Spisane w postaci tzw. formuł elektronicznych. We wzorach elektronicznych litery s, p, d, f oznaczają podpoziomy energii elektronów; liczby przed literami oznaczają poziom energii, w którym znajduje się dany elektron, a indeks w prawym górnym rogu wskazuje liczbę elektronów w danym podpoziomie. Aby skomponować wzór elektronowy atomu dowolnego pierwiastka, wystarczy znać numer tego pierwiastka w układzie okresowym i spełnić podstawowe postanowienia rządzące rozkładem elektronów w atomie.
Strukturę powłoki elektronowej atomu można również przedstawić jako diagram rozkładu elektronów w ogniwach energetycznych.
W przypadku atomów żelaza taki schemat wygląda następująco:
Ten diagram wyraźnie pokazuje spełnienie zasady Gunda. Na podpoziomie 3d maksymalna liczba komórek (cztery) jest wypełniona niesparowanymi elektronami. Obraz struktury powłoki elektronowej w atomie w postaci wzorów elektronowych oraz w postaci diagramów nie oddaje wyraźnie właściwości falowych elektronu.
Brzmienie ustawy o okresach z późniejszymi zmianami TAK. Mendelejew : właściwości ciał prostych, a także kształty i właściwości związków pierwiastków, są okresowo zależne od wielkości mas atomowych pierwiastków.
Współczesne sformułowanie ustawy o okresach: właściwości pierwiastków, a także formy i właściwości ich związków są okresowo zależne od wielkości ładunku jądra ich atomów.
Tym samym ładunek dodatni jądra (a nie masa atomowa) okazał się trafniejszym argumentem, od którego zależą właściwości pierwiastków i ich związków.
Wartościowość- jest to liczba wiązań chemicznych, za pomocą których jeden atom jest połączony z drugim.
Zdolności walencyjne atomu są określone przez liczbę niesparowanych elektronów i obecność wolnych orbitali atomowych na zewnętrznym poziomie. Struktura zewnętrznych poziomów energetycznych atomów pierwiastków chemicznych i determinuje głównie właściwości ich atomów. Dlatego te poziomy nazywane są poziomami walencyjnymi. Elektrony z tych poziomów, a czasem z poziomów przedzewnętrznych, mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Takie elektrony są również nazywane elektronami walencyjnymi.
walencja stechiometryczna pierwiastek chemiczny - jest to liczba ekwiwalentów, które dany atom może dołączyć do siebie, lub jest to liczba równoważników w atomie.
Ekwiwalenty są określone przez liczbę przyłączonych lub podstawionych atomów wodoru, dlatego wartościowość stechiometryczna jest równa liczbie atomów wodoru, z którymi dany atom oddziałuje. Jednak nie wszystkie pierwiastki swobodnie oddziałują, ale praktycznie wszystkie z tlenem, dlatego wartościowość stechiometryczną można zdefiniować jako podwojoną liczbę przyłączonych atomów tlenu.
Na przykład wartościowość stechiometryczna siarki w siarkowodorze H2S wynosi 2, w tlenku SO2-4, w tlenku SO3-6.
Przy określaniu wartościowości stechiometrycznej pierwiastka według wzoru związku binarnego należy kierować się zasadą: sumaryczna wartościowość wszystkich atomów jednego pierwiastka musi być równa sumarycznej wartościowości wszystkich atomów drugiego pierwiastka.
Stan utlenienia także charakteryzuje skład substancji i jest równa wartościowości stechiometrycznej ze znakiem plus (dla metalu lub bardziej elektrododatnich pierwiastków w cząsteczce) lub minus.
1. W prostych substancjach stopień utlenienia pierwiastków wynosi zero.
2. Stopień utlenienia fluoru we wszystkich związkach wynosi -1. Pozostałe halogeny (chlor, brom, jod) z metalami, wodorem i innymi bardziej elektrododatnimi pierwiastkami również mają stopień utlenienia -1, ale w związkach z większą liczbą elektroujemnych pierwiastków mają dodatni stan utlenienia.
3. Tlen w związkach ma stopień utlenienia -2; wyjątkiem jest nadtlenek wodoru H 2 O 2 i jego pochodne (Na 2 O 2, BaO 2 itp., w których tlen ma stopień utlenienia -1, a także fluorek tlenu OF 2, stopień utlenienia tlenu wynosi +2.
4. Pierwiastki alkaliczne (Li, Na, K itp.) I pierwiastki z głównej podgrupy drugiej grupy układu okresowego (Be, Mg, Ca itp.) Zawsze mają stopień utlenienia równy numerowi grupy, który to odpowiednio +1 i +2 ...
5. Wszystkie pierwiastki trzeciej grupy, z wyjątkiem talu, mają stały stopień utlenienia równy liczbie grupy, tj. +3.
6. Najwyższy stopień utlenienia pierwiastka jest równy numerowi grupy układu okresowego, a najniższy jest różnicą: numer grupy to 8. Np. najwyższy stopień utlenienia azotu (znajduje się w piątej grupie) wynosi +5 (w kwasie azotowym i jego solach), a najniższa -3 (w amoniaku i solach amonowych).
7. Stopnie utlenienia pierwiastków w związku kompensują się nawzajem tak, że ich suma dla wszystkich atomów w cząsteczce lub jednostce o wzorze obojętnym wynosi zero, a dla jonu - jego ładunek.
Reguły te można wykorzystać do określenia nieznanego stopnia utlenienia pierwiastka w związku, jeśli znane są stopnie utlenienia innych, oraz do sformułowania związków wielopierwiastkowych.
Stopień utlenienia (liczba oksydacyjna,) — pomocnicza wartość warunkowa do rejestracji procesów utleniania, redukcji i reakcji redoks.
