Skład atomu.
Atom składa się z jądro atomowe oraz powłoka elektronowa.
Jądro atomu składa się z protonów ( p+) i neutronów ( n 0). Większość atomów wodoru ma pojedyncze jądro protonowe.
Liczba protonów N(p+) jest równy ładunkowi jądrowemu ( Z) i liczba porządkowa pierwiastka w naturalnym szeregu pierwiastków (oraz w układzie okresowym pierwiastków).
N(p +) = Z
Suma liczby neutronów N(n 0), oznaczony po prostu literą N, a liczba protonów Z nazywa Liczba masowa i jest oznaczony literą ALE.
A = Z + N
Powłoka elektronowa atomu składa się z elektronów poruszających się wokół jądra ( mi -).
Liczba elektronów N(mi-) w powłoce elektronowej obojętnego atomu jest równa liczbie protonów Z w jego rdzeniu.
Masa protonu jest w przybliżeniu równa masie neutronu i 1840 mas elektronu, więc masa atomu jest praktycznie równa masie jądra.
Kształt atomu jest kulisty. Promień jądra jest około 100 000 razy mniejszy niż promień atomu.
Pierwiastek chemiczny- rodzaj atomów (zbiór atomów) o tym samym ładunku jądrowym (z taką samą liczbą protonów w jądrze).
Izotop- zbiór atomów jednego pierwiastka o tej samej liczbie neutronów w jądrze (lub typ atomów o tej samej liczbie protonów i tej samej liczbie neutronów w jądrze).
Różne izotopy różnią się między sobą liczbą neutronów w jądrach ich atomów.
Oznaczenie pojedynczego atomu lub izotopu: (E - symbol pierwiastka), np.: .
Struktura powłoki elektronowej atomu
orbital atomowy jest stanem elektronu w atomie. Symbol orbity - . Każdy orbital odpowiada chmurze elektronowej.
Orbitale rzeczywistych atomów w stanie podstawowym (niewzbudzonym) są czterech typów: s, p, d oraz f.
chmura elektroniczna- część przestrzeni, w której znajduje się elektron z prawdopodobieństwem 90 (lub większym) procent.
Notatka: czasami pojęcia „orbitalu atomowego” i „chmury elektronowej” nie są rozróżniane, nazywając oba „orbitalem atomowym”.
Powłoka elektronowa atomu jest warstwowa. Warstwa elektroniczna utworzone przez chmury elektronowe o tym samym rozmiarze. Orbitale jednowarstwowe poziom elektroniczny („energia”), ich energie są takie same dla atomu wodoru, ale inne dla innych atomów.
Orbitale tego samego poziomu są pogrupowane w elektroniczny (energia) podpoziomy:
s podpoziom (składa się z jednego s-orbitale), symbol - .
p podpoziom (składa się z trzech p
d podpoziom (składa się z pięciu d-orbitale), symbol - .
f podpoziom (składa się z siedmiu f-orbitale), symbol - .
Energie orbitali tego samego podpoziomu są takie same.
Przy wyznaczaniu podpoziomów do symbolu podpoziomu dodawany jest numer warstwy (poziomu elektronicznego), na przykład: 2 s, 3p, 5d oznacza s- podpoziom drugiego poziomu, p- podpoziom trzeciego poziomu, d- podpoziom piątego poziomu.
Całkowita liczba podpoziomów na jednym poziomie jest równa numerowi poziomu n. Całkowita liczba orbitali na jednym poziomie to n 2. W związku z tym całkowita liczba chmur w jednej warstwie również n 2 .
Oznaczenia: - orbital swobodny (bez elektronów), - orbital z niesparowanym elektronem, - orbital z parą elektronów (z dwoma elektronami).
Kolejność, w jakiej elektrony wypełniają orbitale atomu, określają trzy prawa natury (sformułowania podane są w uproszczony sposób):
1. Zasada najmniejszej energii - elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii orbitali.
2. Zasada Pauliego - na jednym orbicie nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony.
3. Reguła Hunda - w obrębie podpoziomu elektrony najpierw wypełniają wolne orbitale (po jednym na raz), a dopiero potem tworzą pary elektronów.
Całkowita liczba elektronów na poziomie elektronowym (lub w warstwie elektronowej) wynosi 2 n 2 .
Rozkład podpoziomów według energii jest wyrażony dalej (w kolejności rosnącej energii):
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...
Wizualnie ta sekwencja jest wyrażona przez diagram energii:
Rozkład elektronów atomu według poziomów, podpoziomów i orbitali (konfiguracja elektroniczna atomu) można przedstawić w postaci wzoru elektronicznego, diagramu energii lub, prościej, w postaci diagramu warstw elektronowych („schemat elektroniczny”).
