tiež prudko menia pri prechode od argónu, posledného prvku tretej periódy, k prvému prvku štvrtej periódy, draslíku. Draslík je alkalický kov a je chemicky veľmi aktívny.

teda kvantitatívnych zmien v zložení atómu (počet protónov v jadre a elektrónov vo vonkajšej elektrónovej vrstve) spojené s kvalitou (vlastnosti jednoduchých látok a zlúčenín tvorených chemickým prvkom).

Systematizácia vedomostí.

1. V elektrónovom obale atómu sú elektróny usporiadané vo vrstvách. Prvá vrstva z jadra je úplná, keď obsahuje dva elektróny, druhá úplná vrstva obsahuje osem elektrónov.

2. Počet elektrónových vrstiev v atóme sa zhoduje s počtom periód, v ktorých sa chemický prvok nachádza

3. Elektrónový obal atómu každého nasledujúceho prvku v periodickej tabuľke opakuje štruktúru elektrónového obalu predchádzajúceho prvku, ale líši sa od neho o jeden elektrón.

To, čo ste študovali, stačí na vyvodenie záverov o vzťahu medzi štruktúrou atómov a vlastnosťami chemických prvkov, na pochopenie dôvodov periodických zmien ich vlastností, podobností a rozdielov. Formulujte tieto závery.

1. Vlastnosti chemických prvkov, usporiadaných podľa rastúcich nábojov atómových jadier, sa periodicky menia, pretože podobná štruktúra vonkajšej elektrónovej vrstvy atómov sa periodicky opakuje.

2. Plynulá zmena vlastností prvkov v rámci jednej periódy je spôsobená postupným zvyšovaním počtu elektrónov vo vonkajšej vrstve atómov.

3. Dokončenie vonkajšej elektrónovej vrstvy atómu vedie k prudkému skoku vo vlastnostiach pri prechode z halogénu na inertný plyn; objavenie sa novej vonkajšej elektrónovej vrstvy v atóme je dôvodom prudkého skoku vo vlastnostiach pri prechode z inertného plynu na alkalický kov.

4. Vlastnosti chemických prvkov patriacich do rovnakej rodiny sú podobné, pretože vonkajšia elektrónová vrstva ich atómov obsahuje rovnaký počet elektrónov.

1.5. Valenčné možnosti atómov chemických prvkov

Štruktúra vonkajších energetických hladín atómov chemických prvkov určuje predovšetkým vlastnosti ich atómov. Preto sa tieto úrovne nazývajú valencia Elektróny týchto úrovní a niekedy aj preexterných úrovní sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Tieto elektróny sa tiež nazývajú valencia

Valencia atómu chemického prvku je určená predovšetkým počtom nespárovaných elektrónov podieľajúcich sa na tvorbe chemickej väzby. .

Valenčné elektróny atómov prvkov hlavných podskupín sa nachádzajú na s- a p-orbitály vonkajšej elektrónovej vrstvy. Pre prvky vedľajších podskupín, okrem lantanoidov a aktinoidov, sa valenčné elektróny nachádzajú v s-orbitále vonkajšej a d-orbitály predvonkajšej vrstvy.

Pre správne posúdenie valenčných schopností atómov chemických prvkov je potrebné zvážiť rozloženie elektrónov v nich naprieč energetickými hladinami a podúrovňami a určiť počet nespárovaných elektrónov v súlade s Pauliho princípom a Hundovým pravidlom pre nevybudené ( základný alebo stacionárny) stav atómu a pre excitovaný (potom dostal dodatočnú energiu, v dôsledku čoho sa elektróny vonkajšej vrstvy spárujú a prenesú na voľné orbitály). Atóm v excitovanom stave je označený zodpovedajúcim symbolom prvku s hviezdičkou.

https://pandia.ru/text/80/139/images/image003_118.gif" height="757"> Napríklad, Uvažujme valenčné možnosti atómov fosforu v stacionárnych a excitovaných stavoch:

https://pandia.ru/text/80/139/images/image006_87.jpg" width="384" height="92 src=">

Energia vynaložená na excitáciu atómov uhlíka je viac ako kompenzovaná energiou uvoľnenou počas tvorby dvoch ďalších kovalentných väzieb. Na prenos atómov uhlíka zo stacionárneho stavu 2s22p2 do excitovaného stavu - 2s12p3 je teda potrebné vynaložiť asi 400 kJ/mol energie. Ale keď sa vytvorí väzba C-H v nasýtených uhľovodíkoch, uvoľní sa 360 kJ/mol. Následne, keď sa vytvoria dva móly C-H väzieb, uvoľní sa 720 kJ, čo prevyšuje energiu prenosu atómov uhlíka do excitovaného stavu o 320 kJ/mol.