Pojęcie stopień utlenienia jest często używany w chemii nieorganicznej zamiast pojęcia wartościowość... Stopień utlenienia atomu jest równy wartości liczbowej ładunku elektrycznego przypisanego do atomu przy założeniu, że pary elektronowe tworzące wiązanie są całkowicie przesunięte w kierunku bardziej elektroujemnych atomów (czyli przy założeniu, że związek składa się tylko z jonów ).
Stan utlenienia odpowiada liczbie elektronów, które muszą być przyłączone do jonu dodatniego, aby zredukować go do atomu obojętnego, lub odjąć od jonu ujemnego, aby go utlenić do atomu obojętnego:
Al 3+ + 3e - → Al
S 2- → S + 2e - (S 2- - 2e - → S)
Właściwości pierwiastków, w zależności od struktury powłoki elektronowej atomu, różnią się okresami i grupami układu okresowego. Ponieważ w szeregu analogicznych elementów struktury elektroniczne są tylko podobne, ale nie identyczne, to przechodząc z jednego elementu w grupie do drugiego, obserwują nie proste powtarzanie właściwości, ale ich mniej lub bardziej wyrażoną regularną zmianę.
Chemiczna natura pierwiastka wynika ze zdolności jego atomu do utraty lub nabycia elektronów. Ta zdolność jest określana ilościowo przez wartości energii jonizacji i powinowactwa elektronowego.
Energia jonizacji (E i) to minimalna ilość energii wymagana do oderwania i całkowitego usunięcia elektronu z atomu w fazie gazowej przy T = 0
K bez przenoszenia energii kinetycznej na uwolniony elektron z przemianą atomu w dodatnio naładowany jon: E + Ei = E + + e-. Energia jonizacji jest wartością dodatnią i ma najniższe wartości dla atomów metali alkalicznych, a najwyższe dla atomów gazu szlachetnego (obojętnego).
Powinowactwo elektronowe (Ee) jest energią uwalnianą lub pochłanianą, gdy elektron przyłącza się do atomu w fazie gazowej przy T = 0
K z przekształceniem atomu w jon naładowany ujemnie bez przenoszenia energii kinetycznej na cząstkę:
E + e- = E- + Ee.
Halogeny, zwłaszcza fluor (Ee = -328 kJ/mol), mają maksymalne powinowactwo do elektronów.
Wartości Ei i Ee są wyrażone w kilodżulach na mol (kJ / mol) lub w elektronowoltach na atom (eV).
Nazywa się zdolność związanego atomu do przesuwania elektronów wiązań chemicznych do siebie, zwiększając gęstość elektronów wokół siebie elektroujemność.
Pojęcie to wprowadził do nauki L. Pauling. Elektroujemnośćoznaczony symbolem ÷ i charakteryzuje tendencję danego atomu do przyłączania elektronów podczas tworzenia wiązania chemicznego.
Według R. Malikena elektroujemność atomu jest szacowana przez połowę sumy energii jonizacji i powinowactwa elektronowego wolnych atomów ÷ = (Ee + Ei) / 2
W okresach występuje ogólna tendencja do wzrostu energii jonizacji i elektroujemności wraz ze wzrostem ładunku jądra atomowego, w grupach wartości te maleją wraz ze wzrostem liczby porządkowej pierwiastka.
Należy podkreślić, że pierwiastkowi nie można przypisać stałej wartości elektroujemności, ponieważ zależy ona od wielu czynników, w szczególności od stanu walencyjnego pierwiastka, rodzaju związku w który wchodzi, liczby i rodzaju sąsiednich atomów.
promienie atomowe i jonowe. Rozmiary atomów i jonów są określone przez rozmiar powłoki elektronowej. Zgodnie z koncepcjami mechaniki kwantowej powłoka elektronowa nie ma ściśle określonych granic. Dlatego promień swobodnego atomu lub jonu można przyjąć jako teoretycznie obliczona odległość od jądra do położenia głównego maksimum gęstości zewnętrznych chmur elektronowych. Odległość ta nazywana jest promieniem orbity. W praktyce zwykle stosuje się wartości promieni atomów i jonów w związkach, obliczone na podstawie danych eksperymentalnych. W tym przypadku rozróżnia się promienie kowalencyjne i metaliczne atomów.
Zależność promieni atomowych i jonowych od ładunku jądra atomu pierwiastka i ma charakter okresowy... W okresach wzrostu liczby atomowej promienie mają tendencję do zmniejszania się. Największy spadek jest typowy dla elementów o małych okresach, ponieważ ich zewnętrzny poziom elektroniczny jest wypełniony. W dużych okresach w rodzinach pierwiastków d i f zmiana ta jest mniej gwałtowna, ponieważ w nich wypełnienie elektronów następuje w warstwie przed-zewnętrznej. W podgrupach promienie atomów i jonów tego samego typu na ogół rosną.
Układ okresowy pierwiastków jest wyraźnym przykładem przejawów różnego rodzaju okresowości we właściwościach pierwiastków, które obserwuje się poziomo (w okresie od lewej do prawej), pionowo (w grupie, na przykład od góry do dołu ), po przekątnej, tj pewna właściwość atomu wzrasta lub maleje, ale okresowość pozostaje.
W okresie od lewej do prawej (→) właściwości utleniające i niemetaliczne pierwiastków wzrastają, natomiast właściwości redukujące i metaliczne maleją. Tak więc ze wszystkich pierwiastków trzeciego okresu sód będzie najaktywniejszym metalem i najsilniejszym czynnikiem redukującym, a chlor będzie najsilniejszym utleniaczem.
