Zapisano u obliku takozvanih elektronskih formula. U elektronskim formulama, slova s, p, d, f označavaju energetske podnivoe elektrona; brojevi ispred slova označavaju energetski nivo na kojem se nalazi dati elektron, a indeks u gornjem desnom uglu označava broj elektrona u datom podnivou. Da biste sastavili elektronsku formulu atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sistemu i ispuniti osnovne odredbe koje reguliraju raspodjelu elektrona u atomu.
Struktura elektronske ljuske atoma može se prikazati i kao dijagram distribucije elektrona u energetskim ćelijama.
Za atome željeza takva je shema sljedeća:
Ovaj dijagram jasno pokazuje ispunjenje Gundovog pravila. Na 3d-podnivou, maksimalni broj ćelija (četiri) je ispunjen nesparenim elektronima. Slika strukture elektronske ljuske u atomu u obliku elektronskih formula i u obliku dijagrama ne odražava jasno valna svojstva elektrona.
Izmjena i dopuna teksta periodičnog zakona DA. Mendeljejev : svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su zavisnosti od veličine atomskih težina elemenata.
Savremena formulacija periodičnog zakona: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, periodično zavise od veličine naboja jezgra njihovih atoma.
Tako se pokazalo da je pozitivni naboj jezgra (a ne atomske mase) točniji argument o kojem ovise svojstva elemenata i njihovih spojeva.
Valence- to je broj hemijskih veza kojima je jedan atom vezan za drugi.
Valentne sposobnosti atoma određene su brojem nesparenih elektrona i prisustvom slobodnih atomskih orbitala na vanjskom nivou. Struktura vanjskih energetskih nivoa atoma kemijskih elemenata i određuje uglavnom svojstva njihovih atoma. Stoga se ovi nivoi nazivaju valentnim nivoima. Elektroni ovih nivoa, a ponekad i pred-eksternih nivoa, mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza. Takvi elektroni se također nazivaju valentnim elektronima.
Stehiometrijska valencija hemijski element - ovo je broj ekvivalenata koje dati atom može sebi prikačiti, ili je broj ekvivalenata u atomu.
Ekvivalenti su određeni brojem vezanih ili supstituiranih atoma vodika; stoga je stehiometrijska valencija jednaka broju atoma vodika s kojima je dati atom u interakciji. Ali nisu svi elementi u slobodnoj interakciji, već praktički svi sa kisikom, stoga se stehiometrijska valencija može definirati kao udvostručeni broj vezanih atoma kisika.
Na primjer, stehiometrijska valencija sumpora u vodonik-sulfidu H 2 S je 2, u oksidu SO 2 - 4, u oksidu SO 3 -6.
Prilikom određivanja stehiometrijske valencije elementa prema formuli binarnog spoja, treba se voditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valenciji svih atoma drugog elementa.
Oksidacijsko stanje takođe karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji sa znakom plus (za metal ili više elektropozitivnih elemenata u molekuli) ili minus.
1. U jednostavnim supstancama, oksidacijsko stanje elemenata je nula.
2. Oksidacijsko stanje fluora u svim jedinjenjima je -1. Ostali halogeni (hlor, brom, jod) sa metalima, vodonikom i drugim elektropozitivnijim elementima takođe imaju oksidaciono stanje -1, ali u jedinjenjima sa više elektronegativnih elemenata imaju pozitivna oksidaciona stanja.
3. Kiseonik u jedinjenjima ima oksidaciono stanje od -2; izuzetak je vodonik peroksid H 2 O 2 i njegovi derivati (Na 2 O 2, BaO 2 itd., u kojima kiseonik ima oksidaciono stanje -1, kao i kiseonik fluorid OF 2, oksidaciono stanje kiseonika u kojem je +2.
4. Alkalni elementi (Li, Na, K itd.) i elementi glavne podgrupe druge grupe periodnog sistema (Be, Mg, Ca itd.) uvek imaju oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. je, +1 i +2, respektivno...
5. Svi elementi treće grupe, osim talija, imaju konstantno oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. +3.
6. Najveće oksidaciono stanje elementa je jednako broju grupe periodnog sistema, a najmanje je razlika: broj grupe je 8. Na primer, najveće oksidaciono stanje azota (nalazi se u petoj grupi) je +5 (u azotnoj kiselini i njenim solima), a najniže je -3 (kod amonijaka i soli amonijaka).
7. Oksidacijska stanja elemenata u spoju međusobno se kompenzuju tako da je njihov zbir za sve atome u molekulskoj ili neutralnoj formuli nula, a za jon - njegov naboj.
Ova pravila se mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja elementa u spoju, ako su oksidacijska stanja ostalih poznatih, i za formuliranje višeelementnih spojeva.
Stepen oksidacije (oksidativni broj,) — pomoćna uslovna vrijednost za snimanje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija.
Koncept oksidacijskom stanju se često koristi u neorganskoj hemiji umjesto koncepta valencija... Oksidacijsko stanje atoma je jednako brojčanoj vrijednosti električnog naboja koji se pripisuje atomu, pod pretpostavkom da su elektronski parovi koji čine vezu potpuno pristrasni prema više elektronegativnih atoma (to jest, pod pretpostavkom da se spoj sastoji samo od jona ).
Stanje oksidacije odgovara broju elektrona koji moraju biti vezani za pozitivan ion da bi se sveo na neutralni atom ili oduzeo od negativnog jona da bi se oksidirao u neutralni atom:
Al 3+ + 3e - → Al
S 2− → S + 2e - (S 2− - 2e - → S)
Svojstva elemenata, u zavisnosti od strukture elektronske ljuske atoma, variraju po periodima i grupama periodnog sistema. Budući da su u nizu analognih elemenata elektronske strukture samo slične, ali ne i identične, onda pri prelasku s jednog elementa u grupi na drugi ne uočavaju se jednostavno ponavljanje svojstava, već njihovu manje-više jasno izraženu pravilnu promjenu.
Hemijska priroda elementa je posljedica sposobnosti njegovog atoma da izgubi ili dobije elektrone. Ova sposobnost je kvantificirana vrijednostima energije jonizacije i afiniteta elektrona.
Energija jonizacije (E i) je minimalna količina energije potrebna za odvajanje i potpuno uklanjanje elektrona iz atoma u gasnoj fazi pri T = 0
K bez prenošenja kinetičke energije na oslobođeni elektron sa transformacijom atoma u pozitivno nabijeni ion: E + Ei = E + + e-. Energija ionizacije je pozitivna vrijednost i ima najniže vrijednosti za atome alkalnih metala i najveću za atome plemenitih (inertnih) plinova.
Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbuje kada se elektron veže za atom u gasnoj fazi pri T = 0
K s transformacijom atoma u negativno nabijeni ion bez prijenosa kinetičke energije na česticu:
E + e- = E- + Ee.
Halogeni, posebno fluor (Ee = -328 kJ/mol), imaju maksimalan afinitet prema elektronu.
Vrijednosti Ei i Ee izražene su u kilodžulima po molu (kJ/mol) ili u elektron-voltima po atomu (eV).
Sposobnost vezanog atoma da pomakne elektrone hemijskih veza na sebe, povećavajući gustinu elektrona oko sebe naziva se elektronegativnost.
Ovaj koncept je u nauku uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačava se simbolom ÷ i karakterizira tendenciju datog atoma da veže elektrone kada formira hemijsku vezu.
Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma se procjenjuje poluzbirom energija jonizacije i afiniteta slobodnih atoma prema elektronu ÷ = (Ee + Ei) / 2
U periodima postoji opća tendencija povećanja energije ionizacije i elektronegativnosti s povećanjem naboja atomskog jezgra; u grupama ove vrijednosti opadaju s povećanjem rednog broja elementa.
Treba naglasiti da se elementu ne može pripisati konstantna vrijednost elektronegativnosti, jer ovisi o mnogim faktorima, a posebno o valentnom stanju elementa, vrsti spoja u koji ulazi, broju i vrsti susjednih atoma.
Atomski i jonski radijusi. Veličine atoma i iona određene su veličinom elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim konceptima, elektronska ljuska nema striktno definisane granice. Stoga se radijus slobodnog atoma ili jona može uzeti kao teoretski izračunata udaljenost od jezgra do položaja glavnog maksimuma gustoće vanjskih elektronskih oblaka. Ova udaljenost se naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste vrijednosti polumjera atoma i iona u spojevima, izračunate iz eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju se pravi razlika između kovalentnih i metalnih radijusa atoma.
Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgra atoma elementa je periodične prirode... U periodima kako se atomski broj povećava, radijusi imaju tendenciju smanjenja. Najveći pad je tipičan za elemente malih perioda, jer je njihov vanjski elektronski nivo ispunjen. U velikim periodima u porodicama d- i f-elemenata, ova promjena je manje nagla, jer se u njima punjenje elektrona događa u predspoljnom sloju. U podgrupama se radijusi atoma i jona istog tipa općenito povećavaju.
Periodični sistem elemenata je jasan primjer manifestacije različitih vrsta periodičnosti u svojstvima elemenata, koja se promatra horizontalno (u periodu slijeva na desno), vertikalno (u grupi, na primjer, od vrha do dna ), dijagonalno, tj neka svojstva atoma se povećavaju ili smanjuju, ali periodičnost ostaje.
U periodu s lijeva na desno (→) povećavaju se oksidacijska i nemetalna svojstva elemenata, dok se redukujuća i metalna svojstva smanjuju. Dakle, od svih elemenata 3. perioda, natrijum će biti najaktivniji metal i najjači redukcioni agens, a hlor će biti najjači oksidant.
Hemijska veza- to je međusobna povezanost atoma u molekuli, odnosno kristalnoj rešetki, kao rezultat djelovanja između atoma električnih sila privlačenja.
Ovo je interakcija svih elektrona i svih jezgara, koja dovodi do formiranja stabilnog, poliatomskog sistema (radikal, molekularni jon, molekul, kristal).
Hemijska veza se ostvaruje valentnim elektronima. Prema modernim konceptima, hemijska veza je elektronske prirode, ali se odvija na različite načine. Dakle, postoje tri glavne vrste hemijskih veza: kovalentna, jonska, metalna Između molekula postoji vodikova veza, i desiti se van der Waalsove interakcije.
Glavne karakteristike hemijske veze uključuju:
- dužina veze - to je međunuklearna udaljenost između kemijski vezanih atoma.
Zavisi od prirode atoma u interakciji i od višestrukosti veze. S povećanjem višestrukosti, dužina veze se smanjuje, a samim tim i njena snaga se povećava;
- višestrukost veze - određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Sa povećanjem višestrukosti, energija vezivanja se povećava;
- spojni ugao- ugao između zamišljenih pravih linija koje prolaze kroz jezgra dva hemijski međusobno povezana susedna atoma;
Energija vezivanja E CB - to je energija koja se oslobađa tokom formiranja ove veze i troši na njeno raskidanje, kJ / mol.
Kovalentna veza - Hemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona sa dva atoma.
Objašnjenje hemijske veze pojavom zajedničkih elektronskih parova između atoma činilo je osnovu spinove teorije valencije, čiji je instrument metoda valentne veze (MVS) otkrio Lewis 1916. Za kvantno-mehanički opis hemijske veze i strukture molekula koristi se još jedna metoda - molekularna orbitalna metoda (MMO) .
Metoda valentne veze
Osnovni principi formiranja hemijske veze prema MFM:
1. Hemijsku vezu formiraju valentni (nespareni) elektroni.
2. Elektroni sa antiparalelnim spinovima koji pripadaju dva različita atoma postaju uobičajeni.
3. Hemijska veza nastaje samo ako, kada se dva ili više atoma približe jedan drugom, ukupna energija sistema opada.
4. Glavne sile koje djeluju u molekulu su električnog, kulonovskog porijekla.
5. Veza je jača, što se elektronski oblaci u interakciji više preklapaju.
Postoje dva mehanizma za formiranje kovalentne veze:
Mehanizam razmjene. Veza se formira socijalizacijom valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru:
Rice. 7. Mehanizam razmjene stvaranja kovalentne veze: a- nepolarni; b- polarni
Donorsko-akceptorski mehanizam. Jedan atom (donor) daje par elektrona, a drugi atom (akceptor) daje slobodnu orbitalu za ovaj par.
veze, obrazovan po mehanizmu donor-akceptor, up kompleksna jedinjenja
 |
Rice. 8. Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze
Kovalentna veza ima određene karakteristike.
Zasićenost - svojstvo atoma da formiraju strogo određen broj kovalentnih veza. Zbog zasićenosti veza, molekuli imaju određeni sastav.
|
Usmjerenost - t ... Odnosno, veza se formira u pravcu maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja povezuje centre atoma koji formiraju vezu, postoje: σ i π (slika 9): σ-veza - nastala preklapanjem AO duž linije koja povezuje centre atoma u interakciji; π-veza je veza koja se javlja u smjeru ose okomite linije koja povezuje jezgra atoma. Usmjerenost veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik. hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala tokom formiranja kovalentne veze kako bi se postiglo efikasnije preklapanje orbitala. Hemijska veza nastala uz učešće elektrona sa hibridnih orbitala je jača od veze sa učešćem elektrona sa nehibridnih s i p orbitala, jer ima više preklapanja. Postoje sledeće vrste hibridizacije (slika 10, tabela 31): |
sp-hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične "hibridne" orbitale, čiji je ugao između osa 180°. Molekuli u kojima se vrši sp-hibridizacija imaju linearnu geometriju (BeCl 2).sp 2 -hibridizacija- jedna s-orbitala i dvije p-orbitale pretvaraju se u tri identične "hibridne" orbitale, čiji je ugao između osa jednak 120 °. Molekuli u kojima se vrši sp 2 -hibridizacija imaju planarnu geometriju (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hibridizacija- jedna s-orbitala i tri p-orbitale se transformišu u četiri identične "hibridne" orbitale, čiji je ugao između osa 109°28". Molekuli u kojima se vrši sp 3 -hibridizacija imaju tetraedačku geometriju (CH 4 , NH 3).
Rice. 10. Vrste hibridizacije valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp 2 - hibridizacija valentnih orbitala; v - sp 3-hibridizacija valentnih orbitala
Hemikalije su one koje čine svijet oko nas.
Svojstva svake hemikalije dijele se na dvije vrste: hemijske, koje karakterišu njenu sposobnost stvaranja drugih supstanci, i fizičke, koje se objektivno posmatraju i mogu se posmatrati odvojeno od hemijskih transformacija. Tako, na primjer, fizička svojstva tvari su njeno agregacijsko stanje (čvrsto, tekuće ili plinovito), toplinska provodljivost, toplinski kapacitet, rastvorljivost u različitim medijima (voda, alkohol, itd.), gustina, boja, okus itd. .
Transformacija nekih hemikalija u druge supstance se nazivaju hemijske pojave ili hemijske reakcije. Treba napomenuti da postoje i fizičke pojave, koje su očito praćene promjenom bilo kojeg od fizičkih svojstava neke supstance bez njene transformacije u druge supstance. Fizičke pojave, na primjer, uključuju topljenje leda, smrzavanje ili isparavanje vode, itd.
Činjenica da se u toku procesa dešava hemijska pojava može se zaključiti posmatranjem karakterističnih znakova hemijskih reakcija, kao što su promena boje, formiranje sedimenta, evolucija gasa, evolucija toplote i/ili svetlosti.
Tako se, na primjer, zaključak o toku hemijskih reakcija može donijeti promatranjem:
Formiranje taloga prilikom ključanja vode, koji se u svakodnevnom životu naziva kamenac;
Stvaranje topline i svjetlosti pri paljenju vatre;
Promjena boje reza svježe jabuke u zraku;
Formiranje gasnih mehurića tokom fermentacije testa itd.
Najmanje čestice tvari, koje se praktički ne mijenjaju u procesu kemijskih reakcija, već se samo povezuju na novi način, nazivaju se atomi.
Sama ideja o postojanju takvih jedinica materije nastala je u staroj Grčkoj u umovima drevnih filozofa, što zapravo objašnjava porijeklo pojma "atom", budući da "atomos" u doslovnom prijevodu s grčkog znači "nedjeljiv".
Ipak, suprotno ideji starogrčkih filozofa, atomi nisu apsolutni minimum materije, tj. sami imaju složenu strukturu.
Svaki atom se sastoji od takozvanih subatomskih čestica - protona, neutrona i elektrona, označenih simbolima p+, n o i e -. Gornji indeks u korištenoj notaciji označava da proton ima jedinični pozitivan naboj, elektron ima jedinični negativan naboj, a neutron nema naboj.