Przykłady struktury elektronowej atomów:
elektrony walencyjne- elektrony atomu, które mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Dla każdego atomu są to wszystkie zewnętrzne elektrony plus te przed-zewnętrzne elektrony, których energia jest większa niż energia zewnętrznych. Na przykład: atom Ca ma 4 elektrony zewnętrzne s 2, są również wartościowością; atom Fe ma zewnętrzne elektrony - 4 s 2, ale ma 3 d 6, stąd atom żelaza ma 8 elektronów walencyjnych. Formuła elektronowa walencyjna atomu wapnia to 4 s 2, a atomy żelaza - 4 s 2 3d 6 .
Układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa
(naturalny system pierwiastków chemicznych)
Prawo okresowe pierwiastków chemicznych(nowoczesne sformułowanie): właściwości pierwiastków chemicznych, a także tworzonych przez nie prostych i złożonych substancji są okresowo zależne od wartości ładunku z jąder atomowych.
Układ okresowy- graficzny wyraz prawa okresowego.
Naturalny zakres pierwiastków chemicznych- szereg pierwiastków chemicznych, zbudowanych zgodnie ze wzrostem liczby protonów w jądrach ich atomów lub tym samym, zgodnie ze wzrostem ładunków jąder tych atomów. Numer seryjny pierwiastka z tej serii jest równy liczbie protonów w jądrze dowolnego atomu tego pierwiastka.
Tablica pierwiastków chemicznych jest tworzona przez „pocięcie” naturalnych serii pierwiastków chemicznych na okresy(poziome rzędy tabeli) i zgrupowania (pionowe kolumny tabeli) elementów o podobnej budowie elektronowej atomów.
W zależności od tego, jak elementy są połączone w grupy, tabela może być długi okres(pierwiastki o tej samej liczbie i rodzaju elektronów walencyjnych zbierane są w grupach) i krótki okres(pierwiastki o tej samej liczbie elektronów walencyjnych zbierane są w grupach).
Grupy tabeli krótkiego okresu podzielone są na podgrupy ( Główny oraz skutki uboczne), pokrywające się z grupami tabeli długookresowej.
Wszystkie atomy pierwiastków tego samego okresu mają taką samą liczbę warstw elektronowych, równą liczbie okresu.
Liczba pierwiastków w okresach: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Większość pierwiastków z okresu ósmego uzyskano sztucznie, ostatnie pierwiastki z tego okresu nie zostały jeszcze zsyntetyzowane. Wszystkie okresy z wyjątkiem pierwszego zaczynają się od pierwiastka tworzącego metal alkaliczny (Li, Na, K itd.) i kończą się pierwiastkiem tworzącym gaz szlachetny (He, Ne, Ar, Kr itd.).
W tabeli krótkookresowej – osiem grup, z których każda podzielona jest na dwie podgrupy (główną i drugorzędną), w tabeli długookresowej – szesnaście grup, które są ponumerowane cyframi rzymskimi z literami A lub B, np.: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupa IA tabeli długookresowej odpowiada głównej podgrupie pierwszej grupy tabeli krótkookresowej; grupa VIIB - podgrupa drugorzędna grupy siódmej: reszta - podobnie.
Charakterystyki pierwiastków chemicznych zmieniają się naturalnie w grupach i okresach.
W okresach (z rosnącym numerem seryjnym)
- ładunek jądrowy wzrasta
- wzrasta liczba elektronów zewnętrznych,
- maleje promień atomów,
- wzrasta siła wiązania elektronów z jądrem (energia jonizacji),
- wzrasta elektroujemność.
- poprawiają się właściwości utleniające prostych substancji („niemetalowość”),
- osłabiają się właściwości redukujące substancji prostych („metaliczność”),
- osłabia zasadniczy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków,
- wzrasta kwasowy charakter wodorotlenków i odpowiednich tlenków.
W grupach (z rosnącym numerem seryjnym)
- ładunek jądrowy wzrasta
- zwiększa się promień atomów (tylko w grupach A),
- maleje siła wiązania między elektronami a jądrem (energia jonizacji; tylko w grupach A),
- spadki elektroujemności (tylko w grupach A),
- osłabiają właściwości utleniające substancji prostych („niemetaliczność”; tylko w grupach A),
- właściwości redukujące substancji prostych są wzmocnione („metaliczność”; tylko w grupach A),
- podstawowy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków wzrasta (tylko w grupach A),
- kwaśny charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków słabnie (tylko w grupach A),
- zmniejsza się stabilność związków wodorowych (wzrasta ich aktywność redukująca; tylko w grupach A).
Zadania i testy na temat „Temat 9. „Struktura atomu. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa (PSCE)"."
