Elektroninė atomo struktūra. Atomo sandaros diagrama: branduolys, elektronų apvalkalas. Pavyzdžiai

Bet kuri medžiaga yra sudaryta iš labai mažų dalelių, vadinamų atomai . Atomas yra mažiausia dalelė cheminis elementas, išsaugodamas visas jam būdingas savybes. Norint įsivaizduoti atomo dydį, pakanka pasakyti, kad jei jie galėtų būti išdėstyti arti vienas kito, milijonas atomų užimtų tik 0,1 mm atstumą.

Tolesnė materijos struktūros mokslo plėtra parodė, kad atomas taip pat turi sudėtingą struktūrą ir susideda iš elektronų ir protonų. Taip atsirado elektroninė materijos sandaros teorija.

Senovėje buvo atrasta, kad yra dviejų tipų elektra: teigiama ir neigiama. Kūne esantis elektros kiekis buvo vadinamas krūviu. Priklausomai nuo kūno turimos elektros energijos tipo, krūvis gali būti teigiamas arba neigiamas.

Taip pat eksperimentiškai buvo nustatyta, kad panašūs krūviai atstumia, o skirtingai nei traukia.

Pasvarstykime elektroninė atomo struktūra. Atomai yra sudaryti iš dar mažesnių dalelių nei jie patys, vadinami elektronų.

APIBRĖŽIMAS:Elektronas yra mažiausia materijos dalelė, turinti mažiausią neigiamą elektros krūvį.

Elektronai skrieja aplink centrinį branduolį, kurį sudaro vienas ar daugiau protonų Ir neutronų, koncentrinėse orbitose. Elektronai – tai neigiamo krūvio dalelės, protonai – teigiamai, o neutronai – neutralūs (1.1 pav.).

APIBRĖŽIMAS:Protonas yra mažiausia medžiagos dalelė, turinti mažiausią teigiamą elektros krūvį.

Elektronų ir protonų egzistavimas nekelia abejonių. Mokslininkai ne tik nustatė elektronų ir protonų masę, krūvį ir dydį, bet netgi privertė juos dirbti įvairiuose elektros ir radijo inžinerijos įrenginiuose.

Taip pat buvo nustatyta, kad elektrono masė priklauso nuo jo judėjimo greičio ir kad elektronas ne tik juda į priekį erdvėje, bet ir sukasi aplink savo ašį.

Paprasčiausia struktūra yra vandenilio atomas (1.1 pav.). Jį sudaro protono branduolys ir dideliu greičiu aplink branduolį besisukantis elektronas, sudarantis išorinį atomo apvalkalą (orbitą). Sudėtingesni atomai turi kelis apvalkalus, per kuriuos sukasi elektronai.

Šie apvalkalai nuosekliai užpildomi elektronais iš branduolio (1.2 pav.).

Dabar pažiūrėkime į tai . Tolimiausias apvalkalas vadinamas valentingumas, o jame esančių elektronų skaičius vadinamas valentingumas. Kuo toliau nuo šerdies valentinis apvalkalas, todėl tuo mažesnę traukos jėgą patiria kiekvienas valentinis elektronas iš branduolio. Taigi atomas padidina galimybę prijungti elektronus prie savęs tuo atveju, jei valentinis apvalkalas nėra užpildytas ir yra toli nuo branduolio, arba juos praranda.
Išorinio apvalkalo elektronai gali priimti energiją. Jeigu elektronai valentiniame apvalkale gauna reikalingas lygis energijos iš išorinės jėgos, jie gali nuo jo atitrūkti ir palikti atomą, tai yra tapti laisvais elektronais. Laisvieji elektronai gali atsitiktinai judėti iš vieno atomo į atomą. Tos medžiagos, kuriose yra daug laisvųjų elektronų, vadinamos laidininkai .

Izoliatoriai , yra laidininkų priešingybė. Jie apsaugo nuo nutekėjimo elektros srovė. Izoliatoriai yra stabilūs, nes vienų atomų valentiniai elektronai užpildo kitų atomų valentinius apvalkalus, juos sujungdami. Tai neleidžia susidaryti laisviesiems elektronams.
Užimkite tarpinę padėtį tarp izoliatorių ir laidininkų puslaidininkiai , bet apie juos pakalbėsime vėliau
Pasvarstykime atomo savybės. Atomas, turintis tiek pat elektronų ir protonų, yra elektriškai neutralus. Atomas, įgyjantis vieną ar daugiau elektronų, tampa neigiamai įkrautas ir vadinamas neigiamu jonu. Jei atomas praranda vieną ar daugiau elektronų, jis tampa teigiamu jonu, tai yra, jis tampa teigiamai įkrautas.

Mendelejevo periodinė elementų lentelė. Atomo sandara.

MENDELEJEVO PERIODINĖ ELEMENTŲ SISTEMA – cheminė klasifikacija. rusų sukurti elementai. mokslininkas D. I. Mendelejevas, remdamasis jo atrastu periodiškumu (1869 m.). įstatymas.

Modernus periodinė formuluotė dėsnis: elementų savybės (pasireiškiančios paprastais junginiais ir junginiais) randamos periodiniais laikotarpiais. priklausomai nuo jų atomų branduolių krūvio.

Įkrauti atomo branduolys Z yra lygus cheminės medžiagos atominiam (eilės) skaičiui. elementas P. s. e. M. Jei visus elementus išdėstysite didėjimo tvarka Z. (vandenilis H, Z = 1; helis He, Z = 2; litis Li, Z == 3; berilis Be, Z = 4 ir kt.), tada jie susidaro 7 periodai. Kiekviename iš šių laikotarpių stebimas reguliarus elementų savybių pokytis – nuo ​​pirmojo periodo elemento (šarminis metalas) iki paskutinio (tauriosios dujos). Pirmajame periode yra 2 elementai, 2 ir 3 - po 8 elementus, 4 ir 5 - 18, 6 - 32. 7 periode žinoma 19 elementų. 2 ir 3 periodai paprastai vadinami mažaisiais, visi vėlesni – dideliais. Jei periodus išdėstysite horizontalių eilučių pavidalu, tada gauta lentelėje bus parodytos 8 vertikalios linijos. stulpeliai; Tai elementų grupės, kurios savo savybėmis yra panašios.