Što se tiče kvalitativne strukture atoma, za svaki atom svi protoni i neutroni su koncentrisani u takozvanom jezgru, oko kojeg elektroni formiraju elektronsku ljusku.
Proton i neutron imaju praktično iste mase, tj. m p ≈ m n, a masa elektrona je skoro 2000 puta manja od mase svakog od njih, tj. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
Budući da je osnovno svojstvo atoma njegova elektroneutralnost, a naboj jednog elektrona jednak je naboju jednog protona, iz ovoga se može zaključiti da je broj elektrona u bilo kojem atomu jednak broju protona.
Tako, na primjer, tabela ispod pokazuje mogući sastav atoma:
Vrsta atoma sa istim nuklearnim nabojem, tj. sa istim brojem protona u jezgrima naziva se hemijski element. Dakle, iz gornje tabele možemo zaključiti da atom1 i atom2 pripadaju jednom hemijskom elementu, a atom3 i atom4 drugom hemijskom elementu.
Svaki hemijski element ima svoje ime i pojedinačni simbol koji se čita na određeni način. Tako, na primjer, najjednostavniji hemijski element, čiji atomi sadrže samo jedan proton u jezgru, ima naziv "vodik" i označava se simbolom "H", koji glasi "pepeo", i hemijski element sa nabojem jezgra. od +7 (tj. sadrži 7 protona) - "azot", ima simbol "N", koji se čita kao "en".
Kao što možete vidjeti iz gornje tabele, atomi jednog hemijskog elementa mogu se razlikovati po broju neutrona u jezgrima.
Atomi koji pripadaju istom hemijskom elementu, ali imaju različit broj neutrona i, kao posljedicu, masu, nazivaju se izotopi.
Tako, na primjer, hemijski element vodonik ima tri izotopa - 1 H, 2 H i 3 H. Podskripti 1, 2 i 3 iznad simbola H označavaju ukupan broj neutrona i protona. One. znajući da je vodonik hemijski element koji karakteriše činjenica da se u jezgri njegovih atoma nalazi jedan proton, možemo zaključiti da u izotopu 1 H uopšte nema neutrona (1-1 = 0), u 2 H izotop - 1 neutron (2-1 = 1) i u izotopu 3 H - dva neutrona (3-1 = 2). Budući da, kao što je već spomenuto, neutron i proton imaju iste mase, a masa elektrona je zanemarljiva u odnosu na njih, to znači da je izotop 2 H skoro dvostruko teži od izotopa 1 H, a izotop 3 H izotop je čak tri puta teži... U vezi sa tako velikom rasprostranjenošću u masama izotopa vodika, izotopima 2 H i 3 H su čak dodijeljena posebna pojedinačna imena i simboli, što više nije tipično ni za jedan drugi kemijski element. Izotop 2 H dobio je naziv deuterijum i dobio je simbol D, a izotop 3 H je dobio naziv tricijum i simbol T.
Ako uzmemo masu protona i neutrona kao jedinicu, a zanemarimo masu elektrona, u stvari, gornji lijevi indeks, pored ukupnog broja protona i neutrona u atomu, može se smatrati njegovom masom, i stoga se ovaj indeks naziva masenim brojem i označava simbolom A. atom odgovara protonima, a naboj svakog protona se konvencionalno smatra jednakim +1, broj protona u jezgru naziva se broj naboja (Z) . Označavajući broj neutrona u atomu slovom N, matematički se odnos između masenog broja, broja naboja i broja neutrona može izraziti kao:
Prema modernim konceptima, elektron ima dualnu prirodu (talasne čestice). Ima svojstva čestica i talasa. Poput čestice, elektron ima masu i naboj, ali u isto vrijeme, tok elektrona, poput vala, karakterizira sposobnost difrakcije.
Za opisivanje stanja elektrona u atomu koriste se koncepti kvantne mehanike prema kojima elektron nema određenu putanju kretanja i može biti u bilo kojoj tački u prostoru, ali s različitim vjerovatnoćama.
Područje prostora oko jezgra gdje je najvjerovatnije da će se naći elektron naziva se atomska orbitala.
Atomska orbitala može imati različite oblike, veličine i orijentacije. Atomska orbitala se još naziva i oblak elektrona.
Grafički, jedna atomska orbitala obično se označava kao kvadratna ćelija:
Kvantna mehanika ima izuzetno složen matematički aparat, pa se u okviru školskog kursa hemije razmatraju samo posledice kvantnomehaničke teorije.
Prema ovim posljedicama, svaka atomska orbitala i elektron koji se na njoj nalazi u potpunosti karakteriziraju 4 kvantna broja.
- Glavni kvantni broj, n, određuje ukupnu energiju elektrona u datoj orbitali. Opseg vrijednosti glavnog kvantnog broja su svi prirodni brojevi, tj. n = 1,2,3,4,5 itd.
- Orbitalni kvantni broj - l - karakterizira oblik atomske orbitale i može uzeti bilo koju cjelobrojnu vrijednost od 0 do n-1, gdje je n, podsjetimo, glavni kvantni broj.
Orbitale sa l = 0 se nazivaju s-orbitale... s-orbitale su sferne i nemaju usmjerenost u prostoru:
Orbitale sa l = 1 se nazivaju str-orbitale... Ove orbitale imaju oblik trodimenzionalne osmice, tj. oblik koji se dobija rotiranjem osmice oko ose simetrije, a spolja podseća na bučicu:
Orbitale sa l = 2 se nazivaju d-orbitale, i sa l = 3 - f-orbitale... Njihova struktura je mnogo složenija.
3) Magnetski kvantni broj - m l - određuje prostornu orijentaciju određene atomske orbitale i izražava projekciju ugaonog momenta orbite na smjer magnetskog polja. Magnetski kvantni broj m l odgovara orijentaciji orbitale u odnosu na smjer vektora jakosti vanjskog magnetskog polja i može imati bilo koje cjelobrojne vrijednosti od –l do +l, uključujući 0, tj. ukupan broj mogućih vrijednosti je (2l + 1). Tako, na primjer, za l = 0 ml = 0 (jedna vrijednost), za l = 1 ml = -1, 0, +1 (tri vrijednosti), za l = 2 ml = -2, -1, 0, + 1 , +2 (pet vrijednosti magnetskog kvantnog broja) itd.
Tako, na primjer, p-orbitale, tj. orbitale s orbitalnim kvantnim brojem l = 1, koje imaju oblik "trodimenzionalne osmice", odgovaraju tri vrijednosti magnetskog kvantnog broja (-1, 0, +1), što zauzvrat odgovara tri pravca okomita jedan na drugi u prostoru.
4) Spin kvantni broj (ili jednostavno spin) - m s - može se uslovno smatrati odgovornim za smjer rotacije elektrona u atomu, može poprimiti vrijednosti. Elektroni s različitim spinovima označeni su vertikalnim strelicama koje pokazuju u različitim smjerovima: ↓ i.
Skup svih orbitala u atomu koje imaju isti glavni kvantni broj naziva se energetski nivo ili elektronska ljuska. Bilo koji proizvoljni energetski nivo sa nekim brojem n sastoji se od n 2 orbitala.
Skup orbitala sa istim vrijednostima glavnog kvantnog broja i orbitalnog kvantnog broja je energetski podnivo.
Svaki energetski nivo, koji odgovara glavnom kvantnom broju n, sadrži n podnivoa. Zauzvrat, svaki energetski podnivo sa orbitalnim kvantnim brojem l, sastoji se od (2l + 1) orbitala. Dakle, s-podnivo se sastoji od jedne s-orbitale, p-podnivo se sastoji od tri p-orbitale, d-podnivo se sastoji od pet d-orbitala, a f-podnivo se sastoji od sedam f-orbitala. Budući da se, kao što je već spomenuto, jedna atomska orbitala često označava jednom kvadratnom ćelijom, s-, p-, d- i f-podnivoi se mogu grafički prikazati na sljedeći način:
Svaka orbitala odgovara pojedinačnom striktno definisanom skupu od tri kvantna broja n, l i m l.
Raspodjela elektrona po orbitalama naziva se elektronska konfiguracija.