- Prawo okresowe - Prawo okresowe i struktura atomów Grad 8–9
Powinieneś znać: prawa wypełniania orbitali elektronami (zasada najmniejszej energii, zasada Pauliego, zasada Hunda), budowa układu okresowego pierwiastków.Powinieneś umieć: określić skład atomu przez położenie pierwiastka w układzie okresowym i odwrotnie, znaleźć pierwiastek w układzie okresowym, znając jego skład; przedstawiają schemat struktury, konfigurację elektronową atomu, jonu i odwrotnie, określają pozycję pierwiastka chemicznego w PSCE zgodnie z diagramem i konfiguracją elektronową; scharakteryzować pierwiastek i utworzone przez niego substancje zgodnie z jego pozycją w PSCE; określić zmiany promienia atomów, właściwości pierwiastków chemicznych i substancji, które tworzą w ciągu jednego okresu i jednej głównej podgrupy układu okresowego.
Przykład 1 Określ liczbę orbitali na trzecim poziomie elektronicznym. Czym są te orbitale?
Aby określić liczbę orbitali, posługujemy się wzorem N orbitale = n 2 , gdzie n- numer poziomu. N orbitale = 3 2 = 9. Jeden 3 s-, trzy 3 p- i pięć 3 d-orbitale.Przykład 2 Określ atom, którego pierwiastek ma wzór elektroniczny 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Aby określić, który to pierwiastek, musisz znaleźć jego numer seryjny, który jest równy całkowitej liczbie elektronów w atomie. W tym przypadku: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. To jest aluminium.Po upewnieniu się, że nauczyłeś się wszystkiego, czego potrzebujesz, przejdź do zadań. Życzymy powodzenia.
Polecana literatura:- O. S. Gabrielyan i inni Chemia, 11 klasa. M., Bustard, 2002;
- G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Chemia 11 komórek. M., Edukacja, 2001.
Algorytm tworzenia wzoru elektronicznego elementu:
1. Wyznacz liczbę elektronów w atomie za pomocą Układu Okresowego Pierwiastków Chemicznych D.I. Mendelejew.
2. Przez numer okresu, w którym znajduje się element, określ liczbę poziomów energetycznych; liczba elektronów na ostatnim poziomie elektronicznym odpowiada numerowi grupy.
3. Podziel poziomy na podpoziomy i orbitale i wypełnij je elektronami zgodnie z zasadami wypełniania orbitali:
Należy pamiętać, że pierwszy poziom ma maksymalnie 2 elektrony. 1s2, na drugim - maksymalnie 8 (dwa s i sześć R: 2s 2 2p 6), na trzecim - maksymalnie 18 (dwa s, sześć p i dziesięć d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Główna liczba kwantowa n powinna być minimalna.
- Wypełnione jako pierwsze s- podpoziom, więc p-, db- b f- podpoziomy.
- Elektrony wypełniają orbitale w porządku rosnącym energii orbitalnej (reguła Klechkowskiego).
- W obrębie podpoziomu elektrony najpierw zajmują swobodne orbitale pojedynczo, a dopiero potem tworzą pary (reguła Hunda).
- Na jednym orbicie nie może być więcej niż dwa elektrony (zasada Pauliego).
Przykłady.
1. Skomponuj elektroniczną formułę azotu. Azot jest numerem 7 w układzie okresowym.
2. Skomponuj elektroniczną formułę argonu. W układzie okresowym argon jest pod numerem 18.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Skomponuj elektroniczną formułę chromu. W układzie okresowym chrom ma numer 24.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Wykres energetyczny cynku.
4. Skomponuj elektroniczną formułę cynku. W układzie okresowym cynk ma numer 30.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Zauważ, że część wzoru elektronicznego, a mianowicie 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 to elektroniczna formuła argonu.
Elektroniczna formuła cynku może być przedstawiona jako.
Elektroniczna konfiguracja atomu to wzór pokazujący układ elektronów w atomie według poziomów i podpoziomów. Po przestudiowaniu artykułu dowiesz się, gdzie i jak znajdują się elektrony, zapoznasz się z liczbami kwantowymi i będziesz w stanie zbudować konfigurację elektronową atomu według jego liczby, na końcu artykułu znajduje się tabela pierwiastków.
Po co studiować konfigurację elektroniczną elementów?
Atomy są jak konstruktor: jest pewna liczba części, różnią się od siebie, ale dwie części tego samego typu są dokładnie takie same. Ale ten konstruktor jest znacznie ciekawszy niż plastikowy i oto dlaczego. Konfiguracja zmienia się w zależności od tego, kto jest w pobliżu. Na przykład tlen obok wodoru być może zamieniają się w wodę, obok sodu w gaz, a przebywanie w pobliżu żelaza całkowicie zamienia je w rdzę. Aby odpowiedzieć na pytanie, dlaczego tak się dzieje i przewidzieć zachowanie się atomu obok drugiego, konieczne jest przestudiowanie konfiguracji elektronowej, która zostanie omówiona poniżej.