Elementų savybės grupėse taip pat natūraliai kinta priklausomai nuo Z padidėjimo. Pavyzdžiui, grupėje Li - Na - K - Rb - Cs - Fr cheminis kiekis didėja. metalo aktyvumą sustiprina oksidų ir hidroksidų prigimtis.

Iš atominės sandaros teorijos išplaukia, kad elementų savybių periodiškumą lemia elektronų apvalkalų susidarymo aplink branduolį dėsniai. Didėjant elemento Z, atomas tampa sudėtingesnis – daugėja elektronų, supančių branduolį, ir ateina momentas, kai baigiasi vieno elektrono apvalkalo užpildymas ir prasideda kito, išorinio apvalkalo formavimasis. Mendelejevo sistemoje tai sutampa su naujo laikotarpio pradžia. Elementai, turintys 1, 2, 3 ir tt elektronus naujame apvalkale, savo savybėmis panašūs į tuos elementus, kurie taip pat turėjo 1, 2, 3 ir tt išorinius elektronus, nors jų skaičius yra vidinis. elektronų apvalkalų buvo vienu (ar keliais) mažiau: Na panašus į Li (vienas išorinis elektronas), Mg – kaip Be (2 išoriniai elektronai); A1 - į B (3 išoriniai elektronai) ir tt Su elemento padėtimi P. s. e. M. yra susiję su jo chemine medžiaga. ir daug daugiau fizinis Šv.

Buvo pasiūlyta daug (apie 1000) grafinių variantų. P. s. vaizdai. e. M. Dažniausi 2 variantai P. s. e. M. - trumpi ir ilgi stalai; k.-l. esminis skirtumas tarp jų nėra. Priede yra viena iš trumpos lentelės parinkčių. Lentelėje laikotarpių numeriai pateikti pirmajame stulpelyje (nurodyta Arabiški skaitmenys 1–7). Grupės numeriai nurodyti viršuje romėniškais skaitmenimis I – VIII. Kiekviena grupė suskirstyta į du pogrupius – a ir b. Elementų rinkinys, kuriam vadovauja mažų laikotarpių elementai, kartais vadinami. pagrindiniai pogrupiai yra a-m ir (Li vadovauja pogrupiui šarminių metalų. F – halogenai, He – inertinės dujos ir kt.). Šiuo atveju vadinami likę didelių laikotarpių elementų pogrupiai. šalutiniai poveikiai.

Elementai, kurių Z = 58 - 71 dėl ypatingo jų atomų sandaros artumo ir jų chemijos panašumo. St. sudaro lantanidų šeimą, kuri yra įtraukta į III grupę, tačiau patogumo dėlei yra lentelės apačioje. Elementai, kurių Z = 90–103, dažnai priskiriami aktinidų šeimai dėl tų pačių priežasčių. Po jų seka elementas, kurio Z = 104 - curchatovy ir elementas, kurio Z = 105 (žr. Nilsboriumą). 1974 m. liepos mėn. Pelėdos. fizikai pranešė apie elemento, kurio Z = 106, atradimą, o sausio mėn. 1976 – elementai, kurių Z = 107. Vėliau buvo susintetinti elementai, kurių Z = 108 ir 109. Žemutinė. riba P. s. e. M. yra žinomas - jį duoda vandenilis, nes negali būti elemento, kurio branduolio krūvis mažesnis už vieną. Kyla klausimas, kokia yra viršutinė P. s. e. M., t.y., kokią kraštutinę vertę gali pasiekti menas. elementų sintezė lieka neišspręsta. (Sunkieji branduoliai yra nestabilūs, todėl americis su Z = 95 ir vėlesni elementai gamtoje nerandami, bet gaunami branduolinės reakcijos; tačiau tolimesnių transurano elementų srityje atsiranda vadinamųjų. stabilumo salos, ypač Z = 114.) str. periodiškai naujų elementų sintezė. teisė ir P. s. e. M. vaidina pagrindinį vaidmenį. Mendelejevo dėsnis ir sistema yra vieni iš svarbiausių gamtos mokslo apibendrinimų ir sudaro šiuolaikinio mokslo pagrindą. pamokymai apie salos sandarą.

Elektroninė atomo struktūra.

Šioje ir kitose pastraipose kalbama apie atomo elektroninio apvalkalo modelius. Svarbu tai suprasti mes kalbame apie tiksliai apie modeliai. Žinoma, tikrieji atomai yra sudėtingesni, ir mes vis dar ne viską apie juos žinome. Tačiau šiuolaikinis teorinis modelis elektroninė struktūra atomas leidžia sėkmingai paaiškinti ir net numatyti daugelį cheminių elementų savybių, todėl plačiai naudojamas gamtos moksluose.

Pirmiausia panagrinėkime išsamiau N. Bohro pasiūlytą „planetinį“ modelį (2-3 pav. c).

Ryžiai. 2-3 c. Bohro „planetinis“ modelis.

Danų fizikas N. Bohras 1913 metais pasiūlė atomo modelį, kuriame elektronų dalelės sukasi aplink atomo branduolį maždaug taip, kaip planetos sukasi aplink Saulę. Bohras teigė, kad elektronai atome gali stabiliai egzistuoti tik orbitose, pašalintose iš branduolio griežtai tam tikrais atstumais. Jis šias orbitas pavadino stacionariomis. Už stacionarių orbitų ribų elektronas negali egzistuoti. Kodėl taip buvo, Bohras tuo metu negalėjo paaiškinti. Bet jis parodė, kad toks modelis leidžia paaiškinti daugybę eksperimentinių faktų (tai plačiau aptariama 2.7 pastraipoje).

