Що таке електронна будова. Електрон та електронна оболонка атома

Електрони

Поняття атом виникло ще в античному світі для позначення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».

Ірландський фізик Стоні на підставі дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, що існують в атомах усіх хімічних елементів. У 1891 р. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, що грецькою означає «бурштин». Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізик Джозеф Томсон і французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю (-1). Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (швидкість електрона на орбіті обернено пропорційна номеру орбіти n. Радіуси орбіт ростуть пропорційно квадрату номера орбіти. На першій орбіті атома водню (n=1; Z=1) швидкість дорівнює ≈ 2,2·106 м/ с, тобто приблизно в сотню разів менше швидкості світла з = 3 · 108 м / с.) І масу електрона (вона майже в 2000 разів менше маси атома водню).

Стан електронів в атомі

Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергію певного електрона та простір, в якому він знаходиться. Електрон в атомі не має траєкторії руху, тобто можна говорити лише про ймовірності знаходження його у просторі навколо ядра.

Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність його різних положень розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті або мільйонні частки секунди сфотографувати положення електрона в атомі, як при фотофініші, то електрон на таких фотографіях був би представлений у вигляді крапок. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністю там, де цих точок буде найбільше.

Простір навколо атомного ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю. У ньому міститься приблизно 90% електронної хмари, і це означає, що близько 90% часу електрон знаходиться в цій частині простору. За формою розрізняють 4 відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами s, p, d і f. Графічне зображення деяких форм електронних орбіталей представлено малюнку.

Найважливішою характеристикою руху електрона на певній орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шари, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 та 7.

Ціле число n, що означає номер енергетичного рівня, називають основним квантовим числом. Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра.Порівняно з електронами першого рівня, електрони наступних рівнів будуть характеризуватись великим запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.

Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:

N = 2n 2 ,

де N – максимальна кількість електронів; n - номер рівня, чи головне квантове число. Отже, першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути трохи більше двох електронів; на другому – не більше 8; на третьому – не більше 18; на четвертому – не більше 32.

Починаючи з другого енергетичного рівня (n = 2) кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), які дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром. Число підрівнів дорівнює значенню головного квантового числа: перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий - чотири підрівні. Підрівні у свою чергу утворені орбіталями. Кожному значеннюn відповідає число орбіталей, що дорівнює n.

Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, як і форму орбіталей, у тому числі вони складаються: s, p, d, f.

Протони та нейтрони

Атом будь-якого хімічного елемента можна порівняти з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Е. Резерфордом, називають планетарної.

Атомне ядро, в якому зосереджена вся маса атома, складається з частинок двох видів. протонів та нейтронів.

Протони мають заряд, рівний заряду електронів, але протилежний за знаком (+1), і масу, що дорівнює масі атома водню (вона прийнята в хімії за одиницю). Нейтрони не несуть заряду, вони нейтральні і мають масу, що дорівнює масі протона.

Протони та нейтрони разом називають нуклонами (від лат. Nucleus - ядро). Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове число атома алюмінію:

13 + 14 = 27

число протонів 13, число нейтронів 14, масове число 27

Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають e - .

Оскільки атом електронейтральний, то очевидно, що число протонів і електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, присвоєного йому Періодичної системі. Маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента (Z), тобто число протонів, і масове число (А), що дорівнює сумі чисел протонів і нейтронів, можна знайти число нейтронів (N) за формулою:

N = A - Z

Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:

56 — 26 = 30

Ізотопи

Різновиди атомів одного і того ж елемента, що мають однаковий заряд ядра, але різне масове число називаються ізотопами. Хімічні елементи, які у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою 12, 13, 14; кисень - три ізотопи з масою 16, 17, 18 і т. д. Зазвичай приводна в Періодичній системі відносна атомна маса хімічного елемента є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елемента з урахуванням їх відносного вмісту в природі. Хімічні властивості ізотопів більшості хімічних елементів абсолютно однакові. Однак ізотопи водню сильно розрізняються за властивостями через різке збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки.