Wiązanie chemiczne- jest to wzajemne połączenie atomów w cząsteczce lub sieci krystalicznej w wyniku oddziaływania między atomami elektrycznych sił przyciągania.
Jest to oddziaływanie wszystkich elektronów i wszystkich jąder, prowadzące do powstania stabilnego, wieloatomowego układu (rodnik, jon cząsteczkowy, cząsteczka, kryształ).
Wiązanie chemiczne jest realizowane przez elektrony walencyjne. Według współczesnych koncepcji wiązanie chemiczne ma charakter elektroniczny, ale odbywa się na różne sposoby. Dlatego istnieją trzy główne typy wiązań chemicznych: kowalencyjne, jonowe, metaliczne Pomiędzy cząsteczkami jest wiązanie wodorowe, i zdarzyło się interakcje van der Waalsa.
Główne cechy wiązania chemicznego to:
- Długość wiązań - jest to odległość międzyjądrowa między chemicznie związanymi atomami.
Zależy to od natury oddziałujących atomów i wielokrotności wiązania. Wraz ze wzrostem wielokrotności zmniejsza się długość wiązania, a w konsekwencji zwiększa się jego siła;
- krotność wiązania - jest określona przez liczbę par elektronowych łączących dwa atomy. Wraz ze wzrostem wielości wzrasta energia wiązania;
- kąt połączenia- kąt między wyimaginowanymi liniami prostymi przechodzącymi przez jądra dwóch chemicznie połączonych sąsiednich atomów;
Energia wiązania E CB - jest to energia, która jest uwalniana podczas tworzenia tego wiązania i jest zużywana na jego zerwanie, kJ / mol.
Wiązanie kowalencyjne - Wiązanie chemiczne utworzone przez dzielenie pary elektronów z dwoma atomami.
Wyjaśnienie wiązania chemicznego przez pojawienie się wspólnych par elektronów między atomami stanowiło podstawę spinowej teorii walencji, której instrumentem jest metoda wiązania walencyjnego (MVS) odkryty przez Lewisa w 1916 roku. Do kwantowo-mechanicznego opisu wiązania chemicznego i struktury cząsteczek stosuje się jeszcze jedną metodę - metoda orbitali molekularnych (MMO) .
Metoda obligacji walencyjnej
Podstawowe zasady tworzenia wiązania chemicznego według MFM:
1. Wiązanie chemiczne jest tworzone przez elektrony walencyjne (niesparowane).
2. Powszechne stają się elektrony o antyrównoległych spinach należące do dwóch różnych atomów.
3. Wiązanie chemiczne powstaje tylko wtedy, gdy dwa lub więcej atomów zbliża się do siebie, całkowita energia układu maleje.
4. Główne siły działające w cząsteczce mają pochodzenie elektryczne, kulombowskie.
5. Wiązanie jest tym silniejsze, im bardziej nakładają się na siebie oddziałujące chmury elektronowe.
Istnieją dwa mechanizmy tworzenia wiązania kowalencyjnego:
Mechanizm wymiany. Wiązanie powstaje przez uspołecznienie elektronów walencyjnych dwóch neutralnych atomów. Każdy atom daje jeden niesparowany elektron wspólnej parze elektronów:
Ryż. 7. Mechanizm wymiany tworzenia wiązań kowalencyjnych: a- niepolarny; b- polarny
Mechanizm dawcy-akceptora. Jeden atom (donor) zapewnia parę elektronów, a inny atom (akceptor) zapewnia swobodny orbital dla tej pary.
Znajomości, wykształcony przez mechanizm dawcy-akceptora, patrz złożone związki
 |
Ryż. 8. Mechanizm dawcy-akceptora tworzenia wiązania kowalencyjnego
Wiązanie kowalencyjne ma pewne cechy.
Nasycenie - właściwość atomów do tworzenia ściśle określonej liczby wiązań kowalencyjnych. Ze względu na nasycenie wiązań cząsteczki mają określony skład.
|
Kierunkowość - t ... Oznacza to, że wiązanie powstaje w kierunku maksymalnego nakładania się chmur elektronowych . W odniesieniu do linii łączącej środki atomów tworzących wiązanie występują: σ i π (rys. 9): σ-wiązanie - utworzone przez nakładanie się AO wzdłuż linii łączącej środki oddziałujących atomów; Wiązanie π to wiązanie występujące w kierunku osi prostopadłej linii łączącej jądra atomu. Kierunkowość wiązania określa przestrzenną strukturę cząsteczek, czyli ich geometryczny kształt. Hybrydyzacja - jest to zmiana kształtu niektórych orbitali podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego w celu uzyskania bardziej wydajnego nakładania się orbitali. Wiązanie chemiczne utworzone przy udziale elektronów orbitali hybrydowych jest silniejsze niż wiązanie z udziałem elektronów orbitali niehybrydowych s i p, ponieważ nakładanie się jest większe. Istnieją następujące rodzaje hybrydyzacji (ryc. 10, tabela 31): |
hybrydyzacja sp - jeden orbital s i jeden orbital p zamieniają się w dwa identyczne orbitale „hybrydowe”, których kąt między osiami wynosi 180 °. Cząsteczki, w których przeprowadza się hybrydyzację sp, mają geometrię liniową (BeCl 2).sp 2 – hybrydyzacja- jeden orbital s i dwa orbitale p zamieniają się w trzy identyczne orbitale „hybrydowe”, których kąt między osiami wynosi 120 °. Cząsteczki, w których prowadzi się hybrydyzację sp 2 , mają geometrię płaską (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hybrydyzacja- jeden orbital s i trzy orbitale p przekształcają się w cztery identyczne orbitale „hybrydowe”, których kąt między osiami wynosi 109°28”. Cząsteczki, w których przeprowadzana jest hybrydyzacja sp 3, mają geometrię czworościenną (CH 4 , NH3).