Na záver treba poznamenať, že valenčné schopnosti atómov chemických prvkov sa zďaleka neobmedzujú len na počet nespárovaných elektrónov v stacionárnych a excitovaných stavoch atómov. Ak si spomeniete na mechanizmus donor-akceptor pre tvorbu kovalentných väzieb, potom vám budú jasné dve ďalšie valenčné možnosti atómov chemických prvkov, ktoré sú určené prítomnosťou voľných orbitálov a prítomnosťou osamelých elektrónových párov, ktoré môžu poskytnúť kovalentná chemická väzba prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor. Pamätajte na vznik amónneho iónu NH4+ (Budeme podrobnejšie uvažovať o implementácii týchto valenčných možností atómami chemických prvkov pri štúdiu chemických väzieb.)

Urobme všeobecný záver.

Valenčné schopnosti atómov chemických prvkov sú určené: 1) počtom nepárových elektrónov (jednoelektrónové orbitály); 2) prítomnosť voľných orbitálov; 3) prítomnosť osamelých párov elektrónov.

Ako viete, všetko hmotné vo vesmíre pozostáva z atómov. Atóm je najmenšia jednotka hmoty, ktorá nesie jeho vlastnosti. Štruktúru atómu zase tvorí magická trojica mikročastíc: protóny, neutróny a elektróny.

Navyše, každá z mikročastíc je univerzálna. To znamená, že na svete nemôžete nájsť dva rôzne protóny, neutróny alebo elektróny. Všetky sú si navzájom absolútne podobné. A vlastnosti atómu budú závisieť len od kvantitatívneho zloženia týchto mikročastíc v celkovej štruktúre atómu.

Napríklad štruktúra atómu vodíka pozostáva z jedného protónu a jedného elektrónu. Ďalší najzložitejší atóm, hélium, pozostáva z dvoch protónov, dvoch neutrónov a dvoch elektrónov. Atóm lítia - pozostáva z troch protónov, štyroch neutrónov a troch elektrónov atď.

Atómová štruktúra (zľava doprava): vodík, hélium, lítium

Atómy sa spájajú a vytvárajú molekuly a molekuly sa spájajú a vytvárajú látky, minerály a organizmy. Molekula DNA, ktorá je základom všetkých živých vecí, je štruktúra zostavená z rovnakých troch magických tehál vesmíru ako kameň ležiaci na ceste. Aj keď táto štruktúra je oveľa zložitejšia.

Ešte úžasnejšie skutočnosti sa odhalia, keď sa pokúsime bližšie pozrieť na proporcie a štruktúru atómového systému. Je známe, že atóm pozostáva z jadra a elektrónov, ktoré sa okolo neho pohybujú po trajektórii opisujúcej guľu. To znamená, že sa to ani nedá nazvať pohybom v obvyklom zmysle slova. Elektrón sa skôr nachádza všade a bezprostredne v tejto sfére, vytvára elektrónový oblak okolo jadra a vytvára elektromagnetické pole.

Schematické znázornenia štruktúry atómu

Jadro atómu sa skladá z protónov a neutrónov a je v ňom sústredená takmer všetka hmota systému. Ale zároveň je samotné jadro také malé, že ak sa jeho polomer zväčší na mierku 1 cm, potom polomer celej atómovej štruktúry dosiahne stovky metrov. Všetko, čo vnímame ako hustú hmotu, teda pozostáva z viac ako 99 % energetických väzieb medzi samotnými fyzickými časticami a menej ako 1 % samotných fyzických foriem.

Ale aké sú tieto fyzické formy? Z čoho sú vyrobené a z akého sú materiálu? Aby sme na tieto otázky odpovedali, pozrime sa bližšie na štruktúry protónov, neutrónov a elektrónov. Zostupujeme teda ešte o krok do hlbín mikrosveta – na úroveň subatomárnych častíc.

Z čoho pozostáva elektrón?

Najmenšia častica atómu je elektrón. Elektrón má hmotnosť, ale nemá objem. Vo vedeckej koncepcii sa elektrón neskladá z ničoho, ale je to bod bez štruktúry.

Elektrón nie je možné vidieť pod mikroskopom. Je viditeľný iba vo forme elektrónového oblaku, ktorý vyzerá ako rozmazaná guľa okolo atómového jadra. Zároveň nie je možné s presnosťou povedať, kde sa elektrón v danom okamihu nachádza. Prístroje sú schopné zachytiť nie samotnú časticu, ale iba jej energetickú stopu. Podstata elektrónu nie je zakotvená v koncepte hmoty. Je to skôr ako nejaká prázdna forma, ktorá existuje len v pohybe a vďaka pohybu.

Žiadna štruktúra v elektróne ešte nebola objavená. Je to rovnaká bodová častica ako energetické kvantum. Elektrón je v skutočnosti energia, je však jej stabilnejšou formou ako tá, ktorú predstavujú fotóny svetla.

V súčasnosti sa elektrón považuje za nedeliteľný. Je to pochopiteľné, pretože nie je možné rozdeliť niečo, čo nemá objem. Avšak teória už má vývoj, podľa ktorého elektrón obsahuje trojicu takých kvázičastíc ako:

• Orbiton – obsahuje informácie o orbitálnej polohe elektrónu;
• Spinon – zodpovedný za rotáciu alebo krútiaci moment;
• Holon – nesie informáciu o náboji elektrónu.