Punjenje atomskih orbitala elektronima odvija se u skladu sa tri uslova:
- Princip minimalne energije: elektroni ispunjavaju orbitale, počevši od najnižeg energetskog podnivoa. Redoslijed podnivoa prema rastu njihove energije je sljedeći: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Da bismo lakše zapamtili ovaj redoslijed popunjavanja elektronskih podnivoa, vrlo je zgodna sljedeća grafička ilustracija:
- Paulijev princip: svaka orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona.
Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se naziva nesparen, a ako su dva, onda se nazivaju elektronski par.
- Hundovo pravilo: najstabilnije stanje atoma je ono u kojem atom ima najveći mogući broj nesparenih elektrona unutar jednog podnivoa. Ovo najstabilnije stanje atoma naziva se osnovno stanje.
U stvari, gore navedeno znači da će, na primjer, postavljanje 1., 2., 3. i 4. elektrona u tri orbitale p-podnivoa biti izvedeno na sljedeći način:
Punjenje atomskih orbitala od vodika sa brojem naelektrisanja 1 u kripton (Kr) sa brojem naelektrisanja 36 će se izvesti na sledeći način:
Ova slika redoslijeda u kojem su atomske orbitale popunjene naziva se energetski dijagram. Na osnovu elektronskih dijagrama pojedinih elemenata možete zapisati njihove takozvane elektronske formule (konfiguracije). Tako, na primjer, element sa 15 protona i, kao posljedicu, 15 elektrona, tj. fosfor (P), imat će sljedeći oblik energetskog dijagrama:
Kada se prevede u elektronsku formulu, atom fosfora će poprimiti oblik:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Brojevi normalne veličine lijevo od simbola podnivoa pokazuju broj energetskog nivoa, a superskripti desno od simbola podnivoa označavaju broj elektrona u odgovarajućem podnivou.
Ispod su elektronske formule prvih 36 elemenata periodnog sistema D.I. Mendeljejev.
| period | Artikal br. | simbol | naslov | elektronska formula |
| I | 1 | H | vodonik | 1s 1 |
| 2 | On | helijum | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | litijum | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Budi | berilijum | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | ugljenik | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | nitrogen | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | kiseonik | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | N / A | natrijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | magnezijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | aluminijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silicijum | 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 | sumpor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | hlor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | kalijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | kalcijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | skandij | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titanijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanadij | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | hrom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s na d podnivo | |
| 25 | Mn | mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | gvožđe | 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 | nikla | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | bakar | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s na d podnivo | |
| 30 | Zn | cink | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | galijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germanijum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | As | arsenik | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | selen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | brom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | kripton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Kao što je već spomenuto, u svom osnovnom stanju, elektroni u atomskim orbitalama su raspoređeni po principu najmanje energije. Ipak, u prisustvu praznih p-orbitala u osnovnom stanju atoma, često je moguće prevesti atom u takozvano pobuđeno stanje dajući mu višak energije. Tako, na primjer, atom bora u svom osnovnom stanju ima elektronsku konfiguraciju i energetski dijagram sljedećeg oblika:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
I u pobuđenom stanju (*), tj. kada se atomu bora prenese neka energija, njegova elektronska konfiguracija i energetski dijagram će izgledati ovako:
5 B * = 1s 2 2s 1 2p 2
Ovisno o tome koji je podnivo u atomu posljednji popunjen, hemijski elementi se dijele na s, p, d ili f.
Nalaženje s, p, d i f-elemenata u D.I. Mendeljejev:
- S-elementi imaju posljednju s-podnivo za popunjavanje. Ovi elementi uključuju elemente glavnih (lijevo u ćeliji tabele) podgrupa I i II grupa.
- Za p-elemente, p-podnivo je popunjen. P-elementi obuhvataju poslednjih šest elemenata svakog perioda, osim prvog i sedmog, kao i elemente glavnih podgrupa III-VIII grupa.
- d-elementi se nalaze između s - i p-elemenata u velikim periodima.
- F-elementi se nazivaju lantanidi i aktinidi. Na dno tabele spušta ih D.I. Mendeljejev.
Prilikom pisanja elektronskih formula atoma elemenata, naznačeni su energetski nivoi (vrijednosti glavnog kvantnog broja n u obliku brojeva - 1, 2, 3, itd.), energetskih podnivoa (vrijednosti orbitalnog kvantnog broja l u obliku slova - s, str, d, f) i broj na vrhu označavaju broj elektrona na ovom podnivou.
Prvi element u tabeli D.I. Mendeljejev je vodonik, dakle, naboj atomskog jezgra N je jednak 1, u atomu postoji samo jedan elektron po s-podnivo jedan. Stoga je elektronska formula atoma vodika:
Drugi element je helijum, u njegovom atomu se nalaze dva elektrona, stoga je elektronska formula atoma helija 2 Ne 1s 2. Prvi period uključuje samo dva elementa, jer je prvi energetski nivo ispunjen elektronima, koje mogu zauzeti samo 2 elektrona.
Treći element po redu - litijum - već je u drugom periodu, dakle, drugi energetski nivo počinje da se puni elektronima (o tome smo pričali gore). Počinje punjenje drugog nivoa elektronima s-podnivo, stoga je elektronska formula atoma litijuma 3 Li 1s 2 2s jedan . U atomu berilijuma, punjenje elektronima je završeno s- podnivo: 4 Ve 1s 2 2s 2 .
U narednim elementima 2. perioda, drugi energetski nivo nastavlja da bude ispunjen elektronima, samo što je sada ispunjen elektronima R- podnivo: 5 V 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 WITH 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2R 6 .
Atom neona dovršava punjenje elektronima R-podnivo, ovaj element završava drugi period, u njemu se nalazi osam elektrona od na s- i R-podnivoi mogu sadržavati samo osam elektrona.
Elementi 3. perioda imaju sličan redoslijed popunjavanja energetskih podnivoa trećeg nivoa elektronima. Elektronske formule atoma nekih elemenata ovog perioda su sljedeće:
11 N / A 1s 2 2s 2 2R 6 3s 1 ; 12 Mg 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 1 ;
14 Si 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 .
Treći period, kao i drugi, završava se elementom (argonom), koji dovršava punjenje elektronima R- podnivo, iako treći nivo uključuje tri podnivoa ( s, R, d). Prema gore navedenom redosledu popunjavanja energetskih podnivoa u skladu sa pravilima Klečkovskog, energija podnivoa 3 d više energije podnivoa 4 s, dakle, atom kalija pored argona i atom kalcija iza njega ispunjeni su elektronima 3 s– Podnivo četvrtog nivoa:
19 TO 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 1 ; 20 Ca 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 2 .
Počevši od 21. elementa - skandijuma, u atomima elemenata, podnivo 3 počinje da se puni elektronima d... Elektronske formule atoma ovih elemenata su:
21 Sc 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 2 .
U atomima 24. elementa (hrom) i 29. elementa (bakar) postoji fenomen koji se naziva "klizanje" ili "otkazivanje" elektrona: elektron iz spoljašnjeg 4 s- podnivo "propada" za 3 d– Podnivo, koji dovršava svoje punjenje do pola (za hrom) ili potpuno (za bakar), što doprinosi većoj stabilnosti atoma:
24 Cr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 1 3d 5 (umjesto ... 4 s 2 3d 4) i
29 Cu 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 1 3d 10 (umjesto ... 4 s 2 3d 9).
Počevši od 31. elementa - galija, nastavlja se punjenje elektronima 4. nivoa, sada - R– Podnivo:
31 Ga 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 10 4str 1 …; 36 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 4s 2 3d 10 4str 6 .
Ovim elementom završava četvrti period, koji već uključuje 18 elemenata.
Sličan redoslijed popunjavanja energetskih podnivoa elektronima odvija se u atomima elemenata 5. perioda. Prva dva (rubidijum i stroncijum) su punjena s- podnivo 5. nivo, popunjeno je sljedećih deset elemenata (od itrijuma do kadmijuma) d- podnivo 4. nivoa; period upotpunjuje šest elemenata (od indija do ksenona), u čijim se atomima nalazi punjenje elektronima R- podnivo eksternog, petog nivoa. Takođe ima 18 elemenata u periodu.