Ryż. 10. Rodzaje hybrydyzacji orbitali walencyjnych: a - sp-hybrydyzacja orbitali walencyjnych; b - sp 2 - hybrydyzacja orbitali walencyjnych; v - sp 3-hybrydyzacja orbitali walencyjnych
Chemikalia to te, które tworzą otaczający nas świat.
Właściwości każdej substancji chemicznej dzielą się na dwa typy: chemiczne, które charakteryzują zdolność do tworzenia innych substancji, oraz fizyczne, które są obiektywnie obserwowane i można je rozpatrywać niezależnie od przemian chemicznych. Na przykład właściwości fizyczne substancji to stan skupienia (stały, ciekły lub gazowy), przewodność cieplna, pojemność cieplna, rozpuszczalność w różnych mediach (woda, alkohol itp.), gęstość, kolor, smak itp. .
Przekształcenie niektórych chemikaliów w inne substancje nazywa się zjawiskami chemicznymi lub reakcjami chemicznymi. Należy zauważyć, że istnieją również zjawiska fizyczne, którym oczywiście towarzyszy zmiana dowolnych właściwości fizycznych substancji bez jej przekształcenia w inne substancje. Zjawiska fizyczne obejmują na przykład topnienie lodu, zamarzanie lub parowanie wody itp.
O tym, że w trakcie procesu zachodzi zjawisko chemiczne, można stwierdzić obserwację charakterystycznych oznak reakcji chemicznych, takich jak zmiana koloru, tworzenie osadów, wydzielanie się gazu, wydzielanie się ciepła i/lub światła.
Na przykład wniosek o przebiegu reakcji chemicznych można wyciągnąć, obserwując:
Powstawanie osadu podczas gotowania wody, zwanego kamieniem w życiu codziennym;
Wytwarzanie ciepła i światła podczas palenia ognia;
Zmiana koloru kawałka świeżego jabłka w powietrzu;
Powstawanie pęcherzyków gazu podczas fermentacji ciasta itp.
Najmniejsze cząstki substancji, które praktycznie nie ulegają zmianom w procesie reakcji chemicznych, a jedynie łączą się w nowy sposób, nazywamy atomami.
Sam pomysł istnienia takich jednostek materii powstał w starożytnej Grecji w umysłach starożytnych filozofów, co właściwie tłumaczy pochodzenie terminu „atom”, ponieważ „atomos” dosłownie przetłumaczony z greckiego oznacza „niepodzielny”.
Niemniej jednak, wbrew idei starożytnych filozofów greckich, atomy nie są absolutnym minimum materii, tj. same mają złożoną strukturę.
Każdy atom składa się z tak zwanych cząstek subatomowych - protonów, neutronów i elektronów, oznaczonych odpowiednio symbolami p +, no i e -. Indeks górny w używanym zapisie wskazuje, że proton ma jednostkowy ładunek dodatni, elektron ma jednostkowy ładunek ujemny, a neutron nie ma ładunku.
Jeśli chodzi o jakościową budowę atomu, to dla każdego atomu wszystkie protony i neutrony są skoncentrowane w tzw. jądrze, wokół którego elektrony tworzą powłokę elektronową.
Proton i neutron mają praktycznie te same masy, tj. m p ≈ m n, a masa elektronu jest prawie 2000 razy mniejsza od masy każdego z nich, tj. m p / m e m n / m e 2000.
Ponieważ podstawową właściwością atomu jest jego neutralność elektronowa, a ładunek jednego elektronu jest równy ładunkowi jednego protonu, można stąd wywnioskować, że liczba elektronów w każdym atomie jest równa liczbie protonów.
Na przykład poniższa tabela pokazuje możliwy skład atomów:
Rodzaj atomów o tym samym ładunku jądrowym, tj. z taką samą liczbą protonów w swoich jądrach nazywamy pierwiastkiem chemicznym. Tak więc z powyższej tabeli możemy wywnioskować, że atom1 i atom2 należą do jednego pierwiastka chemicznego, a atom3 i atom4 należą do innego pierwiastka chemicznego.
Każdy pierwiastek chemiczny ma swoją nazwę i indywidualny symbol, który jest odczytywany w określony sposób. Na przykład najprostszy pierwiastek chemiczny, którego atomy zawierają tylko jeden proton w jądrze, ma nazwę „wodór” i jest oznaczony symbolem „H”, co oznacza „popiół”, a pierwiastek chemiczny z ładunek jądra +7 (tj. zawierający 7 protonów) - "azot", ma symbol "N", który czyta się jako "en".
Jak widać z powyższej tabeli, atomy jednego pierwiastka chemicznego mogą różnić się liczbą neutronów w jądrach.
Atomy należące do tego samego pierwiastka chemicznego, ale mające różną liczbę neutronów i w konsekwencji masę, nazywane są izotopami.
Na przykład pierwiastek chemiczny wodór ma trzy izotopy - 1 H, 2 H i 3 H. Indeksy dolne 1, 2 i 3 nad symbolem H oznaczają całkowitą liczbę neutronów i protonów. Tych. wiedząc, że wodór jest pierwiastkiem chemicznym charakteryzującym się tym, że w jądrach jego atomów znajduje się jeden proton, możemy wnioskować, że w izotopie 1H w ogóle nie ma neutronów (1-1 = 0), w 2H izotop - 1 neutron (2-1 = 1), aw izotopie 3 H - dwa neutrony (3-1 = 2). Ponieważ, jak już wspomniano, neutron i proton mają te same masy, a masa elektronu jest w porównaniu z nimi znikoma, oznacza to, że izotop 2H jest prawie dwa razy cięższy niż izotop 1H, a 3 Izotop H jest nawet trzykrotnie cięższy... W związku z tak dużym rozrzutem mas izotopów wodoru izotopom 2H i 3H przypisano nawet odrębne indywidualne nazwy i symbole, co nie jest już typowe dla żadnego innego pierwiastka chemicznego. Izotop 2 H otrzymał nazwę deuter i symbol D, a izotop 3 H nazwano tryt i symbol T.