Ako však vidíme, kvázičastice nemajú s hmotou absolútne nič spoločné a nesú len informáciu.

Fotografie atómov rôznych látok v elektrónovom mikroskope

Je zaujímavé, že elektrón dokáže absorbovať kvantá energie, ako je svetlo alebo teplo. V tomto prípade sa atóm presunie na novú energetickú úroveň a hranice elektrónového oblaku sa rozšíria. Stáva sa tiež, že energia absorbovaná elektrónom je taká veľká, že môže vyskočiť z atómového systému a pokračovať vo svojom pohybe ako samostatná častica. Zároveň sa správa ako fotón svetla, to znamená, že sa zdá, že prestáva byť časticou a začína prejavovať vlastnosti vlny. To bolo dokázané v experimente.

Jungov experiment

Počas experimentu bol prúd elektrónov nasmerovaný na sito s dvomi vyrezanými štrbinami. Elektróny, ktoré prešli týmito štrbinami, sa zrazili s povrchom iného projekčného plátna a zanechali na ňom svoju stopu. V dôsledku tohto „bombardovania“ elektrónov sa na projekčnej obrazovke objavil interferenčný obrazec podobný tomu, ktorý by sa objavil, keby cez dve štrbiny prešli vlny, ale nie častice.

Tento vzor nastáva, pretože vlna prechádzajúca medzi dvoma štrbinami je rozdelená na dve vlny. V dôsledku ďalšieho pohybu sa vlny navzájom prekrývajú a v niektorých oblastiach sa navzájom rušia. Výsledkom je veľa čiar na projekčnej ploche namiesto jednej, ako by to bolo v prípade, keby sa elektrón správal ako častica.

Štruktúra jadra atómu: protóny a neutróny

Protóny a neutróny tvoria jadro atómu. A napriek tomu, že jadro zaberá menej ako 1% celkového objemu, práve v tejto štruktúre je sústredená takmer celá hmota systému. Fyzici sa však rozchádzajú v štruktúre protónov a neutrónov av súčasnosti existujú dve teórie.

• Teória č.1 - Štandard

Štandardný model hovorí, že protóny a neutróny sa skladajú z troch kvarkov spojených oblakom gluónov. Kvarky sú bodové častice, rovnako ako kvantá a elektróny. A gluóny sú virtuálne častice, ktoré zabezpečujú interakciu kvarkov. V prírode sa však nikdy nenašli kvarky ani gluóny, takže tento model je predmetom tvrdej kritiky.

• Teória č. 2 - Alternatíva

Ale podľa alternatívnej teórie zjednoteného poľa, ktorú vyvinul Einstein, protón, podobne ako neutrón, ako každá iná častica fyzického sveta, je elektromagnetické pole rotujúce rýchlosťou svetla.

Elektromagnetické polia človeka a planéty

Aké sú princípy štruktúry atómu?

Všetko na svete - tenké a husté, kvapalné, pevné a plynné - sú len energetické stavy nespočetných polí, ktoré prenikajú priestorom Vesmíru. Čím vyššia je úroveň energie v poli, tým je tenšia a menej vnímateľná. Čím je úroveň energie nižšia, tým je stabilnejšia a hmatateľnejšia. Štruktúra atómu, rovnako ako štruktúra ktorejkoľvek inej jednotky Vesmíru, spočíva v interakcii takýchto polí - odlišných v hustote energie. Ukazuje sa, že hmota je len ilúziou mysle.

Chemikálie sú to, z čoho sa skladá svet okolo nás.

Vlastnosti každej chemickej látky sa delia na dva typy: chemické, ktoré charakterizujú jej schopnosť vytvárať iné látky, a fyzikálne, ktoré sú objektívne pozorované a možno ich posudzovať oddelene od chemických premien. Napríklad fyzikálne vlastnosti látky sú jej stav agregácie (tuhá, kvapalná alebo plynná), tepelná vodivosť, tepelná kapacita, rozpustnosť v rôznych médiách (voda, alkohol atď.), hustota, farba, chuť atď.

Premena niektorých chemických látok na iné látky sa nazýva chemické javy alebo chemické reakcie. Treba poznamenať, že existujú aj fyzikálne javy, ktoré sú zjavne sprevádzané zmenou akýchkoľvek fyzikálnych vlastností látky bez jej transformácie na iné látky. Medzi fyzikálne javy patrí napríklad topenie ľadu, zamŕzanie alebo vyparovanie vody atď.

Skutočnosť, že počas procesu prebieha chemický jav, možno uzavrieť pozorovaním charakteristických znakov chemických reakcií, ako sú zmeny farby, tvorba zrazenín, uvoľňovanie plynu, uvoľňovanie tepla a (alebo) svetla.