Za elemente šestog perioda ovaj redosled popunjavanja je prekršen. Na početku perioda, kao i obično, postoje dva elementa, čiji su atomi ispunjeni elektronima s- podnivo eksternog, šestog, nivoa. Sljedeći element, lantan, počinje da se puni elektronima. d–Podnivo prethodnog nivoa, tj 5 d... Time je dovršeno punjenje elektronima 5 d- podnivo se zaustavlja i sljedećih 14 elemenata - od cerijuma do lutecijuma - počinje da se puni f-Podsloj 4. nivoa. Svi ovi elementi su uključeni u jednu ćeliju tabele, a ispod je proširena serija ovih elemenata, nazvanih lantanidi.
Počevši od 72. elementa - hafnija - do 80. elementa - žive, punjenje elektronima se nastavlja 5 d- podnivo, a period završava, kao i obično, sa šest elemenata (od talijuma do radona), u čijim atomima je ispunjen elektronima R- podnivo eksternog, šestog, nivoa. Ovo je najveći period sa 32 elementa.
U atomima elemenata sedmog, nedovršenog perioda, vidi se isti redosled punjenja podnivoa kao što je gore opisano. Ostavljamo učenicima da sami napišu elektronske formule atoma elemenata 5-7. perioda, uzimajući u obzir sve navedeno.
Bilješka:U nekim udžbenicima dozvoljen je drugačiji redosled pisanja elektronskih formula atoma elemenata: ne redosledom njihovog popunjavanja, već u skladu sa brojem elektrona na svakom energetskom nivou datom u tabeli. Na primjer, elektronska formula atoma arsena može biti: As 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 3 .
Struktura elektronskih omotača atoma elemenata prva četiri perioda: $ s- $, $ p- $ i $ d- $ elemenata. Elektronska konfiguracija atoma. Osnovno i pobuđeno stanje atoma
Koncept atoma nastao je u antičkom svijetu za označavanje čestica materije. U prijevodu s grčkog, atom znači "nedjeljiv".
Elektroni
Irski fizičar Stoney je na osnovu eksperimenata došao do zaključka da elektricitet nose najmanje čestice koje postoje u atomima svih kemijskih elemenata. Godine 1891, Stoney je predložio da se te čestice nazovu elektrona, što na grčkom znači "ćilibar".
Nekoliko godina nakon što je elektron dobio ime, engleski fizičar Joseph Thomson i francuski fizičar Jean Perrin dokazali su da elektroni nose negativan naboj. Ovo je najmanji negativni naboj, koji se u hemiji uzima kao jedinica od $ (- 1) $. Thomson je čak uspio odrediti brzinu kretanja elektrona (jednaka je brzini svjetlosti - 300.000 km/s) i masu elektrona (to je 1836 $ puta manje od mase atoma vodika) .
Thomson i Perrin spojili su polove izvora napajanja na dvije metalne ploče, katodu i anodu, zalemljene u staklenu cijev iz koje je evakuiran zrak. Kada je napon od oko 10 hiljada volti primijenjen na ploče-elektrode, u cijevi je bljesnulo svjetlosno pražnjenje, a čestice su poletjele sa katode (negativnog pola) na anodu (pozitivni pol), koju su naučnici prvi nazvali katodne zrake a onda su shvatili da je to bio tok elektrona. Elektroni koji udaraju u posebne tvari nanesene, na primjer, na TV ekran, uzrokuju sjaj.
Zaključeno je da se elektroni izbacuju iz atoma materijala od kojeg je napravljena katoda.
Slobodni elektroni ili njihov tok mogu se dobiti na druge načine, na primjer, zagrijavanjem metalne žice ili upadnom svjetlošću na metale formirane od elemenata glavne podgrupe I grupe I periodnog sistema (na primjer, cezijum).
Stanje elektrona u atomu
Stanje elektrona u atomu shvata se kao skup informacija o energije određeni elektron unutra svemir u kojoj se nalazi. Već znamo da elektron u atomu nema putanju kretanja, tj. možemo samo da pričamo vjerovatnoće pronalazeći ga u prostoru oko jezgra. Može se nalaziti u bilo kojem dijelu ovog prostora koji okružuje jezgro, a ukupnost njegovih različitih položaja smatra se elektronskim oblakom određene gustine negativnog naboja. Slikovito, ovo se može zamisliti na sljedeći način: kada bi bilo moguće, nakon stotih ili milionitih dijelova sekunde, fotografirati položaj elektrona u atomu, kao u fotofinišu, tada bi elektron na takvim fotografijama bio predstavljen kao tačka. Preklapanje bezbrojnih takvih fotografija rezultiralo bi slikom elektronskog oblaka s najvećom gustinom gdje ima najviše ovih tačaka.
Na slici je prikazan "rez" takve elektronske gustine u atomu vodika koji prolazi kroz jezgro, a isprekidana linija definira sferu, unutar koje je vjerovatnoća detekcije elektrona $90% $. Kontura najbliža jezgru pokriva područje prostora u kojem je vjerovatnoća detekcije elektrona $10% $, vjerovatnoća detekcije elektrona unutar druge konture iz jezgra je $20% $, unutar treće - $ ≈ 30% $, itd. Postoji određena nesigurnost u stanju elektrona. Kako bi okarakterizirao ovo posebno stanje, njemački fizičar W. Heisenberg uveo je koncept princip neizvesnosti, tj. pokazao da je nemoguće istovremeno i tačno odrediti energiju i lokaciju elektrona. Što je preciznije određena energija elektrona, to je njegov položaj nesigurniji, i obrnuto, nakon određivanja položaja, nemoguće je odrediti energiju elektrona. Područje vjerovatnoće detekcije elektrona nema jasne granice. Međutim, moguće je izdvojiti prostor u kojem je vjerovatnoća pronalaska elektrona maksimalna.
Prostor oko atomskog jezgra, u kojem se najvjerovatnije nalazi elektron, naziva se orbitala.
Sadrži otprilike 90% $ elektronskog oblaka, što znači da je oko 90% $ vremena elektron u ovom dijelu svemira. Prema obliku, postoji 4 $ trenutno poznatih tipova orbitala, koje se označavaju latiničnim slovima $ s, p, d $ i $ f $. Na slici je prikazan grafički prikaz nekih oblika elektronskih orbitala.
Najvažnija karakteristika kretanja elektrona na određenoj orbitali je energija njegove veze sa jezgrom. Elektroni sa bliskim energijama čine jedno elektronski sloj, ili nivo energije... Energetski nivoi su numerisani počevši od jezgra: 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ i 7 $.
Cijeli broj $ n $ koji označava broj energetskog nivoa naziva se glavni kvantni broj.
Karakterizira energiju elektrona koji zauzimaju dati energetski nivo. Najmanju energiju imaju elektroni prvog energetskog nivoa, koji je najbliži jezgru. U poređenju sa elektronima prvog nivoa, elektroni narednih nivoa karakteriše velika zaliha energije. Posljedično, elektroni vanjskog nivoa su najmanje čvrsto vezani za jezgro atoma.
Broj energetskih nivoa (elektronskih slojeva) u atomu jednak je broju perioda u sistemu DI Mendeljejeva, kome pripada hemijski element: atomi elemenata prvog perioda imaju jedan energetski nivo; drugi period - dva; sedmi period je sedam.
Najveći broj elektrona na energetskom nivou određen je formulom:
gdje je $ N $ maksimalni broj elektrona; $ n $ - broj nivoa, ili glavni kvantni broj. Prema tome: na prvom energetskom nivou najbližem jezgru ne može biti više od dva elektrona; na drugom - ne više od 8 $; na trećem - ne više od 18 $; na četvrtom - ne više od 32 dolara. A kako su, zauzvrat, raspoređeni energetski nivoi (elektronski slojevi)?
Počevši od drugog energetskog nivoa $ (n = 2) $, svaki od nivoa je podeljen na podnivoe (podslojeve) koji se malo razlikuju jedan od drugog u energiji vezivanja sa jezgrom.
Broj podnivoa jednak je vrijednosti glavnog kvantnog broja: prvi energetski nivo ima jedan podnivo; drugi - dva; treći - tri; četvrti je četiri. Podnivoe, pak, formiraju orbitale.
Svaka vrijednost od $ n $ odgovara broju orbitala jednakih $ n ^ 2 $. Prema podacima prikazanim u tabeli, moguće je pratiti odnos glavnog kvantnog broja $ n $ sa brojem podnivoa, vrstom i brojem orbitala, te maksimalnim brojem elektrona na podnivou i nivou.