Jeśli weźmiemy masę protonu i neutronu jako jednostkę i pominiemy masę elektronu, w rzeczywistości lewy górny wskaźnik, oprócz całkowitej liczby protonów i neutronów w atomie, można uznać za jego masę, i dlatego ten wskaźnik nazywa się liczbą masową i jest oznaczony symbolem A. atom odpowiadają protonom, a ładunek każdego protonu jest konwencjonalnie uważany za równy +1, liczba protonów w jądrze nazywana jest liczbą ładunku (Z) . Po oznaczeniu liczby neutronów w atomie literą N matematycznie zależność między liczbą masową, liczbą ładunku i liczbą neutronów można wyrazić jako:
Zgodnie ze współczesnymi koncepcjami elektron ma charakter dualny (falowo-cząstkowy). Ma zarówno właściwości cząsteczkowe, jak i falowe. Elektron, podobnie jak cząstka, ma masę i ładunek, ale jednocześnie przepływ elektronów, podobnie jak fala, charakteryzuje się zdolnością do dyfrakcji.
Do opisu stanu elektronu w atomie stosuje się pojęcia mechaniki kwantowej, zgodnie z którymi elektron nie ma określonej trajektorii ruchu i może znajdować się w dowolnym punkcie przestrzeni, ale z różnymi prawdopodobieństwami.
Obszar przestrzeni wokół jądra, w którym najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalem atomowym.
Orbital atomowy może mieć różne kształty, rozmiary i orientacje. Orbital atomowy jest również nazywany chmurą elektronów.
Graficznie jeden orbital atomowy jest zwykle oznaczany jako kwadratowa komórka:
Mechanika kwantowa ma niezwykle złożony aparat matematyczny, dlatego w ramach szkolnego kursu chemii brane są pod uwagę tylko konsekwencje teorii mechaniki kwantowej.
Zgodnie z tymi konsekwencjami każdy orbital atomowy i znajdujący się na nim elektron są w pełni scharakteryzowane przez 4 liczby kwantowe.
- Główna liczba kwantowa n określa całkowitą energię elektronu na danym orbicie. Zakres wartości głównej liczby kwantowej to wszystkie liczby naturalne, tj. n = 1,2,3,4,5 itd.
- Orbitalna liczba kwantowa - l - charakteryzuje kształt orbitalu atomowego i może przyjmować dowolne wartości całkowite od 0 do n-1, gdzie n, przypomnijmy, jest główną liczbą kwantową.
Orbitale z l = 0 są nazywane s-orbitale... s-Orbitale są sferyczne i nie mają kierunkowości w przestrzeni:
Orbitale z l = 1 są nazywane P-orbitale... Orbitale te mają kształt trójwymiarowej ósemki, tj. kształt uzyskany przez obrót ósemki wokół osi symetrii i na zewnątrz przypomina hantle:
Orbitale z l = 2 są nazywane D-orbitale, a przy l = 3 - F-orbitale... Ich struktura jest znacznie bardziej złożona.
3) Magnetyczna liczba kwantowa - m l - określa orientację przestrzenną konkretnego orbity atomowej i wyraża rzut momentu pędu orbity na kierunek pola magnetycznego. Magnetyczna liczba kwantowa m l odpowiada orientacji orbity względem kierunku wektora natężenia zewnętrznego pola magnetycznego i może przyjmować dowolne wartości całkowite od –l do + l, w tym 0, tj. łączna liczba możliwych wartości to (2l + 1). Na przykład dla l = 0 ml = 0 (jedna wartość), dla l = 1 ml = -1, 0, +1 (trzy wartości), dla l = 2 ml = -2, -1, 0, + 1 , +2 (pięć wartości magnetycznej liczby kwantowej) itp.
Na przykład orbitale p, czyli orbitale o orbitalnej liczbie kwantowej l = 1, mającej kształt „trójwymiarowej ósemki”, odpowiadają trzem wartościom magnetycznej liczby kwantowej (-1, 0, +1), która z kolei odpowiada trzy kierunki prostopadłe do siebie w przestrzeni.
4) Spinowa liczba kwantowa (lub po prostu spin) - m s - może być warunkowo uznana za odpowiedzialną za kierunek obrotu elektronu w atomie, może przyjmować wartości. Elektrony o różnych spinach są oznaczone pionowymi strzałkami skierowanymi w różnych kierunkach: ↓ i.
Zbiór wszystkich orbitali w atomie, które mają tę samą główną liczbę kwantową, nazywa się poziomem energii lub powłoką elektronową. Dowolny poziom energii o pewnej liczbie n składa się z n 2 orbitali.
Zbiór orbitali o tych samych wartościach głównej liczby kwantowej i orbitalnej liczby kwantowej jest podpoziomem energetycznym.
Każdy poziom energii, który odpowiada głównej liczbie kwantowej n, zawiera n podpoziomów. Z kolei każdy podpoziom energii z orbitalną liczbą kwantową l składa się z (2l + 1) orbitali. Zatem podpoziom s składa się z jednego orbitali s, podpoziom p składa się z trzech orbitali p, podpoziom d składa się z pięciu orbitali d, a podpoziom f składa się z siedmiu orbitali f. Ponieważ, jak już wspomniano, jeden orbital atomowy jest często oznaczany przez jedną komórkę kwadratową, podpoziomy s, p, d i f można przedstawić graficznie w następujący sposób:
Każdy orbital odpowiada indywidualnemu, ściśle określonemu zestawowi trzech liczb kwantowych n, l i m l.