Napríklad záver o výskyte chemických reakcií možno urobiť pozorovaním:

Tvorba sedimentu pri varení vody, ktorý sa v každodennom živote nazýva vodný kameň;

Uvoľňovanie tepla a svetla pri horení ohňa;

Zmena farby rezu čerstvého jablka na vzduchu;

Tvorba plynových bublín pri kysnutí cesta atď.

Najmenšie častice látky, ktoré pri chemických reakciách neprechádzajú prakticky žiadnymi zmenami, ale iba sa navzájom novým spôsobom spájajú, sa nazývajú atómy.

Samotná myšlienka existencie takýchto jednotiek hmoty vznikla v starovekom Grécku v mysliach starovekých filozofov, čo vlastne vysvetľuje pôvod pojmu „atóm“, pretože „atóm“ doslovne preložený z gréčtiny znamená „nedeliteľný“.

Avšak na rozdiel od predstáv starých gréckych filozofov atómy nie sú absolútnym minimom hmoty, t.j. majú zložitú štruktúru.

Každý atóm pozostáva z takzvaných subatomárnych častíc - protónov, neutrónov a elektrónov, ktoré sú označené symbolmi p +, n o a e -. Horný index v použitom zápise označuje, že protón má jednotkový kladný náboj, elektrón má jednotkový záporný náboj a neutrón nemá náboj.

Čo sa týka kvalitatívnej štruktúry atómu, v každom atóme sú všetky protóny a neutróny sústredené v takzvanom jadre, okolo ktorého elektróny tvoria elektrónový obal.

Protón a neutrón majú takmer rovnakú hmotnosť, t.j. m p ≈ m n a hmotnosť elektrónu je takmer 2000-krát menšia ako hmotnosť každého z nich, t.j. mp/me≈mn/me≈2000.

Keďže základnou vlastnosťou atómu je jeho elektrická neutralita a náboj jedného elektrónu sa rovná náboju jedného protónu, môžeme z toho vyvodiť záver, že počet elektrónov v ktoromkoľvek atóme sa rovná počtu protónov.

Napríklad nižšie uvedená tabuľka ukazuje možné zloženie atómov:

Typ atómov s rovnakým jadrovým nábojom, t.j. s rovnakým počtom protónov v jadrách sa nazýva chemický prvok. Z vyššie uvedenej tabuľky teda môžeme usúdiť, že atóm 1 a atóm 2 patria jednému chemickému prvku a atóm 3 a atóm 4 inému chemickému prvku.

Každý chemický prvok má svoj vlastný názov a individuálny symbol, ktorý sa číta určitým spôsobom. Napríklad najjednoduchší chemický prvok, ktorého atómy obsahujú iba jeden protón v jadre, sa nazýva „vodík“ a označuje sa symbolom „H“, ktorý sa číta ako „popol“ a chemický prvok s jadrový náboj +7 (t.j. obsahujúci 7 protónov) - „dusík“, má symbol „N“, ktorý sa číta ako „en“.

Ako môžete vidieť z tabuľky vyššie, atómy jedného chemického prvku sa môžu líšiť v počte neutrónov v ich jadrách.

Atómy, ktoré patria rovnakému chemickému prvku, ale majú iný počet neutrónov a v dôsledku toho aj hmotnosť, sa nazývajú izotopy.

Napríklad chemický prvok vodík má tri izotopy – 1 H, 2 H a 3 H. Indexy 1, 2 a 3 nad symbolom H znamenajú celkový počet neutrónov a protónov. Tie. Keď vieme, že vodík je chemický prvok, ktorý sa vyznačuje tým, že v jadrách jeho atómov je jeden protón, môžeme dospieť k záveru, že v izotope 1H nie sú vôbec žiadne neutróny (1-1 = 0), v izotop 2H - 1 neutrón (2-1=1) a izotop 3H - dva neutróny (3-1=2). Keďže, ako už bolo spomenuté, neutrón a protón majú rovnakú hmotnosť a hmotnosť elektrónu je v porovnaní s nimi zanedbateľne malá, znamená to, že izotop 2H je takmer dvakrát ťažší ako izotop 1H a izotop 3 Izotop H je dokonca trikrát ťažší. Kvôli takému veľkému rozptylu v hmotnostiach izotopov vodíka boli izotopom 2H a 3H dokonca priradené samostatné jednotlivé názvy a symboly, čo nie je typické pre žiadny iný chemický prvok. Izotop 2H dostal názov deutérium a dostal symbol D a izotop 3H dostal názov trícium a dostal symbol T.

Ak vezmeme hmotnosť protónu a neutrónu za jednu a hmotnosť elektrónu zanedbáme, v skutočnosti za jeho hmotnosť možno považovať ľavý horný index okrem celkového počtu protónov a neutrónov v atóme, a preto tento index sa nazýva hmotnostné číslo a označuje sa symbolom A. Keďže náboj jadra ľubovoľného protónu zodpovedá atómu a náboj každého protónu sa bežne považuje za rovný +1, počet protónov v jadre sa nazýva číslo poplatku (Z). Označením počtu neutrónov v atóme ako N možno vzťah medzi hmotnostným číslom, číslom náboja a počtom neutrónov vyjadriť matematicky ako:

Podľa moderných koncepcií má elektrón duálnu (časticovo-vlnovú) povahu. Má vlastnosti častice aj vlny. Rovnako ako častica, elektrón má hmotnosť a náboj, ale zároveň sa tok elektrónov, podobne ako vlna, vyznačuje schopnosťou difrakcie.