Glavni kvantni broj, vrste i broj orbitala, maksimalni broj elektrona na podnivoima i nivoima.
| Energetski nivo $ (n) $ | Broj podnivoa jednak $ n $ | Orbitalni tip | Orbitale | Maksimalni broj elektrona | ||
| u podnivou | na nivou jednakom $ n ^ 2 $ | u podnivou | na nivou jednakom $ n ^ 2 $ | |||
| $ K (n = 1) $ | $1$ | 1s $ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $ L (n = 2) $ | $2$ | 2s $ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $ 2p $ | $3$ | $6$ | ||||
| $ M (n = 3) $ | $3$ | 3s $ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $ 3p $ | $3$ | $6$ | ||||
| 3d $ | $5$ | $10$ | ||||
| $ N (n = 4) $ | $4$ | $ 4s $ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $ 4p $ | $3$ | $6$ | ||||
| $ 4d $ | $5$ | $10$ | ||||
| $ 4f $ | $7$ | $14$ | ||||
Podnivoi se obično označavaju latiničnim slovima, kao i oblikom orbitala od kojih se sastoje: $ s, p, d, f $. dakle:
- $ s $ -podnivo - prvi, najbliži atomskom jezgru, podnivo svakog energetskog nivoa, sastoji se od jedne $ s $ -orbitale;
- $ p $ -podnivo - drugi podnivo svakog, osim prvog, energetskog nivoa, sastoji se od tri $ p $ -orbitale;
- $ d $ -podsloj - treći podnivo svakog, počevši od trećeg, energetskog nivoa, sastoji se od pet $ d $ -orbitala;
- $ f $ -podsloj svakog, počevši od četvrtog, energetskog nivoa, sastoji se od sedam $ f $ -orbitala.
Atomsko jezgro
Ali elektroni nisu jedini sastojci atoma. Fizičar Henri Becquerel otkrio je da prirodni mineral koji sadrži uranijumovu so također emituje nepoznato zračenje, osvjetljavajući fotografske filmove koji su skriveni od svjetlosti. Ovaj fenomen je dobio ime radioaktivnost.
Postoje tri vrste radioaktivnih zraka:
- $ α $ -zrake, koje se sastoje od $ α $ -čestica koje imaju naboj $2 $ puta veći od naboja elektrona, ali sa pozitivnim predznakom, i masu $4 $ puta veću od mase atoma vodonika;
- $ β $ -zrake predstavljaju protok elektrona;
- $ γ $ -zrake su elektromagnetski talasi zanemarljive mase koji ne nose električni naboj.
Posljedično, atom ima složenu strukturu - sastoji se od pozitivno nabijenog jezgra i elektrona.
Kako radi atom?
1910. godine, u Kembridžu, blizu Londona, Ernest Rutherford je sa svojim studentima i kolegama proučavao rasipanje $ α $ čestica koje prolaze kroz tanku zlatnu foliju i padaju na ekran. Alfa čestice su obično odstupale od prvobitnog pravca samo za jedan stepen, potvrđujući naizgled ujednačenost i uniformnost svojstava atoma zlata. I odjednom su istraživači primijetili da su neke od $ α $ -čestica naglo promijenile smjer svog puta, kao da su naletjeli na neku prepreku.
Postavljanjem ekrana ispred folije, Rutherford je uspio otkriti čak i one rijetke slučajeve kada su $ α $ čestice, reflektirane od atoma zlata, letjele u suprotnom smjeru.
Proračuni su pokazali da bi se uočeni fenomeni mogli dogoditi ako se cijela masa atoma i sav njegov pozitivan naboj koncentrišu u malom centralnom jezgru. Radijus jezgra, kako se ispostavilo, je 100.000 puta manji od radijusa cijelog atoma, područja u kojem se nalaze elektroni s negativnim nabojem. Ako primenimo figurativno poređenje, onda se ceo volumen atoma može uporediti sa stadionom u Lužnikiju, a jezgro - sa fudbalskom loptom koja se nalazi u centru terena.
Atom bilo kog hemijskog elementa je uporediv sa sićušnim Sunčevim sistemom. Stoga se ovaj model atoma, koji je predložio Rutherford, naziva planetarnim.
Protoni i neutroni
Ispostavilo se da se sićušna atomska jezgra, u kojoj je koncentrisana cijela masa atoma, sastoji od dvije vrste čestica - protona i neutrona.
Protoni imaju naboj jednak naboju elektrona, ali suprotan predznakom $ (+ 1) $, i masu jednaku masi atoma vodika (u hemiji se uzima kao jedinica). Protoni su označeni znakom $ ↙ (1) ↖ (1) p $ (ili $ p + $). Neutroni ne nose naelektrisanje, neutralni su i imaju masu jednaku masi protona, tj. 1 $. Neutroni su označeni znakom $ ↙ (0) ↖ (1) n $ (ili $ n ^ 0 $).
Protoni i neutroni zajedno se nazivaju nukleoni(od lat. jezgro- jezgro).
Zove se zbir broja protona i neutrona u atomu ogroman broj... Na primjer, maseni broj atoma aluminija:
Pošto se masa elektrona, koja je zanemarljiva, može zanemariti, očigledno je da je čitava masa atoma koncentrisana u jezgru. Elektroni se označavaju ovako: $ e↖ (-) $.
Budući da je atom električno neutralan, to je također očigledno da je broj protona i elektrona u atomu isti. On je jednak rednom broju hemijskog elementa dodijeljena mu u periodnom sistemu. Na primjer, jezgro atoma željeza sadrži $26 $ protona, a $26 $ elektrona kruže oko jezgra. Kako odrediti broj neutrona?
Kao što znate, masa atoma se sastoji od mase protona i neutrona. Poznavajući redni broj elementa $(Z)$, tj. broj protona i maseni broj $(A)$, jednak zbroju brojeva protona i neutrona, možete pronaći broj neutrona $(N)$ po formuli:
Na primjer, broj neutrona u atomu željeza je:
$56 – 26 = 30$.
Tabela prikazuje glavne karakteristike elementarnih čestica.
Osnovne karakteristike elementarnih čestica.
Izotopi
Raznolikost atoma istog elementa, koji imaju isti nuklearni naboj, ali različite masene brojeve, nazivaju se izotopi.
Riječ izotop sastoji se od dvije grčke riječi: isos- isto i topos- mjesto, znači "zauzeti jedno mjesto" (ćelija) u periodnom sistemu elemenata.
Prirodni hemijski elementi su mješavina izotopa. Dakle, ugljenik ima tri izotopa sa masama 12, 13, 14 $; kiseonik - tri izotopa sa masama od $16, 17, 18 $, itd.
Obično se daje u periodnom sistemu, relativna atomska masa hemijskog elementa je prosečna vrednost atomskih masa prirodne mešavine izotopa datog elementa, uzimajući u obzir njihov relativni sadržaj u prirodi, dakle, vrednosti atomske mase su često frakcijske. Na primjer, prirodni atomi hlora su mješavina dva izotopa - 35 $ (75% njih u prirodi) i 37 $ (njih 25% $); stoga je relativna atomska masa hlora 35,5 $. Izotopi hlora se pišu na sljedeći način:
$ ↖ (35) ↙ (17) (Cl) $ i $ ↖ (37) ↙ (17) (Cl) $
Hemijska svojstva izotopa hlora su potpuno ista, kao i izotopi većine hemijskih elemenata, na primjer kalija, argona:
$ ↖ (39) ↙ (19) (K) $ i $ ↖ (40) ↙ (19) (K) $, $ ↖ (39) ↙ (18) (Ar) $ i $ ↖ (40) ↙ (18 ) (Ar) $
Međutim, izotopi vodika se jako razlikuju po svojstvima zbog naglog višestrukog povećanja njihove relativne atomske mase; čak su im dodijeljena pojedinačna imena i hemijski znaci: protij - $ ↖ (1) ↙ (1) (H) $; deuterijum - $ ↖ (2) ↙ (1) (H) $, ili $ ↖ (2) ↙ (1) (D) $; tricijum - $ ↖ (3) ↙ (1) (H) $, ili $ ↖ (3) ↙ (1) (T) $.
Sada možete dati modernu, rigorozniju i naučniju definiciju hemijskog elementa.
Hemijski element je skup atoma s istim nuklearnim nabojem.
Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata prva četiri perioda
Razmotrimo prikaz elektronskih konfiguracija atoma elemenata po periodima sistema D.I.Mendelejeva.
Elementi prvog perioda.