Elektronų orbitos Bohro modelyje žymimos sveikaisiais skaičiais 1, 2, 3, ... n, pradedant nuo arčiausiai šerdies esančios. Toliau tokias orbitas vadinsime lygius. Norint apibūdinti elektroninę vandenilio atomo struktūrą, pakanka vien lygių. Tačiau sudėtingesniuose atomuose, kaip paaiškėjo, lygiai susideda iš panašių energijų polygiai. Pavyzdžiui, 2 lygis susideda iš dviejų polygių (2s ir 2p). Trečiasis lygis susideda iš 3 antrinių lygių (3s, 3p ir 3d), kaip parodyta Fig. 2-6. Ketvirtasis lygis (jis netilpo paveiksle) susideda iš 4s, 4p, 4d, 4f polygių. 2.7 pastraipoje mes jums pasakysime, iš kur tiksliai kilo šie žemesnio lygio pavadinimai fiziniai eksperimentai, kuris leido mums „pamatyti“ elektroniniai lygiai ir sublygiai atomuose.

Ryžiai. 2-6. Bohro modelis atomams, sudėtingesniems už vandenilio atomą. Brėžinys nėra mastelio – iš tikrųjų to paties lygio polygiai yra daug arčiau vienas kito.

Bet kurio atomo elektronų apvalkale yra lygiai tiek elektronų, kiek jo branduolyje yra protonų, todėl visas atomas yra elektriškai neutralus. Elektronai atome užpildo lygius ir polygius, esančius arčiausiai branduolio, nes šiuo atveju jų energija yra mažesnė nei tuo atveju, jei jie apgyvendintų tolimesnius lygius. Kiekviename lygyje ir polygyje gali būti tik tam tikras elektronų skaičius.

Polygiai, savo ruožtu, susideda iš vienodos energijos orbitalės(jie nepavaizduoti 2-6 pav.). Vaizdžiai tariant, jei atomo elektronų debesis lyginamas su miestu ar gatve, kurioje „gyvena“ visi tam tikro atomo elektronai, tai lygis gali būti lyginamas su namu, polygis su butu, o orbitalė – su vietos elektronams. Visos bet kurio polygio orbitos turi tą pačią energiją. S polygyje yra tik vienas „kambarys“ - orbitalė. P-sublygis turi 3 orbitales, d-sublygis turi 5, o f-sublygis turi net 7 orbitales. Kiekvienoje „kambario“ orbitoje gali „gyventi“ vienas ar du elektronai. Vadinamas draudimas turėti daugiau nei du elektronus vienoje orbitoje Paulio draudimas- pavadintas tai atradusio mokslininko vardu svarbi savybė atomo struktūra. Kiekvienas atomo elektronas turi savo „adresą“, kuris parašytas kaip keturių skaičių rinkinys, vadinamas „kvantu“. Kvantiniai skaičiai bus išsamiai aptarti 2.7 skyriuje. Čia paminėsime tik pagrindinį kvantinį skaičių n(žr. 2-6 pav.), kuris elektrono „adrese“ nurodo lygio, kuriame šis elektronas egzistuoja, skaičių.

©2015-2019 svetainė
Visos teisės priklauso jų autoriams. Ši svetainė nepretenduoja į autorystę, tačiau suteikia galimybę nemokamai naudotis.
Puslapio sukūrimo data: 2016-08-20

Cheminės medžiagos yra tai, iš ko susideda mus supantis pasaulis.

Kiekvienos cheminės medžiagos savybės skirstomos į dvi rūšis: chemines, kurios apibūdina jos gebėjimą sudaryti kitas medžiagas, ir fizines, kurios yra objektyviai stebimos ir gali būti vertinamos atskirai nuo cheminių virsmų. Pavyzdžiui, fizinės medžiagos savybės yra jos agregacijos būsena (kieta, skysta arba dujinė), šilumos laidumas, šiluminė talpa, tirpumas skirtingos aplinkos(vanduo, alkoholis ir kt.), tankis, spalva, skonis ir kt.

Kai kurių transformacijos cheminių medžiagų kitose medžiagose vadinami cheminiais reiškiniais arba cheminėmis reakcijomis. Reikėtų pažymėti, kad yra ir fizinių reiškinių, kuriuos akivaizdžiai lydi kai kurių pokyčių fizines savybes medžiagas, nekeičiant į kitas medžiagas. KAM fiziniai reiškiniai, pavyzdžiui, ledo tirpimas, vandens užšalimas ar išgarinimas ir pan.

Tai, kad bet kokio proceso metu vyksta cheminis reiškinys, galima spręsti stebint būdingi bruožai cheminės reakcijos, pvz., spalvos pasikeitimas, nusėdimas, dujų išsiskyrimas, šiluma ir (arba) šviesa.

Pavyzdžiui, išvadą apie cheminių reakcijų atsiradimą galima padaryti stebint:

Nuosėdų susidarymas verdant vandeniui, kasdieniame gyvenime vadinamas nuosėdomis;

Šilumos ir šviesos išsiskyrimas degant ugniai;

Šviežio obuolio pjūvio spalvos pasikeitimas ore;

Dujų burbuliukų susidarymas tešlos fermentacijos metu ir kt.

Mažiausios medžiagos dalelės, kurios cheminių reakcijų metu praktiškai nesikeičia, o tik nauju būdu jungiasi viena su kita, vadinamos atomais.

Pati mintis apie tokių materijos vienetų egzistavimą kilo dar Senovės Graikija senovės filosofų mintyse, kas iš tikrųjų paaiškina termino „atomas“ kilmę, nes „atomos“ pažodžiui išvertus iš graikų kalbos reiškia „nedalomas“.

Tačiau, priešingai nei mano senovės graikų filosofai, atomai nėra absoliutus materijos minimumas, t.y. jie patys turi sudėtingą struktūrą.

Kiekvienas atomas susideda iš vadinamųjų subatominių dalelių – protonų, neutronų ir elektronų, atitinkamai žymimų simboliais p +, n o ir e -. Naudojamo žymėjimo viršutinis indeksas rodo, kad protonas turi vienetinį teigiamą krūvį, elektronas turi vienetą neigiamą krūvį, o neutronas neturi.

Kalbant apie kokybiškas įrenginys atomo, tada kiekvienam atomui visi protonai ir neutronai susitelkia vadinamajame branduolyje, aplink kurį elektronai sudaro elektronų apvalkalą.