Rozkład elektronów na orbitali nazywamy konfiguracją elektronową.
Wypełnianie orbitali atomowych elektronami następuje zgodnie z trzema warunkami:
- Zasada minimalnej energii: elektrony wypełniają orbitale, zaczynając od najniższego podpoziomu energii. Sekwencja podpoziomów w kolejności zwiększania ich energii jest następująca: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Aby ułatwić zapamiętanie tej kolejności wypełniania podpoziomów elektronicznych, bardzo wygodna jest następująca ilustracja graficzna:
- Zasada Pauliego: każdy orbital może zawierać nie więcej niż dwa elektrony.
Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywamy go niesparowanym, a jeśli są dwa, nazywamy je parą elektronów.
- Zasada Hunda: najbardziej stabilny stan atomu to taki, w którym atom ma maksymalną możliwą liczbę niesparowanych elektronów w obrębie jednego podpoziomu. Ten najbardziej stabilny stan atomu nazywany jest stanem podstawowym.
W rzeczywistości oznacza to, że np. umieszczenie elektronów 1., 2., 3. i 4. na trzech orbitalach podpoziomu p będzie przebiegać w następujący sposób:
Napełnianie orbitali atomowych wodorem o liczbie ładunku 1 do kryptonu (Kr) o liczbie ładunku 36 zostanie przeprowadzone w następujący sposób:
Ten obraz kolejności wypełniania orbitali atomowych nazywamy diagramem energetycznym. Na podstawie schematów elektronicznych poszczególnych elementów można spisywać ich tzw. formuły elektroniczne (konfiguracje). Czyli na przykład pierwiastek z 15 protonami, a w konsekwencji z 15 elektronami, czyli fosfor (P), będzie miał następującą postać wykresu energetycznego:
Po przełożeniu na wzór elektroniczny atom fosforu przyjmie postać:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Liczby normalnej wielkości po lewej stronie symbolu podpoziomu pokazują numer poziomu energii, a indeksy górne po prawej stronie symbolu podpoziomu wskazują liczbę elektronów w odpowiednim podpoziomie.
Poniżej znajdują się elektroniczne wzory pierwszych 36 elementów układu okresowego D.I. Mendelejew.
| Kropka | Przedmiot nr. | symbol | tytuł | formuła elektroniczna |
| i | 1 | h | wodór | 1s 1 |
| 2 | On | hel | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | lit | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Być | beryl | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | b | bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | węgiel | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | n | azot | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | tlen | 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 | Na | sód | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | magnez | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Glin | aluminium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | krzem | 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 | siarka | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | chlor | 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 | potas | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | wapń | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | skand | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | tytan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | wanad | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | chrom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s na D podpoziom | |
| 25 | Mn | mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | żelazo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Współ | kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | nikiel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | Miedź | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s na D podpoziom | |
| 30 | Zn | cynk | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | gal | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | german | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Jak | arsen | 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 | krypton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Jak już wspomniano, w stanie podstawowym elektrony na orbitalach atomowych ułożone są zgodnie z zasadą najmniejszej energii. Niemniej jednak, w obecności pustych orbitali p w stanie podstawowym atomu, często możliwe jest przeniesienie atomu do tzw. stanu wzbudzonego poprzez nadanie mu nadmiaru energii. Na przykład atom boru w stanie podstawowym ma konfigurację elektronową i wykres energii w postaci:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
A w stanie wzbudzonym (*), tj. gdy atomowi boru zostanie przekazana pewna energia, jego konfiguracja elektronowa i wykres energii będą wyglądać tak:
5 B * = 1s 2 2s 1 2p 2
W zależności od tego, który podpoziom w atomie jest wypełniony jako ostatni, pierwiastki chemiczne dzielą się na s, p, d lub f.
Znajdowanie elementów s, p, d i f w D.I. Mendelejew:
- S-elementy mają ostatni s-podpoziom do wypełnienia. Elementy te obejmują elementy głównych (po lewej stronie w komórce tabeli) podgrup grup I i II.
- W przypadku elementów p podpoziom p jest wypełniony. Elementy p obejmują sześć ostatnich elementów każdego okresu, z wyjątkiem pierwszego i siódmego, a także elementy głównych podgrup grup III-VIII.
- Elementy d znajdują się między elementami s i p w dużych okresach.
- Pierwiastki f nazywane są lantanowcami i aktynowcami. Zostali sprowadzeni na dół tabeli przez D.I. Mendelejew.
Podczas pisania elektronicznych formuł atomów pierwiastków wskazane są poziomy energii (wartości głównej liczby kwantowej) n w postaci liczb - 1, 2, 3 itd.), podpoziomy energii (wartości orbitalnej liczby kwantowej ja w formie listów - s, P, D, F) a liczba u góry wskazuje liczbę elektronów na tym podpoziomie.
Pierwszy element w tabeli D.I. Mendelejew to wodór, a więc ładunek jądra atomowego n jest równy 1, w atomie jest tylko jeden elektron na s-podpoziom pierwszy. Dlatego elektroniczna formuła atomu wodoru to:
Drugim pierwiastkiem jest hel, w jego atomie są dwa elektrony, dlatego elektroniczna formuła atomu helu to 2 Nie 1s 2. Pierwszy okres zawiera tylko dwa pierwiastki, ponieważ pierwszy poziom energii jest wypełniony elektronami, które mogą być zajęte tylko przez 2 elektrony.