Елементи першого періоду

Схема електронної будови атома водню:

Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

Графічна електронна формула атома водню (показує розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями):

Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями і подуровням, а й у орбіталям.

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому 2 електрони. Водень та гелій - s-елементи; у цих атомів заповнюється електронами s-орбіталь.

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, і електрони заповнюють s- та р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s, а потім р) та правилами Паулі та Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому 8 електронів.

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-підрівні.

У атома магнію добудовується 3s-електронна орбіталь. Na та Mg – s-елементи.

У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами 3р-підрівень.

У елементів третього періоду залишаються незаповненими 3d-орбіталі.

Усі елементи від Al до Ar – р-елементи. s- та р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.

Елементи четвертого – сьомого періодів

У атомів калію та кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється 4s-підрівень, тому що він має меншу енергію, ніж 3d-підрівень.

К, Са - s-елементи, що входять до основних підгруп. У атомів від Sc до Zn заповнюється електронами 3d-підрівень. Це 3d-елементи. Вони входять у побічні підгрупи, у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з 4s- на 3d-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому 3d 5 і 3d 10:

В атомі цинку третій електронний шар завершено - в ньому заповнені всі рівні 3s, 3р і 3d, всього на них 18 електронів. У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, 4р-підрівень.

Елементи від Ga до Кr – р-елементи.

У атома криптону зовнішній шар (четвертий) завершено, має 8 електронів. Але всього в четвертому електронному шарі може бути 32 електрони; у атома криптону поки що залишаються незаповненими 4d- і 4f-підрівні. І також зустрічаються винятки, пов'язані з « проваломелектронів, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

У шостому та сьомому періодах з'являються f-елементи, тобто елементи, у яких йде заповнення відповідно 4f- та 5f-підрівнів третього зовні електронного шару.

4f-елементи називають лантаноїдами.

5f-елементи називають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: 55 Cs та 56 Ва - 6s-елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-елемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d-елементи; 81 Т1 - 86 Rn - 6d-елементи. Але й тут зустрічаються елементи, у яких «порушується» порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину та повністю заповненими f-підрівнями, тобто nf 7 і nf 14 . Залежно від того, який підрівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:

• s-елементи. Електронами заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп.

• p-елементи. Електронами заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп.

• d-елементи. Електронами заповнюється d-підрівень переднього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто елементи вставних декад великих періодів, розташованих між s-і р-елементами. Їх також називають перехідними елементами.

• f-елементи. Електронами заповнюється f-підрівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та антиноїди.

Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 р. встановив, що в атомі на одній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів, що мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської – «веретено»), тобто які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки.

Цей принцип має назву принципу Паулі. Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспареним, якщо два, це спарені електрони, т. е. електрони з протилежними спинами. На малюнку показано схему підрозділу енергетичних рівнів на підрівні та черговість їх заповнення.

Найчастіше будову електронних оболонок атомів зображують з допомогою енергетичних чи квантових осередків - записують звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують такі позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі та правило Ф. Хунда, Згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, а потім спарюються, але спини, при цьому за принципом Паулі будуть вже протилежно спрямованими.

Правило Хунда та принцип Паулі

Правило Хунда- правило квантової хімії, що визначає порядок заповнення орбіталей певного підшару і формулюється так: сумарне значення спінового квантового числа електронів даного підшару має бути максимальним. Сформульовано Фрідріхом Хундом у 1925 році.

Це означає, що в кожній з орбіталей підшару заповнюється спочатку один електрон, а тільки після вичерпання незаповнених орбіталей на цю орбіталь додається другий електрон. При цьому на одній орбіталі знаходяться два електрони з напівцілими спинами протилежного знака, які спаровуються (утворюють двоелектронну хмару) і, в результаті, сумарний спин орбіталі стає рівним нулю.

Інше формулювання: Нижче за енергією лежить той атомний терм, для якого виконуються дві умови.

1. Мультиплетність максимальна
2. При збігу мультиплетностей сумарний орбітальний момент L максимальний.