Na popis stavu elektrónu v atóme sa používajú pojmy kvantovej mechaniky, podľa ktorých elektrón nemá špecifickú trajektóriu pohybu a môže sa nachádzať v ľubovoľnom bode priestoru, avšak s rôznou pravdepodobnosťou.

Oblasť priestoru okolo jadra, kde sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón, sa nazýva atómový orbitál.

Atómový orbitál môže mať rôzne tvary, veľkosti a orientácie. Atómový orbitál sa tiež nazýva elektrónový oblak.

Graficky sa jeden atómový orbitál zvyčajne označuje ako štvorcová bunka:

Kvantová mechanika má mimoriadne zložitý matematický aparát, preto sa v rámci školského kurzu chémie zvažujú iba dôsledky kvantovej mechanickej teórie.

Podľa týchto dôsledkov je akýkoľvek atómový orbitál a elektrón v ňom umiestnený úplne charakterizovaný 4 kvantovými číslami.

• Hlavné kvantové číslo n určuje celkovú energiu elektrónu v danom orbitále. Rozsah hodnôt hlavného kvantového čísla sú všetky prirodzené čísla, t.j. n = 1, 2, 3, 4, 5 atď.
• Orbitálne kvantové číslo - l - charakterizuje tvar atómového orbitálu a môže nadobudnúť akúkoľvek celočíselnú hodnotu od 0 do n-1, kde n je hlavné kvantové číslo.

Orbitály s l = 0 sa nazývajú s-orbitály. s-Orbitaly majú guľový tvar a nemajú žiadnu smerovosť v priestore:

Orbitály s l = 1 sa nazývajú p-orbitály. Tieto orbitály majú tvar trojrozmernej osmičky, t.j. tvar získaný otáčaním osmičky okolo osi symetrie a navonok pripomínajúci činku:

Orbitály s l = 2 sa nazývajú d-orbitály a s l = 3 – f-orbitály. Ich štruktúra je oveľa zložitejšia.

3) Magnetické kvantové číslo – m l – určuje priestorovú orientáciu konkrétneho atómového orbitálu a vyjadruje priemet orbitálneho momentu hybnosti do smeru magnetického poľa. Magnetické kvantové číslo m l zodpovedá orientácii orbitálu vzhľadom na smer vektora sily vonkajšieho magnetického poľa a môže nadobudnúť akékoľvek celočíselné hodnoty od –l do +l, vrátane 0, t.j. celkový počet možných hodnôt je (2l+1). Takže napríklad pre l = 0 m l = 0 (jedna hodnota), pre l = 1 m l = -1, 0, +1 (tri hodnoty), pre l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (päť hodnôt magnetického kvantového čísla) atď.

Takže napríklad p-orbitály, t.j. orbitály s orbitálnym kvantovým číslom l = 1, ktoré majú tvar „trojrozmernej osmičky“, zodpovedajú trom hodnotám magnetického kvantového čísla (-1, 0, +1), ktoré zase zodpovedajú tri na seba kolmé smery v priestore.

4) Kvantové číslo spinu (alebo jednoducho spin) - ms - možno bežne považovať za zodpovedné za smer rotácie elektrónu v atóme, ktorý môže nadobúdať hodnoty. Elektróny s rôznymi spinmi sú označené zvislými šípkami smerujúcimi v rôznych smeroch: ↓ a .

Súbor všetkých orbitálov v atóme, ktoré majú rovnaké hlavné kvantové číslo, sa nazýva energetická hladina alebo elektrónový obal. Akákoľvek ľubovoľná energetická hladina s nejakým číslom n pozostáva z n 2 orbitálov.

Súbor orbitálov s rovnakými hodnotami hlavného kvantového čísla a orbitálneho kvantového čísla predstavuje energetickú podúroveň.

Každá energetická hladina, ktorá zodpovedá hlavnému kvantovému číslu n, obsahuje n podúrovní. Na druhej strane každá energetická podúroveň s orbitálnym kvantovým číslom l pozostáva z (2l+1) orbitálov. Podúroveň s teda pozostáva z jedného orbitálu s, podúroveň p pozostáva z troch orbitálov p, podúroveň d pozostáva z piatich orbitálov d a podúroveň f pozostáva zo siedmich orbitálov f. Keďže, ako už bolo spomenuté, jeden atómový orbitál sa často označuje jednou štvorcovou bunkou, podúrovne s-, p-, d- a f možno graficky znázorniť takto:

Každý orbitál zodpovedá individuálnej presne definovanej množine troch kvantových čísel n, l a ml.

Rozloženie elektrónov medzi orbitály sa nazýva elektrónová konfigurácia.