Dijagrami elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi).
Elektronske formule atoma pokazuju distribuciju elektrona preko energetskih nivoa i ispod nivoa.
Grafičke elektronske formule atoma pokazuju distribuciju elektrona ne samo po nivoima i ispod nivoa, već i po orbitalama.
U atomu helijuma, prvi elektronski sloj je kompletan - u njemu se nalazi 2 $ elektrona.
Vodik i helijum su $ s $ -elementi, $ s $ -orbitala ovih atoma je ispunjena elektronima.
Elementi drugog perioda.
Za sve elemente drugog perioda, prvi elektronski sloj je popunjen, a elektroni ispunjavaju $ s- $ i $ p $ -orbitale drugog elektronskog sloja u skladu sa principom najmanje energije (prvo $ s $, zatim $ p $) i pravila Paulija i Hunda.
U atomu neona, drugi elektronski sloj je kompletan - u njemu se nalazi 8 $ elektrona.
Elementi trećeg perioda.
Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su završeni, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzeti 3s, 3p i 3d podnivo.
Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata trećeg perioda.
Elektronska orbitala od 3,5 $ se dovršava na atomu magnezijuma. $ Na $ i $ Mg $ su $ s $ -elementi.
U aluminijumu i naknadnim elementima, $3d $ podnivo je ispunjen elektronima.
| $ ↙ (18) (Ar) $ Argon |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) s ^ 2 (3) p ^ 6 $ |  |
U atomu argona na vanjskom sloju (treći elektronski sloj) nalazi se 8 $ elektrona. Kako je vanjski sloj završen, ali ukupno u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi trećeg perioda ostaju nepopunjeni $ 3d $ orbitala.
Svi elementi od $ Al $ do $ Ar $ - $ p $ -elementi.
$ s- $ i $ p $ -elementi formu glavne podgrupe u periodnom sistemu.
Elementi četvrtog perioda.
Pojavljuje se četvrti elektronski sloj za atome kalija i kalcijuma i popunjava se $4s $ -podnivo, jer ima manje energije od $3d $ podnivoa. Da pojednostavimo grafičke elektronske formule atoma elemenata četvrtog perioda:
- označimo grafičku elektronsku formulu argona na sljedeći način: $ Ar $;
- nećemo prikazivati podnivoe koji nisu ispunjeni u ovim atomima.
$ K, Ca $ - $ s $ -elementi, uključeni u glavne podgrupe. U atomima od $ Sc $ do $ Zn $, 3d podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su $3d $ elementi. Oni su uključeni u bočne podgrupe, njihov pred-eksterni elektronski sloj je ispunjen, oni se nazivaju prelaznih elemenata.
Obratite pažnju na strukturu elektronskih omotača atoma hroma i bakra. U njima jedan elektron "pada" sa $ 4s- $ na $ 3d $ podnivo, što se objašnjava višom energetskom stabilnošću rezultirajućih elektronskih konfiguracija $ 3d ^ 5 $ i $ 3d ^ (10) $:
$ ↙ (24) (Cr) $ $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (4) 4s ^ (2)… $ 
$ ↙ (29) (Cu) $ $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (9) 4s ^ (2)… $ 
| Simbol elementa, redni broj, naziv | Elektronski strukturni dijagram | Elektronska formula | Grafička elektronska formula |
| $ ↙ (19) (K) $ Kalij |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 $ | |
| $ ↙ (20) (C) $ Kalcijum |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 $ | |
| $ ↙ (21) (Sc) $ Scandium |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 1 $ ili $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 1 (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (22) (Ti) $ Titanijum |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 2 $ ili $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 2 (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (23) (V) $ Vanadijum |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 3 $ ili $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 3 (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (24) (Sr) $ Chrome |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 5 $ ili $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 5 (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (29) (Cu) $ Chrome |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ (10) $ ili $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (30) (Zn) $ Cink |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) $ ili $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (31) (Ga) $ Galij |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ (1) $ ili $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ (2) 4p ^ (1) $ |  |
| $ ↙ (36) (Kr) $ Krypton |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ 6 $ ili $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ (2) 4p ^ 6 $ |  |
U atomu cinka, treći elektronski sloj je potpun - u njemu su popunjeni svi $ 3s, 3p $ i $ 3d $ podnivoi, sa ukupno $18 $ elektrona na njima.
U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj, $4p $ podnivo, nastavlja da se puni. Elementi od $ Ga $ do $ Kr $ - $ p $ -elementi.
Kod atoma kriptona, vanjski (četvrti) sloj je kompletan, ima 8 $ elektrona. Ali ukupno u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32 $ elektrona; za atom kriptona, $ 4d- $ i $ 4f $ podnivoi su i dalje prazni.
Elementi petog perioda su ispunjeni podnivoima u sledećem redosledu: $ 5s → 4d → 5p $. A tu su i izuzeci koji su povezani sa "propadanjem" elektrona, za $ ↙ (41) Nb $, $ ↙ (42) Mo $, $ ↙ (44) Ru $, $ ↙ (45) Rh $, $ ↙ ( 46) Pd $, $ ↙ (47) Ag $. U šestom i sedmom periodu pojavljuje se $ f $ -elementi, tj. elemenata, koji su ispunjeni, respektivno, $ 4f- $ i $ 5f $ -podnivoima trećeg elektronskog sloja izvana.
$ 4f $ -elementi su pozvani lantanidi.
$ 5f $ -elementi su pozvani aktinidi.
Redosled popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: $ ↙ (55) Cs $ i $ ↙ (56) Va $ - $ 6s $ -elementi; $ ↙ (57) La ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -element; $ ↙ (58) Ce $ - $ ↙ (71) Lu - 4f $ -elementi; $ ↙ (72) Hf $ - $ ↙ (80) Hg - 5d $ -elementi; $ ↙ (81) T1 $ - $ ↙ (86) Rn - 6d $ -elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je narušen redoslijed punjenja elektronskih orbitala, što je, na primjer, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih $ f $ podnivoa, tj. $ nf ^ 7 $ i $ nf ^ (14) $.
Ovisno o tome koji je podnivo atoma posljednji ispunjen elektronima, svi elementi, kao što ste već shvatili, podijeljeni su u četiri elektronske porodice, ili blokove:
- $ s $ -elementi; elektroni ispunjavaju $s $ -podnivo vanjskog nivoa atoma; $ s $ -elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II;
- $ p $ -elementi;$ p $ -podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; $ p $ -elementi obuhvataju elemente glavnih podgrupa III – VIII grupa;
- $ d $ -elementi; elektroni ispunjavaju $d $ -podnivo pred-spoljnog nivoa atoma; $ d $ -elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I – VIII, tj. elementi plug-in decenija velikih perioda koji se nalaze između $ s- $ i $ p- $ elemenata. Takođe se zovu prijelazni elementi;
- $ f $ -elementi; elektroni ispunjavaju $ f- $ podnivo trećeg izvan nivoa atoma; to uključuje lantanoide i aktinide.
Elektronska konfiguracija atoma. Osnovno i pobuđeno stanje atoma
Švicarski fizičar W. Pauli je 1925. godine to ustanovio u atomu na jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona imaju suprotne (antiparalelne) leđa (prevedeno sa engleskog - vreteno), tj. posjeduju takva svojstva koja se konvencionalno mogu zamisliti kao rotacija elektrona oko svoje imaginarne ose u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu. Ovaj princip se zove Paulijev princip.
Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se to zove unpaired ako dva, onda ovo upareni elektroni, tj. elektrona sa suprotnim spinovima.
Na slici je prikazan dijagram podjele energetskih nivoa na podnivoe.
$ s- $ Orbital, kao što već znate, ima sferni oblik. Elektron atoma vodika $ (n = 1) $ nalazi se u ovoj orbitali i nije uparen. Dakle, njegova elektronska formula, ili elektronska konfiguracija, piše se ovako: $ 1s ^ 1 $. U elektronskim formulama, broj energetskog nivoa je označen brojem ispred slova $ (1 ...) $, latinično slovo označava podnivo (tip orbitale), a broj napisan u gornjem desnom uglu slovo (kao eksponent) pokazuje broj elektrona na podnivou.