Розберемо це правило на прикладі заповнення орбіталей p-підрівня p-Елементів другого періоду (тобто від бору до неону (у наведеній нижче схемі горизонтальними рисками позначені орбіталі, вертикальними стрілками - електрони, причому напрямок стрілки позначає орієнтацію спина).

Правило Клечковського

Правило Клечковського -у міру збільшення сумарного числа електронів в атомах (при зростанні зарядів їх ядер або порядкових номерів хімічних елементів) атомні орбіталі заселяються таким чином, що поява електронів на орбіталі з вищою енергією залежить тільки від головного квантового числа n і не залежить від усіх інших квантових чисел, зокрема і з l. Фізично це означає, що у водородоподібному атомі (без міжелектронного відштовхування) орбітальна енергія електрона визначається тільки просторовою віддаленістю зарядової щільності електрона від ядра і не залежить від особливостей його руху в полі ядра.

Емпіричне правило Клечковського і схема чергов, що випливає з нього, кілька протирічатреальної енергетичної послідовності атомних орбіталей тільки в двох однотипних випадках: у атомів Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au має місце "провал" електрона з s -підрівня зовнішнього шару d-підрівень попереднього шару, що призводить до енергетично більш стійкого стану атома, а саме: після заповнення двома електронами орбіталі 6 s

атом(від грецького atomos – неподільний) – одноядерна, неподільна хімічним шляхом частка хімічного елемента, носій властивостей речовини. Речовини складаються з атомів. Сам атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженої електронної хмари. Загалом атом електронейтральний. Розмір атома повністю визначається розміром його електронної хмари, оскільки розмір ядра мізерно малий у порівнянні з розміром електронної хмари. Ядро складається з Zпозитивно заряджених протонів (заряд протона відповідає +1 в умовних одиницях) та Nнейтронів, які не несуть на собі заряду (кількість нейтронів може бути рівною або трохи більшою або меншою, ніж протонів). Протони та нейтрони називають нуклонами, тобто частинками ядра. Таким чином, заряд ядра визначаться лише кількістю протонів і дорівнює порядковому номеру елемента таблиці Менделєєва. Позитивний заряд ядра компенсується негативно зарядженими електронами (заряд електрона -1 в умовних одиницях), які формують електронну хмару. Кількість електронів дорівнює кількості протонів. Маси протонів і нейтронів рівні (відповідно 1 та 1 а.е.м.). Маса атома переважно визначається масою його ядра, оскільки маса електрона приблизно 1836 разів менше маси протона і нейтрона й у розрахунках рідко враховується. Точну кількість нейтронів можна дізнатися по різниці між масою атома та кількістю протонів ( N=A-Z). Вид атомів будь-якого хімічного елемента з ядром, що складається з строго певного числа протонів (Z) і нейтронів (N), називається нуклідом (це можуть бути різні елементи з однаковою загальною кількістю нуклонів (ізобари) або нейтронів (ізотони), так і один хімічний елемент – одна кількість протонів, але різна кількість нейтронів (ізомери)).

Оскільки в ядрі атома зосереджена практично вся маса, але його розміри мізерно малі в порівнянні із загальним обсягом атома, то ядро ​​умовно приймається матеріальною точкою, що лежить в центрі атома, а сам атом розглядається як система електронів. При хімічній реакції ядро ​​атома не торкається (крім ядерних реакцій), як і внутрішні електронні рівні, а беруть участь лише електрони зовнішньої електронної оболонки. З цієї причини необхідно знати властивості електрона та правила формування електронних оболонок атомів.