K naplneniu atómových orbitálov elektrónmi dochádza v súlade s tromi podmienkami:

• Princíp minimálnej energie: Elektróny vypĺňajú orbitály od najnižšej energetickej podúrovne. Postupnosť podúrovní v rastúcom poradí ich energií je nasledovná: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Na uľahčenie zapamätania si tejto postupnosti vypĺňania elektronických podúrovní je veľmi výhodné nasledujúce grafické znázornenie:

• Pauliho princíp: Každý orbitál môže obsahovať najviac dva elektróny.

Ak je v orbitále jeden elektrón, potom sa nazýva nepárový, a ak sú dva, potom sa nazývajú elektrónový pár.

• Hundovo pravidlo: najstabilnejší stav atómu je taký, v ktorom má atóm v rámci jednej podúrovne maximálny možný počet nespárovaných elektrónov. Tento najstabilnejší stav atómu sa nazýva základný stav.

V skutočnosti vyššie uvedené znamená, že napríklad umiestnenie 1., 2., 3. a 4. elektrónu do troch orbitálov p-podúrovne sa uskutoční nasledovne:

Plnenie atómových orbitálov z vodíka, ktorý má nábojové číslo 1, do kryptónu (Kr) s nábojovým číslom 36, bude prebiehať nasledovne:

Takéto znázornenie poradia plnenia atómových orbitálov sa nazýva energetický diagram. Na základe elektronických schém jednotlivých prvkov je možné zapisovať ich takzvané elektronické vzorce (konfigurácie). Takže napríklad prvok s 15 protónmi a v dôsledku toho 15 elektrónmi, t.j. fosfor (P) bude mať nasledujúci energetický diagram:

Po prevedení na elektronický vzorec bude mať atóm fosforu tvar:

15 P = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 s 3

Čísla normálnej veľkosti naľavo od symbolu podúrovne zobrazujú číslo energetickej úrovne a horné indexy napravo od symbolu podúrovne zobrazujú počet elektrónov v zodpovedajúcej podúrovni.

Nižšie sú uvedené elektronické vzorce prvých 36 prvkov periodickej tabuľky od D.I. Mendelejev.

obdobie	Položka č.	symbol	názov	elektronický vzorec
ja	1	H	vodík	1 s 1
	2	On	hélium	1 s 2
II	3	Li	lítium	1 s 2 2 s 1
	4	Buď	berýlium	1 s 2 2 s 2
	5	B	bór	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	uhlíka	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	dusík	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	kyslík	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluór	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Nie	neónové	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	sodík	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	Mg	horčík	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	hliník	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	kremíka	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	fosfor	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	síra	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	chlór	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	argón	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	draslík	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	vápnik	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	skandium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titán	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanád	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	chróm	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 tu pozorujeme preskok jedného elektrónu s s na d podúrovni
	25	Mn	mangán	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	železo	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	Co	kobalt	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nikel	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	meď	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 tu pozorujeme skok jedného elektrónu s s na d podúrovni
	30	Zn	zinok	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	gálium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	germánium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Ako	arzén	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	selén	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	bróm	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	Kr	krypton	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Ako už bolo spomenuté, v základnom stave sú elektróny v atómových orbitáloch umiestnené podľa princípu najmenšej energie. Avšak v prítomnosti prázdnych p-orbitálov v základnom stave atómu, často tým, že mu udelíme prebytočnú energiu, môže byť atóm prenesený do takzvaného excitovaného stavu. Napríklad atóm bóru vo svojom základnom stave má elektronickú konfiguráciu a energetický diagram nasledujúceho tvaru:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

A v excitovanom stave (*), t.j. Keď je atómu bóru odovzdaná určitá energia, jeho elektrónová konfigurácia a energetický diagram budú vyzerať takto:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Podľa toho, ktorá podúroveň v atóme je vyplnená ako posledná, sa chemické prvky delia na s, p, d alebo f.

Nájdenie prvkov s, p, d a f v tabuľke D.I. Mendelejev:

• S-prvky majú poslednú s-podúroveň, ktorú treba vyplniť. Medzi tieto prvky patria prvky hlavných (v bunke tabuľky vľavo) podskupín skupín I a II.
• Pri p-prvkoch je vyplnená p-podúroveň. P-prvky zahŕňajú posledných šesť prvkov každého obdobia, okrem prvého a siedmeho, ako aj prvky hlavných podskupín skupín III-VIII.
• d-prvky sa nachádzajú medzi s- a p-prvkami vo veľkých periódach.
• f-prvky sa nazývajú lantanidy a aktinidy. Sú uvedené v spodnej časti tabuľky D.I. Mendelejev.

DEFINÍCIA

Atom– najmenšia chemická častica.

Rozmanitosť chemických zlúčenín je spôsobená rôznymi kombináciami atómov chemických prvkov na molekuly a nemolekulárne látky. Schopnosť atómu vstúpiť do chemických zlúčenín, jeho chemické a fyzikálne vlastnosti sú určené štruktúrou atómu. V tomto ohľade je pre chémiu najdôležitejšia vnútorná štruktúra atómu a predovšetkým štruktúra jeho elektronického obalu.