Ile elektronów znajduje się w atomie?
Atom składa się z jądra i krążących wokół niego elektronów, jądro składa się z protonów i neutronów. W stanie neutralnym każdy atom ma taką samą liczbę elektronów, jak liczba protonów w jego jądrze. Na liczbę protonów wskazywał numer seryjny pierwiastka, np. siarka ma 16 protonów - 16 pierwiastek układu okresowego. Złoto ma 79 protonów - 79 element układu okresowego pierwiastków. W związku z tym w siarce w stanie neutralnym znajduje się 16 elektronów, aw złocie 79 elektronów.
Gdzie szukać elektronu?
Obserwując zachowanie elektronu wyprowadzono pewne wzorce, opisane są one liczbami kwantowymi, w sumie jest ich cztery:
- Główna liczba kwantowa
- Orbitalna liczba kwantowa
- Magnetyczna liczba kwantowa
- Zakręć liczbę kwantową
Orbitalny
Ponadto zamiast słowa orbita użyjemy terminu „orbital”, orbital jest w przybliżeniu funkcją falową elektronu - jest to obszar, w którym elektron spędza 90% czasu.
N - poziom
L - powłoka
M l - liczba orbitalna
M s - pierwszy lub drugi elektron na orbicie
Orbitalna liczba kwantowa l
W wyniku badania chmury elektronowej stwierdzono, że w zależności od poziomu energii, chmura przybiera cztery główne formy: kuli, hantli i dwóch pozostałych, bardziej złożonych. W porządku rosnącym energii formy te nazywane są s-, p-, d- i f-powłokami. Każda z tych powłok może mieć 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) i 7 (na f) orbitali. Orbitalna liczba kwantowa to powłoka, na której znajdują się orbitale. Orbitalna liczba kwantowa odpowiednio dla orbitali s, p, d i f przyjmuje wartości 0,1,2 lub 3.
Na powłoce s jeden orbital (L=0) - dwa elektrony
Na powłoce p znajdują się trzy orbitale (L=1) - sześć elektronów
Na powłoce d znajduje się pięć orbitali (L=2) - dziesięć elektronów
Na powłoce f znajduje się siedem orbitali (L=3) - czternaście elektronów
Magnetyczna liczba kwantowa m l
Na powłoce p znajdują się trzy orbitale, są one oznaczone liczbami od -L do +L, czyli dla powłoki p (L=1) są orbitale „-1”, „0” i „1” . Magnetyczna liczba kwantowa jest oznaczona literą m l .
Wewnątrz powłoki łatwiej jest umieścić elektrony na różnych orbitalach, więc pierwsze elektrony wypełniają jeden na każdy orbital, a następnie do każdego z nich dodawana jest jego para.
Rozważmy d-shell:
Powłoka d odpowiada wartości L=2, czyli pięciu orbitali (-2,-1,0,1 i 2), pierwsze pięć elektronów wypełnia powłokę, przyjmując wartości M l =-2, Ml=-1,Ml=0, Ml=1,Ml=2.
Spinowa liczba kwantowa m s
Spin to kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi, istnieją dwa kierunki, więc spinowa liczba kwantowa ma dwie wartości: +1/2 i -1/2. Tylko dwa elektrony o przeciwnych spinach mogą znajdować się na tym samym podpoziomie energetycznym. Spinowa liczba kwantowa jest oznaczona m s
Główna liczba kwantowa n
Główną liczbą kwantową jest poziom energii, w tej chwili znanych jest siedem poziomów energii, każdy oznaczony cyfrą arabską: 1,2,3,...7. Liczba pocisków na każdym poziomie jest równa numerowi poziomu: na pierwszym poziomie jest jedna, na drugim dwie i tak dalej.
Liczba elektronów
Czyli każdy elektron można opisać czterema liczbami kwantowymi, kombinacja tych liczb jest unikalna dla każdej pozycji elektronu, weźmy pierwszy elektron, najniższy poziom energii to N=1, jedna powłoka znajduje się na pierwszym poziomie, pierwsza powłoka na dowolnym poziomie ma kształt kuli (s -shell), tj. L=0, magnetyczna liczba kwantowa może przyjąć tylko jedną wartość, M l =0, a spin będzie równy +1/2. Jeśli weźmiemy piąty elektron (niezależnie od tego, jaki to atom), to głównymi liczbami kwantowymi dla niego będą: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