Властивості електрона

Перед вивченням властивостей електрона та правил формування електронних рівнів необхідно торкнутися історії формування уявлень про будову атома. Ми не розглядатимемо повну історію становлення атомарної будови, а зупинимося лише на найактуальніших і найбільш "вірних" уявленнях, здатних найбільш наочно показати як розташовуються електрони в атомі. Першими наявність атомів як елементарних складових речовини припустили ще давньогрецькі філософи (якщо якесь тіло почати ділити навпіл, половинку ще навпіл і так далі, то цей процес не зможе відбуватися до нескінченності; ми зупинимося на частинці, яку вже не зможемо поділити, - це і буде атом). Після чого історія будови атома пройшла складний шлях та різні уявлення, такі як неподільність атома, Томсонівська модель атома та інші. Найбільш близькою виявилася модель атома, запропонована Ернестом Резерфордом у 1911 році. Він порівняв атом із сонячною системою, де в ролі сонця виступало ядро ​​атома, а електрони рухалися навколо нього подібно до планет. Розміщення електронів на стаціонарних орбітах було важливим кроком у розумінні будови атома. Однак така планетарна модель будови атома суперечила класичній механіці. Справа в тому, що при русі електрона по орбіті він повинен був втрачати потенційну енергію і, зрештою, "впасти" на ядро, і атом повинен був припинити своє існування. Такий парадокс був усунений запровадженням постулатів Нільсом Бором. Відповідно до цих постулатів, електрон рухався стаціонарними орбітами навколо ядра і за нормальних умов не поглинав і не випускав енергію. Постулати показують, що з опису атома закони класичної механіки не підходять. Така модель атома називається моделлю Бора-Резерфорда. Продовженням планетарної будови атома є квантово-механічна модель атома, згідно з якою ми і розглядатимемо електрон.

Електрон є квазічастинкою, виявляючи корпускулярно-хвильовий дуалізм: він одночасно є і часткою (корпускула), і хвилею. До властивостей частки можна віднести масу електрона та його заряд, а до хвильових властивостей – здатність до дифракції та інтерференції. Зв'язок між хвильовими та корпускулярними властивостями електрона відображені в рівнянні де Бройля:

де λ (\displaystyle \lambda) - Довжина хвилі, - Маса частинки, - Швидкість частинки, - Постійна Планка = 6,63 · 10 -34 Дж · с.

Для електрона неможливо розрахувати траєкторію його руху, можна говорити лише про можливість знаходження електрона в тому чи іншому місці навколо ядра. З цієї причини говорять не про орбіти руху електрона навколо ядра, а про орбітали - простір навколо ядра, в якому ймовірністьзнаходження електрона перевищує 95%. Для електрона неможливо одночасно точно виміряти і координату і швидкість (принцип невизначеності Гейзенберга).

де Δ x (\displaystyle \Delta x) - невизначеність координати електрона, Δ v (\displaystyle \Delta v) -похибка вимірювання швидкості, ħ=h/2π=1.05·10 -34 Дж·с
Чим точніше ми вимірюємо координату електрона, тим більша похибка у вимірі його швидкості, і навпаки: чим точніше ми знаємо швидкість електрона, тим більша невизначеність у його координаті.
Наявність хвильових властивостей електрона дозволяє застосувати до нього хвильове рівняння Шредінгера.

∂ 2 Ψ ∂ x 2 + ∂ 2 Ψ ∂ y 2 + ∂ 2 Ψ ∂ z 2 + 8 π 2 m h (E − V) Ψ = 0 (\displaystyle (\frac ((\partial )^(2)\Psi )(\partial x^(2)))+(\frac ((\partial )^(2)\Psi )(\partial y^(2)))+(\frac ((\partial )^(2) \Psi )(\partial z^(2)))+(\frac (8(\pi ^(2))m)(h))\left(E-V\right)\Psi =0)

де - повна енергія електрона, потенційна енергія електрона, фізичний зміст функції Ψ (\displaystyle \Psi ) - квадратний корінь від ймовірності знаходження електрона у просторі з координатами x, yі z(Ядро вважається початком координат).
Подане рівняння написано для одноелектронної системи. Для систем, що містять більше одного електрона, принцип опису залишається тим самим, але рівняння набуває більш складного вигляду. Графічним рішенням рівняння Шредінгера є геометрія атомних орбіталей. Так, s-орбіталь має форму кулі, p-орбіталь - форму вісімки з "вузлом" на початку координат (на ядрі, де ймовірність виявлення електрона прагне нуля).