Trzeci element w kolejności - lit - jest już w drugim okresie, dlatego drugi poziom energii zaczyna wypełniać się elektronami (rozmawialiśmy o tym powyżej). Wypełnianie drugiego poziomu elektronami zaczyna się od s-podpoziom, dlatego wzór elektronowy atomu litu to 3 Li 1s 2 2s jeden . W atomie berylu wypełnianie elektronami jest zakończone s- podpoziom: 4 Ve 1s 2 2s 2 .
W kolejnych elementach II okresu drugi poziom energii nadal jest wypełniony elektronami, dopiero teraz jest wypełniony elektronami r- podpoziom: 5 V 1s 2 2s 2 2r 1 ; 6 Z 1s 2 2s 2 2r 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2r 6 .
Atom neonu uzupełnia wypełnianie elektronami r-podpoziom, ten pierwiastek kończy drugi okres, jest w nim osiem elektronów, ponieważ on s- oraz r-podpoziomy mogą zawierać tylko osiem elektronów.
Elementy trzeciego okresu mają podobną sekwencję wypełniania elektronami podpoziomów energetycznych trzeciego poziomu. Formuły elektronowe atomów niektórych pierwiastków tego okresu są następujące:
11 Na 1s 2 2s 2 2r 6 3s 1 ; 12 Mg 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 ; 13 Glin 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 1 ;
14 Si 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 6 .
Trzeci okres, podobnie jak drugi, kończy się pierwiastkiem (argonem), który kończy wypełnianie elektronami r- podpoziom, chociaż trzeci poziom obejmuje trzy podpoziomy ( s, r, D). Zgodnie z powyższą kolejnością wypełniania podpoziomów energii zgodnie z regułami Klechkowskiego, energia podpoziomu 3 D więcej energii podpoziomu 4 s, dlatego atom potasu obok argonu i atom wapnia za nim jest wypełniony elektronami 3 s–Podpoziom czwartego poziomu:
19 DO 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 6 4s 1 ; 20 Ca 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 6 4s 2 .
Zaczynając od 21. pierwiastka - skandu, w atomach pierwiastków, podpoziom 3 zaczyna wypełniać się elektronami D... Formuły elektroniczne atomów tych pierwiastków to:
21 Sc 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 6 4s 2 3D 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 6 4s 2 3D 2 .
W atomach 24. pierwiastka (chrom) i 29. pierwiastka (miedź) występuje zjawisko zwane "poślizgiem" lub "upadkiem" elektronu: elektron z zewnętrznego 4 s- podpoziom „spada” o 3 D–Podpoziom, uzupełniający jego wypełnienie o połowę (dla chromu) lub całkowicie (dla miedzi), co przyczynia się do większej stabilności atomu:
24 Cr 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 6 4s 1 3D 5 (zamiast ... 4 s 2 3D 4) i
29 Cu 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 6 4s 1 3D 10 (zamiast ... 4 s 2 3D 9).
Począwszy od 31. pierwiastka - gal, trwa wypełnianie elektronami czwartego poziomu, teraz - r–Podpoziom:
31 Ga 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 6 4s 2 3D 10 4P 1 …; 36 Kr 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 6 4s 2 3D 10 4P 6 .
Ten element kończy czwarty okres, który obejmuje już 18 elementów.
Podobna kolejność wypełniania podpoziomów energii elektronami zachodzi w atomach pierwiastków V okresu. Pierwsze dwa (rubid i stront) są wypełnione s- podpoziom 5 poziom, kolejne dziesięć pierwiastków (od itru do kadmu) jest wypełnionych D- podpoziom IV poziomu; okres uzupełnia sześć pierwiastków (od indu do ksenonu), w których atomach jest wypełnienie elektronami r- podpoziom zewnętrznego, piątego poziomu. W okresie jest też 18 elementów.
W przypadku elementów szóstego okresu ta kolejność wypełniania jest naruszona. Na początku okresu jak zwykle występują dwa pierwiastki, których atomy są wypełnione elektronami s- podpoziom poziomu zewnętrznego, szóstego. Kolejny pierwiastek, lantan, zaczyna wypełniać się elektronami. D–Podpoziom poprzedniego poziomu, tj. 5 D... To kończy napełnianie elektronami 5 D- podpoziom zatrzymuje się i kolejne 14 pierwiastków - od ceru do lutetu - zaczyna się wypełniać F-Podwarstwa 4 poziomu. Wszystkie te pierwiastki są zawarte w jednej komórce tabeli, a poniżej znajduje się rozszerzona seria tych pierwiastków, zwanych lantanowcami.
Począwszy od 72. pierwiastka - hafnu - do 80. pierwiastka - rtęci, trwa wypełnianie elektronami 5 D- podpoziom, a okres kończy się jak zwykle sześcioma pierwiastkami (od talu do radonu), w których atomach jest wypełniony elektronami r- podpoziom poziomu zewnętrznego, szóstego. To największy okres z 32 elementami.
W atomach pierwiastków siódmego, niepełnego okresu, widać tę samą kolejność wypełniania podpoziomów, jak opisano powyżej. Uczniom pozostawiamy napisanie wzorów elektronicznych atomów pierwiastków z okresów 5-7, uwzględniając wszystkie powyższe.
Notatka:W niektórych podręcznikach dozwolona jest inna kolejność pisania wzorów elektronicznych atomów pierwiastków: nie w kolejności ich wpisywania, ale zgodnie z podaną w tabeli liczbą elektronów na każdym poziomie energetycznym. Na przykład elektronowa formuła atomu arsenu może wyglądać następująco: As 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3P 6 3D 10 4s 2 4P 3 .