Protono ir neutrono masės beveik vienodos, t.y. m p ≈ m n, o elektrono masė beveik 2000 kartų mažesnė už kiekvieno iš jų masę, t.y. m p /m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Kadangi pagrindinė atomo savybė yra jo elektrinis neutralumas, o vieno elektrono krūvis lygus vieno protono krūviui, iš to galime daryti išvadą, kad elektronų skaičius bet kuriame atome yra lygus protonų skaičiui.

Pavyzdžiui, toliau pateiktoje lentelėje parodyta galima atomų sudėtis:

Vienodo branduolio krūvio atomų tipas, t.y. Su tas pats numeris jų branduoliuose esantys protonai vadinami cheminiu elementu. Taigi iš aukščiau pateiktos lentelės galime daryti išvadą, kad atomas1 ir atomas2 priklauso vienam cheminiam elementui, o atomas3 ir atomas4 priklauso kitam cheminiam elementui.

Kiekvienas cheminis elementas turi savo pavadinimą ir individualų simbolį, kuris skaitomas tam tikru būdu. Taigi, pavyzdžiui, paprasčiausias cheminis elementas, kurio atomų branduolyje yra tik vienas protonas, vadinamas „vandeniliu“ ir žymimas simboliu „H“, kuris skaitomas kaip „pelenai“, o cheminis elementas su branduolinis krūvis +7 (ty turintis 7 protonus) - „azotas“, turi simbolį „N“, kuris skaitomas kaip „en“.

Kaip matote iš aukščiau esančios lentelės, vieno cheminio elemento atomai gali skirtis pagal neutronų skaičių jų branduoliuose.

Atomai, priklausantys tam pačiam cheminiam elementui, bet turintys skirtingi kiekiai neutronai ir dėl to masė vadinami izotopais.

Pavyzdžiui, cheminis elementas vandenilis turi tris izotopus – 1 H, 2 H ir 3 H. Virš simbolio H esantys indeksai 1, 2 ir 3 reiškia bendrą neutronų ir protonų skaičių. Tie. Žinodami, kad vandenilis yra cheminis elementas, kuriam būdinga tai, kad jo atomų branduoliuose yra vienas protonas, galime daryti išvadą, kad 1H izotope iš viso nėra neutronų (1-1 = 0), 2 H izotope - 1 neutronas (2-1=1), o 3 H izotope - du neutronai (3-1=2). Kadangi, kaip jau minėta, neutrono ir protono masė yra vienoda, o elektrono masė, palyginti su jais, yra nežymiai maža, tai reiškia, kad 2 H izotopas yra beveik dvigubai sunkesnis už 1 H izotopą, o 3 H izotopas net tris kartus sunkesnis . Dėl tokios didelės sklaidos vandenilio izotopų masėse izotopams 2 H ir 3 H net buvo priskirti atskiri individualūs pavadinimai ir simboliai, kas nebūdinga jokiam kitam cheminiam elementui. 2H izotopas buvo pavadintas deuteriu ir jam suteiktas simbolis D, o 3H izotopas buvo pavadintas tričiu ir simboliu T.

Jei laikysime protono ir neutrono masę kaip vieną ir nepaisysime elektrono masės, iš tikrųjų viršutinis kairysis indeksas, be bendro protonų ir neutronų skaičiaus atome, gali būti laikomas jo mase, todėl šis indeksas vadinamas masės skaičiumi ir žymimas simboliu A. Kadangi bet kurio protono branduolio krūvis atitinka atomą, o kiekvieno protono krūvis paprastai laikomas lygiu +1, protonų skaičius branduolyje vadinamas įkrovos numeriu (Z). Neutronų skaičių atome pažymėjus kaip N, masės skaičiaus, krūvio skaičiaus ir neutronų skaičiaus santykis gali būti matematiškai išreikštas taip:

Remiantis šiuolaikinėmis koncepcijomis, elektronas turi dvigubą (dalelių bangos) prigimtį. Jis turi ir dalelės, ir bangos savybių. Kaip ir dalelė, elektronas turi masę ir krūvį, tačiau tuo pat metu elektronų srautui, kaip ir bangai, būdinga savybė difrakcijai.

Elektrono būsenai atome apibūdinti pasitelkiamos kvantinės mechanikos sąvokos, pagal kurias elektronas neturi konkrečios judėjimo trajektorijos ir gali išsidėstyti bet kuriame erdvės taške, tačiau su skirtingomis tikimybėmis.

Erdvės aplink branduolį sritis, kurioje greičiausiai randamas elektronas, vadinama atomine orbita.

Atominė orbita gali turėti įvairių formų, dydis ir orientacija. Atominė orbita taip pat vadinama elektronų debesimi.

Grafiškai viena atominė orbita paprastai žymima kaip kvadratinė ląstelė:

Kvantinė mechanika turi itin sudėtingą matematinį aparatą, todėl mokyklinio chemijos kurso rėmuose nagrinėjamos tik kvantinės mechanikos teorijos pasekmės.

Pagal šias pasekmes bet kuri atominė orbita ir joje esantis elektronas visiškai charakterizuojami 4 kvantiniais skaičiais.

• Pagrindinis kvantinis skaičius n nustato bendrą elektrono energiją tam tikroje orbitoje. Pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmių diapazonas – visi sveikieji skaičiai, t.y. n = 1,2,3,4,5 ir t.t.
• Orbitinis kvantinis skaičius – l – apibūdina atominės orbitos formą ir gali turėti bet kokią sveikojo skaičiaus reikšmę nuo 0 iki n-1, kur n, prisiminimas, yra pagrindinis kvantinis skaičius.

Vadinamos orbitalės, kurių l = 0 s- orbitos. s-orbitalės yra sferinės formos ir neturi kryptingumo erdvėje:

Vadinamos orbitalės, kurių l = 1 p- orbitos. Šios orbitos turi trimatės aštuonių figūrų formą, t.y. forma, gauta sukant aštuonetą aplink simetrijos ašį, ir iš išorės primena hantelį:

Vadinamos orbitalės, kurių l = 2 d- orbitos, o kai l = 3 – f- orbitos. Jų struktūra yra daug sudėtingesnė.