В рамках сучасної квантово-механічної теорії електрон описується набором квантових чисел: n , l , m l , s і m s . Згідно з принципом Паулі, в одному атомі не може бути двох електронів з повністю ідентичним набором усіх квантових чисел.
Головне квантове число n визначає енергетичний рівень електрона, тобто якому електронному рівні розташований даний електрон. Головне квантове число може набувати лише цілочисельних значень більше 0: n =1;2;3... Максимальне значення n для конкретного атома елемента відповідає номеру періоду, в якому розташований елемент у періодичній таблиці Д. І. Менделєєва.
Орбітальне (додаткове) квантове число l визначає геометрію електронної хмари. Може приймати цілі значення від 0 до n -1. Для значень додаткового квантового числа l застосовують буквене позначення:

S-орбіталь має форму кулі, p-орбіталь – форму вісімки. Інші орбіталі мають дуже складну структуру, як, наприклад, представлена ​​малюнку d-орбіталь.

Електрони за рівнями та орбіталями розташовуються не хаотично, а за правилом Клечковського, згідно з яким заповнення електронів відбувається за принципом найменшої енергії, тобто в порядку зростання суми головного та орбітального квантових чисел n +l . У разі коли сума для двох варіантів заповнення однакова, спочатку заповнюється найменший енергетичний рівень (наприклад: при n =3 а l =2 і n =4 а l =1 спочатку заповнюватиметься рівень 3). Магнітне квантове число m l визначає розташування орбіталі в просторі і може набувати цілого значення від -l до +l , включаючи 0. Для s-орбіталі можливе лише одне значення m l =0. p-орбіталі - вже три значення -1, 0 і +1, тобто p-орбіталь може розташовуватися по трьох осях координат x, y і z.

розташування орбіталей залежно від значення m l

Електрон має власний момент імпульсу - спином, що позначається квантовим числом s . Спин електрона - величина стала і дорівнює 1/2. Явище спина можна умовно уявити як рух навколо своєї осі. Спочатку спин електрона прирівнювали до руху планети навколо власної осі, проте таке порівняння помилкове. Спін - чисто квантове явище, що не має аналогів у класичній механіці.

Будова атомних ядер

Радіоактивний розпад

Види радіоактивного розпаду

Будова електронних оболонок атомів елементів перших трьох періодів

атом- найменша частка речовини, неподільна хімічним шляхом. У XX столітті було з'ясовано складну будову атома. Атоми складаються із позитивно зарядженого ядрата оболонки, утвореної негативно зарядженими електронами. Загальний заряд вільного атома дорівнює нулю, оскільки заряди ядра і електронної оболонкиврівноважують один одного. При цьому величина заряду ядра дорівнює номеру елемента в періодичній таблиці ( атомному номеру) і дорівнює загальній кількості електронів (заряд електрона дорівнює −1).

Атомне ядро ​​складається з позитивно заряджених протонівта нейтральних частинок - нейтронів, які не мають заряду. Узагальнені характеристики елементарних частинок у складі атома можна подати у вигляді таблиці:

Число протонів дорівнює заряду ядра, отже, дорівнює атомному номеру. Щоб знайти число нейтронів в атомі, потрібно від атомної маси (що складається з мас протонів і нейтронів) відібрати заряд ядра (число протонів).

Наприклад, в атомі натрію 23 Na число протонів p = 11, а число нейтронів n = 23 − 11 = 12

Число нейтронів в атомах одного і того ж елемента може бути різним. Такі атоми називають ізотопами .

Електронна оболонка атома також має складну будову. Електрони розміщуються на енергетичних рівнях (електронних шарах).