Modely atómovej štruktúry

Začiatkom 19. storočia D. Dalton oživil atómovú teóriu, pričom sa opieral o základné zákony chémie známe v tej dobe (stálosť zloženia, viacnásobné pomery a ekvivalenty). Prvé experimenty sa uskutočnili na štúdium štruktúry hmoty. Napriek uskutočneným objavom (atómy toho istého prvku majú rovnaké vlastnosti a atómy iných prvkov majú odlišné vlastnosti, bol zavedený koncept atómovej hmotnosti) bol atóm považovaný za nedeliteľný.

Po získaní experimentálnych dôkazov (koniec 19. - začiatok 20. storočia) o zložitosti štruktúry atómu (fotoelektrický efekt, katóda a röntgenové žiarenie, rádioaktivita) sa zistilo, že atóm pozostáva z negatívne a pozitívne nabitých častíc, ktoré interagujú s navzájom.

Tieto objavy dali impulz k vytvoreniu prvých modelov atómovej štruktúry. Bol navrhnutý jeden z prvých modelov J. Thomson(1904) (obr. 1): atóm si predstavovali ako „more pozitívnej elektriny“, v ktorom oscilujú elektróny.

Po experimentoch s α-časticami v roku 1911. Rutherford navrhol tzv planetárny model atómová štruktúra (obr. 1), podobná štruktúre slnečnej sústavy. Podľa planetárneho modelu sa v strede atómu nachádza veľmi malé jadro s nábojom Z e, ktorého rozmery sú približne 1 000 000-krát menšie ako rozmery samotného atómu. Jadro obsahuje takmer celú hmotnosť atómu a má kladný náboj. Elektróny sa pohybujú okolo jadra po dráhach, ktorých počet je určený nábojom jadra. Vonkajšia dráha elektrónov určuje vonkajšie rozmery atómu. Priemer atómu je 10 -8 cm, zatiaľ čo priemer jadra je oveľa menší -10 -12 cm.

Ryža. 1 Modely atómovej štruktúry podľa Thomsona a Rutherforda

Experimenty so štúdiom atómových spektier ukázali nedokonalosť planetárneho modelu štruktúry atómu, pretože tento model je v rozpore s čiarovou štruktúrou atómových spektier. Na základe Rutherfordovho modelu, Einsteinovej doktríny svetelných kvánt a Planckovej kvantovej teórie žiarenia Niels Bohr (1913) formulované postuláty, ktorý pozostáva teória atómovej štruktúry(obr. 2): elektrón sa môže otáčať okolo jadra nie po žiadnych, ale len po niektorých špecifických dráhach (stacionárnych), pohybom po takejto dráhe nevyžaruje elektromagnetickú energiu, žiarenie (absorpcia alebo emisia kvanta elektromagnetickej energie ) nastáva počas prechodu (skokového) elektrónu z jednej dráhy na druhú.

Ryža. 2. Model štruktúry atómu podľa N. Bohra

Nahromadený experimentálny materiál charakterizujúci štruktúru atómu ukázal, že vlastnosti elektrónov, ako aj iných mikroobjektov, nemožno opísať na základe konceptov klasickej mechaniky. Mikročastice sa riadia zákonmi kvantovej mechaniky, ktoré sa stali základom pre vznik moderný model atómovej štruktúry.

Hlavné tézy kvantovej mechaniky:

- energia je emitovaná a absorbovaná telesami v oddelených častiach - kvantá, preto sa energia častíc prudko mení;

- elektróny a iné mikročastice majú dvojakú povahu - prejavujú vlastnosti častíc aj vĺn (dualita vlna-častica);

— kvantová mechanika popiera prítomnosť určitých dráh pre mikročastice (pre pohybujúce sa elektróny nie je možné určiť presnú polohu, keďže sa pohybujú v priestore blízko jadra, môžete určiť len pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v rôznych častiach vesmíru).

Nazýva sa priestor v blízkosti jadra, v ktorom je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu pomerne vysoká (90 %) orbitálny.

Kvantové čísla. Pauliho princíp. Klechkovského pravidlá

Stav elektrónu v atóme možno opísať pomocou štyroch kvantové čísla.

n– hlavné kvantové číslo. Charakterizuje celkovú energetickú rezervu elektrónu v atóme a číslo energetickej hladiny. n nadobúda celočíselné hodnoty od 1 do ∞. Elektrón má najnižšiu energiu, keď n=1; so zvyšujúcou sa n – energiou. Stav atómu, keď sú jeho elektróny na takých energetických úrovniach, že ich celková energia je minimálna, sa nazýva základný stav. Stavy s vyššími hodnotami sa nazývajú vzrušené. Energetické hladiny sú označené arabskými číslicami podľa hodnoty n. Elektróny môžu byť usporiadané do siedmich úrovní, preto n v skutočnosti existuje od 1 do 7. Hlavné kvantové číslo určuje veľkosť elektrónového oblaku a určuje priemerný polomer elektrónu v atóme.

l– orbitálne kvantové číslo. Charakterizuje energetickú rezervu elektrónov v podúrovni a tvar orbitálu (tab. 1). Prijíma celočíselné hodnoty od 0 do n-1. l závisí od n. Ak n=1, potom l=0, čo znamená, že na 1. úrovni je 1. podúroveň.

m e– magnetické kvantové číslo. Charakterizuje orientáciu orbitálu v priestore. Prijíma celočíselné hodnoty od –l cez 0 po +l. Keď teda l=1 (p-orbitál), m e nadobúda hodnoty -1, 0, 1 a orientácia orbitálu môže byť rôzna (obr. 3).