3) Magnetinis kvantinis skaičius – m l – nustato konkrečios atominės orbitos erdvinę orientaciją ir išreiškia orbitos kampinio momento projekciją į kryptį magnetinis laukas. Magnetinis kvantinis skaičius m l atitinka orbitos orientaciją išorinio magnetinio lauko stiprumo vektoriaus krypties atžvilgiu ir gali priimti bet kokias sveikąsias reikšmes nuo –l iki +l, įskaitant 0, t.y. bendras galimų verčių skaičius yra (2l+1). Taigi, pavyzdžiui, l = 0 m l = 0 (viena reikšmė), l = 1 m l = -1, 0, +1 (trys reikšmės), l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (penkios magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmės) ir kt.

Taigi, pavyzdžiui, p-orbitalės, t.y. orbitos, kurių orbitinis kvantinis skaičius l = 1, turinčios „trimatės aštuonių figūros“ formą, atitinka tris magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmes (-1, 0, +1), kurios, savo ruožtu, atitinka tris viena kitai statmenas erdvėje kryptis.

4) sukimosi kvantinis skaičius (arba tiesiog sukinys) - m s - paprastai gali būti laikomas atsakingu už elektrono sukimosi kryptį atome; jis gali įgyti reikšmes. Elektronai su skirtingais sukimais žymimi vertikaliomis rodyklėmis, nukreiptomis į vidų skirtingos pusės: ↓ ir .

Visų atomo orbitalių, turinčių tą patį pagrindinį kvantinį skaičių, rinkinys vadinamas energijos lygiu arba elektronų apvalkalu. Bet koks savavališkas energijos lygis su tam tikru skaičiumi n susideda iš n 2 orbitalių.

Orbitų rinkinys, turintis tas pačias pagrindinio kvantinio skaičiaus ir orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmes, reiškia energijos polygį.

Kiekvienas energijos lygis, atitinkantis pagrindinį kvantinį skaičių n, turi n polygių. Savo ruožtu kiekvienas energijos polygis, kurio orbitinis kvantinis skaičius l, susideda iš (2l+1) orbitalių. Taigi, s polygis susideda iš vienos s orbitalės, p polygis susideda iš trijų p orbitalių, d sublygis susideda iš penkių d orbitalių, o f polygis susideda iš septynių f orbitalių. Kadangi, kaip jau minėta, viena atominė orbita dažnai žymima viena kvadratine ląstele, s-, p-, d- ir f-polygiai gali būti grafiškai pavaizduoti taip:

Kiekviena orbita atitinka atskirą griežtai apibrėžtą trijų kvantinių skaičių n, l ir m l rinkinį.

Elektronų pasiskirstymas tarp orbitalių vadinamas elektronų konfigūracija.

Atominės orbitalės užpildomos elektronais pagal tris sąlygas:

• Minimalios energijos principas: Elektronai užpildo orbitales pradedant nuo žemiausio energijos polygio. Polygių seka didėjančia jų energijų tvarka yra tokia: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Kad būtų lengviau atsiminti šią elektroninių polygių pildymo seką, labai patogu yra tokia grafinė iliustracija:

• Pauli principas: Kiekvienoje orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai.

Jei orbitoje yra vienas elektronas, tai jis vadinamas nesuporuotu, o jei yra du, tada jie vadinami elektronų pora.

• Hundo taisyklė: stabiliausia atomo būsena yra ta, kai viename polygyje atomas turi didžiausią galimą nesuporuotų elektronų skaičių. Ši stabiliausia atomo būsena vadinama pagrindine.

Tiesą sakant, tai, kas išdėstyta pirmiau, reiškia, kad, pavyzdžiui, 1-ojo, 2-ojo, 3-iojo ir 4-ojo elektronų išdėstymas trijose p-polygio orbitose bus atliekamas taip:

Atominės orbitalės užpildomos iš vandenilio, kurio įkrovos numeris yra 1, į kriptoną (Kr), kurio įkrovos skaičius yra 36, ​​taip:

Toks atominių orbitalių užpildymo tvarkos pavaizdavimas vadinamas energijos diagrama. Remiantis atskirų elementų elektroninėmis diagramomis, galima užrašyti jų vadinamąsias elektronines formules (konfigūracijas). Taigi, pavyzdžiui, elementas, turintis 15 protonų ir dėl to 15 elektronų, t.y. fosforo (P) energijos diagrama bus tokia:

Konvertuojant į elektroninę formulę, fosforo atomas įgis tokią formą:

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

Įprasto dydžio skaičiai polygio simbolio kairėje rodo energijos lygio numerį, o viršutiniai indeksai dešinėje polygio simbolio rodo elektronų skaičių atitinkamame polygyje.

Žemiau pateikiamos D.I. pirmųjų 36 periodinės lentelės elementų elektroninės formulės. Mendelejevas.

Kaip jau minėta, pagrindinėje būsenoje elektronai atominėse orbitose išsidėstę pagal mažiausios energijos principą. Tačiau esant tuščioms p-orbitalėms pagrindinėje atomo būsenoje, dažnai, suteikiant jam energijos perteklių, atomas gali būti perkeltas į vadinamąją sužadintą būseną. Pavyzdžiui, boro atomas pagrindinėje būsenoje turi elektroninę konfigūraciją ir tokios formos energijos diagramą:

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

Ir susijaudinus (*), t.y. Kai boro atomui suteikiama šiek tiek energijos, jo elektronų konfigūracija ir energijos diagrama atrodys taip:

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

Priklausomai nuo to, kuris atomo polygis užpildytas paskutinis, cheminiai elementai skirstomi į s, p, d arba f.

s, p, d ir f elementų radimas lentelėje D.I. Mendelejevas:

• S elementai turi paskutinį s polygį, kurį reikia užpildyti. Šie elementai apima pagrindinių (lentelės langelio kairėje) I ir II grupių pogrupių elementus.
• P elementams užpildomas p polygis. P-elementai apima paskutinius šešis kiekvieno laikotarpio elementus, išskyrus pirmąjį ir septintąjį, taip pat pagrindinių III-VIII grupių pogrupių elementus.
• d-elementai dideliais laikotarpiais yra tarp s- ir p-elementų.
• f-elementai vadinami lantanidais ir aktinidais. Jie išvardyti D.I. lentelės apačioje. Mendelejevas.