Za atom helijuma He, koji ima dva uparena elektrona u jednoj $ s- $ orbitali, ova formula je: $ 1s ^ 2 $. Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas. Na drugom energetskom nivou $ (n = 2) $ postoje četiri orbitale, jedna $ s $ i tri $ p $. Elektroni druge razine $ s $ -orbitale ($ 2s $ -orbitale) imaju veće energije, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od elektrona $ 1s $ -orbitale $ (n = 2) $. Općenito, za svaku vrijednost od $ n $ postoji jedna $ s-$ orbitala, ali sa odgovarajućim skladištem energije elektrona na njoj i, prema tome, s odgovarajućim prečnikom koji raste kako se vrijednost $ n $ povećava. S-$ Orbital, kao što već znate, ima sferni oblik. Elektron atoma vodika $ (n = 1) $ nalazi se u ovoj orbitali i nije uparen. Stoga se njegova elektronska formula, odnosno elektronska konfiguracija, piše na sljedeći način: $ 1s ^ 1 $. U elektronskim formulama, broj energetskog nivoa je označen brojem ispred slova $ (1 ...) $, latinično slovo označava podnivo (tip orbitale), a broj napisan u gornjem desnom uglu slovo (kao eksponent) pokazuje broj elektrona na podnivou.
Za atom helijuma $ He $, koji ima dva uparena elektrona u jednoj $ s- $ orbitali, ova formula je: $ 1s ^ 2 $. Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas. Na drugom energetskom nivou $ (n = 2) $ postoje četiri orbitale, jedna $ s $ i tri $ p $. Elektroni drugog nivoa $ s- $ orbitala ($ 2s $ -orbitala) imaju veće energije, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od elektrona $ 1s $ -orbitale $ (n = 2) $. Općenito, za svaku vrijednost od $ n $, postoji jedna $ s- $ orbitala, ali sa odgovarajućim skladištem energije elektrona na njoj i, prema tome, s odgovarajućim prečnikom koji raste kako se vrijednost $ n $ povećava. 
$ p- $ Orbital ima oblik bučice, odnosno volumetrijske osmice. Sve tri $ p $ -orbitale nalaze se u atomu međusobno okomite duž prostornih koordinata povučenih kroz atomsko jezgro. Još jednom treba naglasiti da svaki energetski nivo (elektronski sloj), počevši od $ n = 2 $, ima tri $ p $ -orbitale. Kako vrijednost $ n $ raste, elektroni zauzimaju $ r $ -orbitale smještene na velikim udaljenostima od jezgra i usmjerene duž $ x, y, z $ osa.
Za elemente drugog $ (n = 2) $ perioda prvo se popunjava jedna $ s $ -orbitala, a zatim tri $ p $ -orbitala; elektronska formula $ Li: 1s ^ (2) 2s ^ (1) $. $ 2s ^ 1 $ elektron je manje vezan za jezgro atoma, tako da ga atom litija može lako donirati (kao što se očito sjećate, ovaj proces se naziva oksidacija), pretvarajući se u litijum ion $ Li ^ + $.
U atomu berilijuma Be, četvrti elektron se takođe nalazi na $ 2s $ -orbitali: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) $. Dva vanjska elektrona atoma berilijuma lako se otkinu - $ B ^ 0 $ se oksidira u kation $ Be ^ (2 +) $.
Peti elektron atoma bora zauzima $ 2p $ -orbitala: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $. Zatim, $ C, N, O, F $ atomi su ispunjeni sa $ 2p $ -orbitalama, koje se završavaju u plemenitom gasu neona: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $.
Za elemente trećeg perioda, $ 3s- $ i $ 3p $ -orbitale su popunjene, respektivno. U ovom slučaju, pet $ d $ -orbitala trećeg nivoa ostaje slobodno:
$ ↙ (11) Na 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (1) $,
$ ↙ (17) Cl 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (5) $,
$ ↙ (18) Ar 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) $.
Ponekad je u dijagramima koji prikazuju distribuciju elektrona u atomima prikazan samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, tj. zapišite skraćene elektronske formule atoma hemijskih elemenata, za razliku od gornjih potpunih elektronskih formula, na primjer:
$ ↙ (11) Na 2, 8, 1; $ $ ↙ (17) Cl 2, 8, 7; $ $ ↙ (18) Ar 2, 8, 8 $.
Za elemente velikih perioda (četvrti i peti), prva dva elektrona zauzimaju $ 4s- $ i $ 5s $ -orbitale, respektivno: $ ↙ (19) K 2, 8, 8, 1; $ $ ↙ (38) Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počevši od trećeg elementa svakog velikog perioda, narednih deset elektrona će ući u prethodne $ 3d- $ i $ 4d- $ orbitale, respektivno (za elemente bočnih podgrupa): $ ↙ (23) V 2, 8, 11, 2; $ $ ↙ ( 26) Fr 2, 8, 14, 2; $ $ ↙ (40) Zr 2, 8, 18, 10, 2; $ $ ↙ (43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Po pravilu, kada se prethodni $ d $ -podnivo popuni, spoljašnji ($ 4p- $ i $ 5p- $, respektivno) $ p- $ podnivo će početi da se popunjava: $ ↙ (33) Kao 2, 8, 18, 5; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.
U elementima velikih perioda - šestom i nedovršenom sedmom - elektronski nivoi i podnivoi su ispunjeni elektronima, po pravilu, na sledeći način: prva dva elektrona stižu na spoljašnji $ s- $ podnivo: $ ↙ (56) Ba 2 , 8, 18, 18, 8, 2; $ $ ↙ (87) Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; sljedeći jedan elektron (y $ La $ i $ Ca $) na prethodni $ d $ -podnivo: $ ↙ (57) La 2, 8, 18, 18, 9, 2 $ i $ ↙ (89) Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.
Tada će sljedećih $14 $ elektrona ući u treći vanjski energetski nivo, $ 4f $ i $ 5f $ -orbitale, respektivno, lantonoida i aktinida: $ ↙ (64) Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $ ↙ (92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.
Zatim će drugi vanjski energetski nivo ($ d $ -podnivo) za elemente sekundarnih podgrupa ponovo početi da se stvara: $ ↙ (73) Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2; $ $ ↙ (104 ) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. I, konačno, tek nakon potpunog punjenja $ d $ -podsloja sa deset elektrona, $ p $ -podnivo će biti ponovo ispunjen: $ ↙ (86) Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8 $ .
Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energije, odnosno kvantnih ćelija - tzv. grafičke elektronske formule... Za ovu notaciju koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Prilikom pisanja grafičke elektronske formule, treba imati na umu dva pravila: Paulijev princip, prema kojem u ćeliji (orbitali) ne može biti više od dva elektrona, ali sa antiparalelnim spinovima, i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije prvo jednu po jednu i imaju istu vrijednost spina, pa se tek onda uparuju, ali će spinovi, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmjereni.
Algoritam za izradu elektronske formule za element:
1. Odredite broj elektrona u atomu koristeći periodni sistem hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.
2. Po broju perioda u kojem se element nalazi odrediti broj energetskih nivoa; broj elektrona na zadnjem elektronskom nivou odgovara broju grupe.
3. Podijelite nivoe na podnivoe i orbitale i popunite ih elektronima u skladu sa pravilima za popunjavanje orbitala:
Mora se imati na umu da se na prvom nivou nalaze najviše 2 elektrona. 1s 2, na drugom - maksimalno 8 (dva s i šest R: 2s 2 2p 6), na trećem - maksimalno 18 (dva s, šest str i deset d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Glavni kvantni broj n treba biti minimalan.
- Prvo popunjeno s- onda podnivo p-, d- b f- podnivoa.
- Elektroni ispunjavaju orbitale po rastućoj orbitalnoj energiji (pravilo Klečkovskog).
- Unutar podnivoa, elektroni prvo zauzimaju slobodne orbitale jednu po jednu, a tek onda formiraju parove (Hundovo pravilo).
- U jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona (Paulijev princip).
Primjeri.
1. Sastavimo elektronsku formulu dušika. U periodnom sistemu azot je na broju 7.
2. Sastavimo elektronsku formulu argona. Argon je na broju 18 u periodnom sistemu.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Sastavimo elektronsku formulu hroma. Krom se nalazi na broju 24 u periodnom sistemu.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Dijagram energije cinka.
4. Sastavimo elektronsku formulu cinka. Cink se nalazi na broju 30 u periodnom sistemu.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Imajte na umu da je dio elektronske formule, odnosno 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, elektronska formula argona.
Elektronska formula cinka može se predstaviti kao.