Номер рівня характеризує енергію електрона. Пов'язано це з тим, що елементарні частинки можуть передавати і приймати енергію як завгодно малими величинами, а певними порціями - квантами. Чим вищий рівень, тим більшу енергію має електрон. Оскільки чим нижче енергія системи, тим вона стійкіша (порівняйте низьку стійкість каменю на вершині гори, що має велику потенційну енергію, і стійке положення того ж каменя внизу на рівнині, коли його енергія значно нижча), спочатку заповнюються рівні з низькою енергією електрона і тільки потім - Високі.

Максимальне число електронів, яке може вмістити рівень, можна розрахувати за такою формулою:
N = 2n 2 , де N - максимальна кількість електронів на рівні,
n – номер рівня.

Тоді для першого рівня N = 2 · 1 2 = 2,

для другого N = 2 · 2 2 = 8 і т.д.

Число електронів на зовнішньому рівні для елементів головних (А) підгруп дорівнює номеру групи.

У більшості сучасних періодичних таблиць розташування електронів за рівнями вказано у клітині з елементом. Дуже важливорозуміти, що рівні читаються знизу вгорущо відповідає їхній енергії. Тому стовпчик цифр у клітині з натрієм:
1
8
2

на 1-му рівні - 2 електрони,

на 2-му рівні – 8 електронів,

на 3-му рівні - 1 електрон
Будьте уважні, дуже поширена помилка!

Розподіл електронів за рівнями можна подати у вигляді схеми:
11 Na)))
2 8 1

Якщо в періодичній таблиці не вказано розподіл електронів за рівнями, можна керуватися:

• максимальною кількістю електронів: на 1-му рівні не більше 2 e − ,
  на 2-му - 8 e − ,
  на зовнішньому рівні - 8 e −;
• числом електронів на зовнішньому рівні (для перших 20 елементів збігаються з номером групи)

Тоді для натрію перебіг міркувань буде наступним:

1. Загальне число електронів дорівнює 11, отже, перший рівень заповнений містить 2 e − ;
2. Третій зовнішній рівень містить 1 e − (I група)
3. Другий рівень містить інші електрони: 11 − (2 + 1) = 8 (заповнений повністю)

* Ряд авторів більш чіткого розмежування вільного атома і атома у складі сполуки пропонують використовувати термін «атом» лише позначення вільного (нейтрального) атома, а позначення всіх атомів, зокрема й у складі сполук, пропонують термін «атомні частки». Час покаже, як складеться доля цих термінів. На наш погляд, атом за визначенням є часткою, отже, вираз «атомні частинки» можна розглядати як тавтологію («олія олія»).

2. Завдання. Обчислення кількості речовини одного з продуктів реакції, якщо відома маса вихідної речовини.
Приклад:

Яка кількість речовини водню виділиться при взаємодії цинку із соляною кислотою масою 146 г?

Рішення:

1. Записуємо рівняння реакції: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2. Знаходимо молярну масу соляної кислоти: M(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)
   (молярну масу кожного елемента, чисельно рівну відносній атомній масі, дивимося в періодичній таблиці під знаком елемента і округляємо до цілих, крім хлору, який береться 35,5)
3. Знаходимо кількість речовини соляної кислоти: n(HCl) = m/M = 146 г/36,5 г/моль = 4 моль
4. Записуємо над рівнянням реакції наявні дані, а під рівнянням - число моль відповідно до рівняння (рівно коефіцієнту перед речовиною):
   4 моль x моль
   Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
   2 моль 1 моль
5. Складаємо пропорцію:
   4 моль - xмоль
   2 моль - 1 моль
   (або з поясненням:
   з 4 моль соляної кислоти вийде xмоль водню,
   а з 2 моль - 1 моль)
6. Знаходимо x:
   x= 4 моль 1 моль / 2 моль = 2 моль

Відповідь: 2 моль.

Періодична система елементів Менделєєва. Будова атома.

ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ МЕНДЕЛЄЄВА - класифікація хім. елементів, створена русявий. вченим Д. І. Менделєєвим на основі відкритого ним (1869) періодич. закону.

Совр. формулювання періодич. закону: св-ва елементів (які у простих в-вах і сполуках) перебувають у периодич. залежність від заряду ядер їх атомів.