Kadangi vykstant cheminėms reakcijoms reaguojančių atomų branduoliai išlieka nepakitę (išskyrus radioaktyvius virsmus), atomų cheminės savybės priklauso nuo jų elektroninio apvalkalo sandaros. teorija elektroninė atomo struktūra pastatytas kvantinės mechanikos aparato pagrindu. Taigi, atominės energijos lygių struktūrą galima gauti remiantis kvantiniais mechaniniais elektronų radimo erdvėje aplink atomo branduolį tikimybių skaičiavimais ( ryžių. 4.5).

Ryžiai. 4.5. Energijos lygių padalijimo į polygius schema

Atomo elektroninės sandaros teorijos pagrindai redukuojami iki šių nuostatų: kiekvieno elektrono būsena atome apibūdinama keturiais kvantiniais skaičiais: pagrindinis kvantinis skaičius. n = 1, 2, 3,; orbitinė (azimutinė) l=0,1,2, n–1; magnetinis m l = -l, –1,0,1,  l; suktis m s = -1/2, 1/2 .

Pagal Pauli principas, tame pačiame atome negali būti dviejų elektronų, turinčių tą patį keturių kvantinių skaičių rinkinį n, l, m l , m s; elektronų rinkiniai, turintys tuos pačius pagrindinius kvantinius skaičius n, sudaro elektronų sluoksnius arba atomo energijos lygius, sunumeruotus pagal branduolį ir žymimus kaip K, L, M, N, O, P, Q, ir energijos sluoksnyje su nurodyta verte n negali būti daugiau nei 2n 2 elektronų. Elektronų, turinčių tuos pačius kvantinius skaičius, rinkiniai n Ir l, sudaro polygius, pažymėtus jiems tolstant nuo šerdies kaip s, p, d, f.

Tikimybinis elektrono padėties erdvėje aplink atomo branduolį nustatymas atitinka Heizenbergo neapibrėžties principą. Remiantis kvantinės mechanikos sampratomis, elektronas atome neturi konkrečios judėjimo trajektorijos ir gali būti bet kurioje erdvės dalyje aplink branduolį, o įvairios jo padėtys laikomos elektronų debesiu, turinčiu tam tikrą neigiamo krūvio tankį. Erdvė aplink branduolį, kurioje greičiausiai bus elektronas, vadinama orbitos. Jame yra apie 90% elektronų debesies. Kiekvienas polygis 1s, 2s, 2p ir tt atitinka tam tikrą skaičių tam tikros formos orbitų. Pavyzdžiui, 1s- Ir 2s- orbitalės yra sferinės ir 2p-orbitos ( 2p x , 2p y , 2p z-orbitalės) yra orientuotos viena kitai statmenomis kryptimis ir turi hantelio formą ( ryžių. 4.6).

Ryžiai. 4.6. Elektronų orbitalių forma ir orientacija.

Vykstant cheminėms reakcijoms atomo branduolys nesikeičia, keičiasi tik elektroniniai atomų apvalkalai, kurių struktūra paaiškina daugelį cheminių elementų savybių. Remiantis atomo elektroninės sandaros teorija, buvo nustatyta Mendelejevo periodinio cheminių elementų dėsnio gilioji fizikinė prasmė ir sukurta cheminio ryšio teorija.

Periodinės cheminių elementų sistemos teorinis pagrindimas apima duomenis apie atomo struktūrą, patvirtinantį ryšį tarp cheminių elementų savybių pokyčių periodiškumo ir periodinio panašaus tipo elektroninių jų atomų konfigūracijų pasikartojimo.

Atsižvelgiant į atomo sandaros doktriną, Mendelejevo visų elementų padalijimas į septynis periodus tampa pagrįstas: periodo skaičius atitinka atomų, užpildytų elektronais, energijos lygių skaičių. Mažais laikotarpiais, padidėjus teigiamam atomų branduolių krūviui, elektronų skaičius išoriniame lygyje padidėja (nuo 1 iki 2 per pirmąjį laikotarpį ir nuo 1 iki 8 per antrąjį ir trečiąjį periodus), o tai paaiškina elementų savybių pokytis: laikotarpio pradžioje (išskyrus pirmąjį) yra šarminis metalas, vėliau stebimas laipsniškas metalinių savybių silpnėjimas ir nemetalinių savybių stiprėjimas. Šį modelį galima atsekti antrojo laikotarpio elementams 4.2 lentelė.

4.2 lentelė.

Dideliais laikotarpiais, didėjant branduolių krūviui, sunkesnis lygių užpildymas elektronais, o tai paaiškina sudėtingesnį elementų savybių kitimą, palyginti su mažų periodų elementais.

Cheminių elementų savybių identiškumas pogrupiuose paaiškinamas panašia išorinio energijos lygio struktūra, kaip parodyta stalo 4.3, iliustruojantis energijos lygių užpildymo elektronais seką šarminių metalų pogrupiams.

4.3 lentelė.

Grupės numeris paprastai nurodo elektronų skaičių atome, kuris gali dalyvauti formuojant cheminius ryšius. Tai yra fizinė grupės numerio reikšmė. Keturiose periodinės lentelės vietose elementai nėra išdėstyti didėjančios atominės masės tvarka: Ar Ir K,Co Ir Ni,Te Ir aš,Th Ir Pa. Šie nukrypimai buvo laikomi periodinės cheminių elementų lentelės trūkumais. Atomo sandaros doktrina paaiškino šiuos nukrypimus. Eksperimentinis branduolinių krūvių nustatymas parodė, kad šių elementų išsidėstymas atitinka jų branduolių krūvių padidėjimą. Be to, eksperimentinis atomų branduolių krūvių nustatymas leido nustatyti elementų skaičių tarp vandenilio ir urano, taip pat lantanidų skaičių. Dabar visos periodinės lentelės vietos užpildomos intervalu nuo Z=1 prieš Z=114, tačiau periodinė sistema nėra pilna, galima atrasti naujų transurano elementų.