Ryža. 3. Jedna z možných orientácií v priestore p-orbitálu

s– spinové kvantové číslo. Charakterizuje vlastnú rotáciu elektrónu okolo jeho osi. Akceptuje hodnoty -1/2(↓) a +1/2(). Dva elektróny v tom istom orbitále majú antiparalelné spiny.

Stanovuje sa stav elektrónov v atómoch Pauliho princíp: atóm nemôže mať dva elektróny s rovnakou sadou všetkých kvantových čísel. Stanoví sa postupnosť plnenia orbitálov elektrónmi Klechkovský vládne: orbitály sú pre tieto orbitály zaplnené elektrónmi v stúpajúcom poradí podľa súčtu (n+l), ak je súčet (n+l) rovnaký, potom sa najskôr vyplní orbitál s menšou hodnotou n.

Atóm však zvyčajne neobsahuje jeden, ale niekoľko elektrónov, a aby sa zohľadnila ich vzájomná interakcia, používa sa koncept efektívneho jadrového náboja - elektrón vo vonkajšej úrovni je vystavený náboju, ktorý je menší ako náboj. jadra, v dôsledku čoho vnútorné elektróny clonia vonkajšie.

Základné charakteristiky atómu: atómový polomer (kovalentný, kovový, van der Waalsov, iónový), elektrónová afinita, ionizačný potenciál, magnetický moment.

Elektrónové vzorce atómov

Všetky elektróny atómu tvoria jeho elektrónový obal. Je znázornená štruktúra elektrónového obalu elektronický vzorec, ktorá ukazuje distribúciu elektrónov cez energetické úrovne a podúrovne. Počet elektrónov v podúrovni je označený číslom, ktoré je napísané vpravo hore od písmena označujúceho podúroveň. Napríklad atóm vodíka má jeden elektrón, ktorý sa nachádza v s-podúrovni 1. energetickej hladiny: 1s 1. Elektrónový vzorec hélia obsahujúci dva elektróny je napísaný takto: 1s 2.

Pre prvky druhej periódy elektróny vypĺňajú 2. energetickú hladinu, ktorá nemôže obsahovať viac ako 8 elektrónov. Najprv elektróny naplnia s-podúroveň, potom p-podúroveň. Napríklad:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Vzťah medzi elektrónovou štruktúrou atómu a pozíciou prvku v periodickej tabuľke

Elektronický vzorec prvku je určený jeho pozíciou v periodickej tabuľke D.I. Mendelejev. Číslo periódy teda zodpovedá V prvkoch druhej periódy elektróny napĺňajú 2. energetickú hladinu, ktorá môže obsahovať najviac 8 elektrónov. Najprv vypĺňajú elektróny V prvkoch druhej periódy plnia elektróny 2. energetickú hladinu, ktorá nemôže obsahovať viac ako 8 elektrónov. Najprv elektróny naplnia s-podúroveň, potom p-podúroveň. Napríklad:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

V atómoch niektorých prvkov sa pozoruje fenomén „skoku“ elektrónov z vonkajšej energetickej hladiny na predposlednú. K úniku elektrónov dochádza v atómoch medi, chrómu, paládia a niektorých ďalších prvkov. Napríklad:

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

energetická hladina, ktorá nemôže obsahovať viac ako 8 elektrónov. Najprv elektróny naplnia s-podúroveň, potom p-podúroveň. Napríklad:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Skupinové číslo pre prvky hlavných podskupín sa rovná počtu elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine, takéto elektróny sa nazývajú valenčné elektróny (zúčastňujú sa na tvorbe chemickej väzby). Valenčné elektróny pre prvky vedľajších podskupín môžu byť elektróny vonkajšej energetickej hladiny a d-podúrovne predposlednej hladiny. Skupinový počet prvkov sekundárnych podskupín III-VII skupín, ako aj pre Fe, Ru, Os, zodpovedá celkovému počtu elektrónov v s-podúrovni vonkajšej energetickej hladiny a d-podúrovni predposlednej hladiny.

Úlohy:

Nakreslite elektrónové vzorce atómov fosforu, rubídia a zirkónu. Označte valenčné elektróny.

odpoveď:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Valenčné elektróny 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Valenčné elektróny 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Valenčné elektróny 4d 2 5s 2