Заряд атомного ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру хім. елемента П. с. е. М. Якщо розмістити всі елементи в порядку зростання Z. (водень Н, Z = 1; гелій Не, Z = 2; літій Li, Z == 3; берилій Be, Z = 4 і т. д.), то вони утворюють 7періодів. У кожному з цих періодів спостерігається закономірна зміна св-в елементів від першого елемента періоду (лужного металу) до останнього (шляхетного газу). Перший період містить 2 елементи, 2-й та 3-й – по 8 елементів, 4-й та 5-й – по 18, 6-й – 32. У 7-му періоді відомо 19 елементів. 2-й та 3-й періоди прийнято називати малими, всі наступні – великими. Якщо розташувати періоди як горизонтальних рядів, то получ. таблиці виявляться 8 вертик. стовпців; це групи елементів, аналогічних за своїми св-вам.

Св-ва елементів усередині груп також закономірно змінюються залежно від збільшення Z. Напр., групи Li - Na - До - Rb - Cs - Fr зростає хімічний. активність металу, посилюється осн. характер оксидів та гідроксидів.

З теорії будови атома випливає, що періодичність св-в елементів зумовлена ​​законами формування електронних оболонок навколо ядра. У міру збільшення Z елемента відбувається ускладнення атома - зростає кількість електронів, що оточують ядро, і настає момент, коли закінчується заповнення однієї електронної оболонки і починається формування наступної зовнішньої. У системі Менделєєва і збігається з початком нового періоду. Елементи з 1, 2, 3 і т. д. електронами в новій оболонці схожі по св-вам на ті елементи, які теж мали 1, 2, 3 і т. д. зовнішніх електрона, хоча число їх внутр. електронних оболонок було на одну (або на дек.) менше: Na схожий на Li (один зовніш. електрон), Mg - на Be (2 зовніш. електрона); А1 - на (3 внеш. електрона) і т. д. З положенням елемента в П. с. е. М. пов'язані його хім. та багато інших. фіз. св-ва.

Запропоновано безліч (бл. 1000) варіантів графіч. зображення П. с. е. М. Найбільш поширені 2 варіанти П. с. е. М. - коротка та довга таблиці; к.-л. Важливого різницю між ними немає. Додаток містить один з варіантів короткої таблиці. У таблиці номери періодів наведені у першій колонці (позначені арабськими цифрами 1 – 7). Номери груп позначені зверху римськими цифрами І – VIII. Кожна група поділяється на дві підгрупи – а і б. Сукупність елементів, очолюваних елементами малих періодів, іноді зв. головними підгрупами а-м і (Li очолює підгрупу лужних металів. F - галогенів, Не - інертних газів і т. д.). І тут інші підгрупи елементів великих періодів зв. побічними.

Елементи з Z = 58 - 71 завдяки особливій близькості будови їх атомів та подібності їх хім. св-в складають сімейство лантаноїдів, що входить в III групу, але для зручності, що міститься внизу таблиці. Елементи з Z = 90 - 103 з тих самих причин часто виділяють у сімейство актиноїдів. За ними слідують елемент із Z = 104 - курчатовий та елемент із Z = 105 (див. Нільсборій). У липні 1974 р. сов. фізики повідомили про відкриття елемента з Z = 106, а січні. 1976 - елемента з Z = 107. Пізніше синтезовані елементи з Z = 108 та 109. Ниж. кордон П. с. е. М. відома - вона задана воднем, тому що не може бути елемента із зарядом ядра менше одиниці. Питання ж про те, якою є верхня межа П. с. е. М., тобто до якого граничного значення може дійти мистецтв. синтез елементів, залишається невирішеним. (Тяжкі ядра нестійкі, тому америцій з Z = 95 і наступні елементи не виявляють у природі, а отримують у ядерних реакціях; проте в області більш далеких трансуранових елементів очікується поява т. зв. островів стійкості, зокрема для Z = 114.) мистецтв. синтез нових елементів періодич. закон та П. с. е. М. грають першорядну роль. Закон і система Менделєєва належать до найважливіших узагальнень природознавства, лежать в основі суч. вчення про будову в-ва.