Pažiūrėkime, kaip kuriamas atomas. Nepamirškite, kad kalbėsime tik apie modelius. Praktiškai atomai yra daug sudėtingesnė struktūra. Tačiau šiuolaikinių pokyčių dėka mes galime paaiškinti ir netgi sėkmingai numatyti savybes (net jei ne visas). Taigi, kokia yra atomo struktūra? Iš ko jis padarytas?

Atomo planetinis modelis

Pirmą kartą jį pasiūlė danų fizikas N. Bohras 1913 m. Tai pirmoji atominės sandaros teorija, pagrįsta moksliniais faktais. Be to, jis padėjo pagrindą šiuolaikinei teminei terminijai. Jame elektronai dalelės sukuria sukimosi judesius aplink atomą pagal tą patį principą, kaip ir planetos aplink Saulę. Bohras pasiūlė, kad jie galėtų egzistuoti tik orbitose, esančiose griežtai apibrėžtu atstumu nuo branduolio. Mokslininkas negalėjo paaiškinti, kodėl taip yra moksliniu požiūriu, tačiau tokį modelį patvirtino daugybė eksperimentų. Orbitoms žymėti buvo naudojami sveikieji skaičiai, pradedant nuo vieno, kuris buvo sunumeruotas arčiausiai branduolio. Visos šios orbitos dar vadinamos lygiais. Vandenilio atomas turi tik vieną lygį, kuriame sukasi vienas elektronas. Tačiau sudėtingi atomai taip pat turi lygius. Jie skirstomi į komponentus, kurie sujungia panašaus energijos potencialo elektronus. Taigi, antrasis jau turi du polygius - 2s ir 2p. Trečias jau turi tris – 3s, 3p ir 3d. Ir taip toliau. Pirmiausia „apgyvendinami“ arčiau šerdies esantys polygiai, o paskui – tolimieji. Kiekvienas iš jų gali turėti tik tam tikrą skaičių elektronų. Tačiau tai dar ne pabaiga. Kiekvienas polygis yra padalintas į orbitas. Palyginkime su įprastu gyvenimu. Atomo elektronų debesis yra panašus į miestą. Lygiai yra gatvės. Požeminis lygis – privatus namas arba butas. Orbital – kambarys. Kiekvienas iš jų „gyvena“ vienu ar dviem elektronais. Visi jie turi konkrečius adresus. Tai buvo pirmoji atomo sandaros schema. Ir galiausiai apie elektronų adresus: juos lemia skaičių rinkiniai, vadinami „kvantiniais“.

Atomo bangų modelis

Tačiau laikui bėgant planetos modelis buvo peržiūrėtas. Buvo pasiūlyta antroji atominės sandaros teorija. Jis yra pažangesnis ir leidžia paaiškinti praktinių eksperimentų rezultatus. Pirmasis buvo pakeistas atomo banginiu modeliu, kurį pasiūlė E. Schrödingeris. Tada jau buvo nustatyta, kad elektronas gali pasireikšti ne tik kaip dalelė, bet ir kaip banga. Ką padarė Schrödingeris? Jis pritaikė lygtį, apibūdinančią bangos judėjimą. Taigi galima rasti ne elektrono trajektoriją atome, o jo aptikimo tam tikrame taške tikimybę. Abi teorijas vienija tai, kad elementariosios dalelės yra tam tikruose lygiuose, polygiuose ir orbitose. Čia modelių panašumas baigiasi. Pateiksiu vieną pavyzdį: bangų teorijoje orbita yra sritis, kurioje elektroną galima rasti su 95% tikimybe. Likusi erdvė užima 5%. Tačiau galiausiai paaiškėjo, kad atomų struktūrinės ypatybės pavaizduotos naudojant bangų modelį, nepaisant to, kad vartojama terminija yra įprasta.

Tikimybės samprata šiuo atveju

Kodėl buvo vartojamas šis terminas? Heisenbergas 1927 m. suformulavo neapibrėžtumo principą, kuris dabar naudojamas mikrodalelių judėjimui apibūdinti. Tai pagrįsta esminiu jų skirtumu nuo įprastų fizinių kūnų. Kas tai? Klasikinė mechanika manė, kad žmogus gali stebėti reiškinius nedarydamas jiems įtakos (dangaus kūnų stebėjimas). Remiantis gautais duomenimis, galima apskaičiuoti, kur tam tikru momentu bus objektas. Tačiau mikrokosmose viskas būtinai skiriasi. Taigi, pavyzdžiui, dabar neįmanoma stebėti elektrono jam nepadarius įtakos dėl to, kad instrumento ir dalelės energijos yra nepalyginamos. Dėl to keičiasi elementariosios dalelės vieta, būsena, kryptis, judėjimo greitis ir kiti parametrai. Ir nėra prasmės kalbėti apie tikslias charakteristikas. Pats neapibrėžtumo principas mums sako, kad neįmanoma apskaičiuoti tikslios elektrono trajektorijos aplink branduolį. Galite nurodyti tik tikimybę rasti dalelę tam tikroje erdvės srityje. Tai yra cheminių elementų atomų sandaros ypatumai. Tačiau į tai turėtų atsižvelgti tik mokslininkai, atlikdami praktinius eksperimentus.

Atominė sudėtis

Bet sutelkime dėmesį į visą temą. Taigi, be gerai apgalvoto elektronų apvalkalo, antrasis atomo komponentas yra branduolys. Jį sudaro teigiamai įkrauti protonai ir neutralūs neutronai. Mes visi esame susipažinę su periodine lentele. Kiekvieno elemento skaičius atitinka jame esančių protonų skaičių. Neutronų skaičius yra lygus skirtumui tarp atomo masės ir jo protonų skaičiaus. Gali būti nukrypimų nuo šios taisyklės. Tada jie sako, kad yra elemento izotopas. Atomo struktūra yra tokia, kad jis yra "apsuptas" elektronų apvalkalo. paprastai lygus protonų skaičiui. Pastarojo masė yra maždaug 1840 kartų didesnė už pirmojo ir yra maždaug lygi neutrono svoriui. Branduolio spindulys yra maždaug 1/200 000 atomo skersmens. Jis pats turi sferinę formą. Tai apskritai yra cheminių elementų atomų struktūra. Nepaisant masės ir savybių skirtumo, jie atrodo maždaug vienodai.

Orbitos

Kalbant apie tai, kas yra atominės struktūros diagrama, negalima apie jas tylėti. Taigi, yra šių tipų:

1. s. Jie turi sferinę formą.
2. p. Jie atrodo kaip trimatis aštuonkaulis arba verpstė.
3. d ir f. Jie turi sudėtingą formą, kurią sunku apibūdinti oficialia kalba.

Kiekvieno tipo elektroną galima rasti atitinkamoje orbitoje su 95% tikimybe. Su pateikta informacija reikia elgtis ramiai, nes tai veikiau abstraktus matematinis modelis, o ne fizinė realybė. Tačiau visa tai turi gerą nuspėjimo galią, susijusią su atomų ir net molekulių cheminėmis savybėmis. Kuo toliau nuo branduolio yra lygis, tuo daugiau elektronų gali būti ant jo. Taigi, orbitų skaičių galima apskaičiuoti naudojant specialią formulę: x 2. Čia x yra lygus lygių skaičiui. Ir kadangi orbitoje gali būti iki dviejų elektronų, galiausiai jų skaitmeninės paieškos formulė atrodys taip: 2x 2.

Orbitos: techniniai duomenys

Jei kalbėsime apie fluoro atomo struktūrą, jis turės tris orbitales. Jie visi bus užpildyti. Viename polygyje esančių orbitų energija yra tokia pati. Norėdami juos pažymėti, pridėkite sluoksnio numerį: 2s, 4p, 6d. Grįžkime prie pokalbio apie fluoro atomo sandarą. Jis turės du s ir vieną p polygį. Jame yra devyni protonai ir tiek pat elektronų. Pirmasis s lygis. Tai du elektronai. Tada antrasis s lygis. Dar du elektronai. Ir 5 užpildo p lygį. Tai yra jo struktūra. Perskaitę šią paantraštę, galite patys atlikti reikiamus veiksmus ir tuo įsitikinti. Jei kalbėsime apie tai, kuris fluoras taip pat priklauso, reikia pažymėti, kad jie, nors ir priklauso tai pačiai grupei, savo savybėmis visiškai skiriasi. Taigi, jų virimo temperatūra svyruoja nuo -188 iki 309 laipsnių Celsijaus. Tai kodėl jie buvo vieningi? Viskas dėl cheminių savybių. Visi halogenai ir daugiausia fluoras turi didžiausią oksidacinį gebėjimą. Jie reaguoja su metalais ir gali savaime užsidegti kambario temperatūroje be jokių problemų.

Kaip užpildomos orbitos?

Pagal kokias taisykles ir principus yra išdėstyti elektronai? Siūlome susipažinti su trimis pagrindiniais, kurių formuluotės buvo supaprastintos, kad būtų geriau suprasti:

1. Mažiausios energijos principas. Elektronai linkę užpildyti orbitales energijos didėjimo tvarka.
2. Pauliaus principas. Vienoje orbitoje negali būti daugiau nei du elektronai.
3. Hundo taisyklė. Viename polygyje elektronai pirmiausia užpildo tuščias orbitas, o tik tada sudaro poras.

Atomo struktūra padės jį užpildyti ir tokiu atveju taps labiau suprantama vaizdo požiūriu. Todėl praktiškai dirbant su elektros schemų konstravimu, būtina ją turėti po ranka.

Pavyzdys

Norėdami apibendrinti viską, kas buvo pasakyta straipsnyje, galite sudaryti pavyzdį, kaip atomo elektronai pasiskirsto tarp jų lygių, polygių ir orbitalių (tai yra, kokia yra lygių konfigūracija). Jis gali būti pavaizduotas kaip formulė, energijos diagrama arba sluoksnių diagrama. Čia yra labai gerų iliustracijų, kurios, atidžiai išnagrinėjus, padeda suprasti atomo sandarą. Taigi pirmiausia užpildomas pirmasis lygis. Jis turi tik vieną polygį, kuriame yra tik viena orbita. Visi lygiai užpildomi nuosekliai, pradedant nuo mažiausio. Pirma, viename polygyje kiekvienoje orbitoje yra vienas elektronas. Tada sukuriamos poros. O jei yra laisvų, įvyksta perėjimas prie kito užpildymo dalyko. O dabar galite patys išsiaiškinti, kokia yra azoto ar fluoro atomo struktūra (kas buvo svarstoma anksčiau). Iš pradžių tai gali būti šiek tiek sudėtinga, bet galite vadovautis paveikslėliais. Aiškumo dėlei pažvelkime į azoto atomo struktūrą. Jame yra 7 protonai (kartu su neutronais, kurie sudaro branduolį) ir tiek pat elektronų (sudarančių elektronų apvalkalą). Pirmiausia užpildomas pirmasis s lygis. Turi 2 elektronus. Tada ateina antrasis s lygis. Jame taip pat yra 2 elektronai. O kiti trys dedami į p lygmenį, kur kiekvienas iš jų užima vieną orbitą.

Išvada

Kaip matote, atomo sandara nėra tokia sudėtinga tema (jei, žinoma, žiūrite iš mokyklos chemijos kurso perspektyvos). Ir suprasti šią temą nėra sunku. Galiausiai norėčiau papasakoti apie kai kurias funkcijas. Pavyzdžiui, kalbant apie deguonies atomo struktūrą, žinome, kad jis turi aštuonis protonus ir 8-10 neutronų. Ir kadangi gamtoje viskas linkusi balansuoti, du deguonies atomai sudaro molekulę, kurioje du nesuporuoti elektronai sudaro kovalentinį ryšį. Panašiu būdu susidaro ir kita stabili deguonies molekulė – ozonas (O3). Žinodami deguonies atomo struktūrą, galite teisingai sudaryti oksidacinių reakcijų, kuriose dalyvauja labiausiai paplitusi medžiaga Žemėje, formules.