Електронна будова атома.

У цьому та наступному параграфах розповідається про моделі електронної оболонки атома. Важливо розуміти, що йдеться саме про моделях. Реальні атоми, звичайно, складніші і ми поки що знаємо про них далеко не всі. Однак сучасна теоретична модель електронної будови атома дозволяє успішно пояснити і навіть передбачити багато властивостей хімічних елементів, тому широко використовується в природничих науках.

Спочатку розглянемо докладніше " планетарну " модель, яку запропонував М. Бор (рис. 2-3 в).

Рис. 2-3 ст. "Планетарна" модель Бора.

Датський фізик Н. Бор у 1913 році запропонував модель атома, в якій електрони-частинки обертаються навколо ядра атома приблизно так, як планети обертаються навколо Сонця. Бор припустив, що електрони в атомі можуть стійко існувати тільки на орбітах, віддалених від ядра на певні відстані. Ці орбіти він назвав стаціонарними. Поза стаціонарними орбітами електрон існувати не може. Чому це так, Бор на той час пояснити не міг. Але він показав, що така модель дозволяє пояснити багато експериментальних фактів (докладніше про це розповідається в параграфі 2.7).

Електронні орбіти моделі Бора позначаються цілими числами 1, 2, 3, … nпочинаючи від найближчого до ядра. Надалі ми називатимемо такі орбіти. рівнями. Для опису електронної будови атома водню достатньо лише рівнів. Але в складніших атомах, як з'ясувалося, рівні складаються з близьких по енергії підрівнів. Наприклад, 2-й рівень складається з двох підрівнів (2s та 2p). Третій рівень складається з 3-х підрівнів (3s, 3p та 3d), як показано на рис. 2-6. Четвертий рівень (він не помістився на малюнку) складається з підрівнів 4s, 4p, 4d, 4f. У параграфі 2.7 ми розповімо, звідки взялися саме такі назви підрівнів та про фізичні досліди, які дозволили "побачити" електронні рівні та підрівні в атомах.

Рис. 2-6. Модель Бору для атомів складніших, ніж атом водню. Малюнок зроблений не в масштабі - насправді підрівні одного рівня знаходяться набагато ближче один до одного.

В електронній оболонці будь-якого атома рівно стільки електронів, скільки протонів у його ядрі, тому атом загалом електронейтральний. Електрони в атомі заселяють найближчі до ядра рівні та підрівні, тому що в цьому випадку їхня енергія менша, ніж якби вони заселяли більш віддалені рівні. На кожному рівні та підрівні може міститися лише певна кількість електронів.

Підрівні, у свою чергу, складаються з однакових по енергії орбіталей(На рис. 2-6 вони не показані). Образно кажучи, якщо електронну хмару атома порівняти з містом чи вулицею, де "живуть" усі електрони даного атома, то рівень можна порівняти з будинком, підрівень - із квартирою, а орбіталь - із кімнатою для електронів. Усі орбіталі якогось підрівня мають однакову енергію. На s-підрівні лише одна "кімната"-орбіталь. На p-підрівні 3 орбіталі, на d-підрівні 5, а на f-підрівні - цілих 7 орбіталей. У кожній "кімнаті"-орбіталі можуть "жити" один або два електрони. Заборона електронам знаходитись більш ніж по двоє на одній орбіталі називають забороною Паулі- на ім'я вченого, який з'ясував цю важливу особливість будови атома. Кожен електрон в атомі має свою "адресу", яка записується набором чотирьох чисел, званих "квантовими". Про квантові числа буде докладно розказано в параграфі 2.7. Тут ми згадаємо лише про головне квантове число n(див. рис. 2-6), яке в "адресі" електрона вказує номер рівня, на якому цей електрон існує.

©2015-2019 сайт
Усі права належати їх авторам. Цей сайт не претендує на авторства, а надає безкоштовне використання.
Дата створення сторінки: 2016-08-20