Struktura powłok elektronowych atomów pierwiastków z pierwszych czterech okresów: $ s- $, $ p- $ i $ d- $. Elektroniczna konfiguracja atomu. Stan podstawowy i wzbudzony atomów
Pojęcie atomu powstało w starożytnym świecie do oznaczania cząstek materii. W tłumaczeniu z greckiego atom oznacza „niepodzielny”.
Elektrony
Irlandzki fizyk Stoney na podstawie eksperymentów doszedł do wniosku, że elektryczność niosą najmniejsze cząstki, które istnieją w atomach wszystkich pierwiastków chemicznych. W 1891 $ Stoney zasugerował nazwanie tych cząstek elektrony, co po grecku oznacza „bursztyn”.
Kilka lat po tym, jak elektron otrzymał swoją nazwę, angielski fizyk Joseph Thomson i francuski fizyk Jean Perrin udowodnili, że elektrony mają ładunek ujemny. Jest to najmniejszy ładunek ujemny, który w chemii przyjmuje się jako jednostkę $ (- 1) $. Thomsonowi udało się nawet określić prędkość ruchu elektronu (jest ona równa prędkości światła - 300 000 USD km / s) i masę elektronu (jest to 1836 USD razy mniejsza niż masa atomu wodoru) .
Thomson i Perrin połączyli bieguny źródła zasilania z dwiema metalowymi płytkami - katodą i anodą, przylutowanymi do szklanej rurki, z której ewakuowano powietrze. Gdy do elektrod płytowych przyłożono napięcie około 10 tysięcy woltów, w rurze rozbłysło wyładowanie świetlne, a cząstki przeleciały z katody (biegun ujemny) do anody (biegun dodatni), którą naukowcy nazwali po raz pierwszy promienie katodowe a potem zorientowali się, że to strumień elektronów. Elektrony uderzając w specjalne substancje nałożone np. na ekran telewizora, powodują poświatę.
Stwierdzono, że elektrony są wyrzucane z atomów materiału, z którego wykonana jest katoda.
Swobodne elektrony lub ich strumień można uzyskać w inny sposób, na przykład przez ogrzewanie drutu metalowego lub światło padające na metale utworzone przez elementy głównej podgrupy I grupy I układu okresowego (na przykład cez).
Stan elektronów w atomie
Stan elektronu w atomie rozumiany jest jako zbiór informacji o energia pewien elektron w przestrzeń w którym się znajduje. Wiemy już, że elektron w atomie nie ma trajektorii ruchu, tj. możemy tylko rozmawiać prawdopodobieństwa znalezienie go w przestrzeni wokół jądra. Może znajdować się w dowolnej części tej przestrzeni otaczającej jądro, a całość jego różnych pozycji uważana jest za chmurę elektronów o określonej gęstości ładunku ujemnego. W przenośni można to sobie wyobrazić w następujący sposób: gdyby można było po setnych lub milionowych częściach sekundy sfotografować położenie elektronu w atomie, tak jak na wykończeniu zdjęcia, to elektron na takich fotografiach byłby reprezentowany jako punkt. Nakładające się na siebie niezliczone takie zdjęcia dałyby obraz chmury elektronowej o największej gęstości, w której znajduje się większość tych punktów.
Rysunek przedstawia „przecięcie” takiej gęstości elektronowej w atomie wodoru przechodzącym przez jądro, a linia przerywana określa kulę, wewnątrz której prawdopodobieństwo wykrycia elektronu wynosi 90% $. Kontur najbliżej jądra obejmuje obszar przestrzeni, w którym prawdopodobieństwo wykrycia elektronu wynosi $ 10% $, prawdopodobieństwo wykrycia elektronu wewnątrz drugiego konturu z rdzenia wynosi $ 20% $, wewnątrz trzeciego - $ ≈ 30% $ itp. Istnieje pewna niepewność w stanie elektronu. Aby scharakteryzować ten szczególny stan, niemiecki fizyk W. Heisenberg wprowadził pojęcie zasada niepewności, tj. wykazali, że niemożliwe jest jednoczesne i dokładne określenie energii i położenia elektronu. Im dokładniej określa się energię elektronu, tym bardziej niepewne jest jego położenie i odwrotnie, po określeniu położenia nie można określić energii elektronu. Obszar prawdopodobieństwa wykrycia elektronu nie ma wyraźnych granic. Można jednak wyróżnić przestrzeń, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest maksymalne.
Przestrzeń wokół jądra atomowego, w której najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalem.
Zawiera około 90% chmury elektronów, co oznacza, że około 90% czasu elektronu znajduje się w tej części przestrzeni. Zgodnie z kształtem istnieją obecnie znane typy orbitali $ 4 $, które są oznaczone łacińskimi literami $ s, p, d $ i $ f $. Graficzna reprezentacja niektórych form orbitali elektronowych jest pokazana na rysunku.
Najważniejszą cechą ruchu elektronu na określonym orbicie jest energia jego wiązania z jądrem. Elektrony o bliskich energiach tworzą pojedynczy warstwa elektroniczna, lub poziom energii... Poziomy energii są ponumerowane począwszy od rdzenia: 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ i 7 $.
Liczba całkowita $ n $ oznaczająca liczbę poziomu energetycznego nazywana jest główną liczbą kwantową.
Charakteryzuje energię elektronów zajmujących dany poziom energetyczny. Najniższą energię posiadają elektrony pierwszego poziomu energetycznego, który jest najbliżej jądra. W porównaniu z elektronami pierwszego poziomu elektrony kolejnych poziomów charakteryzują się dużym zapasem energii. W konsekwencji elektrony z poziomu zewnętrznego są najsłabiej związane z jądrem atomu.
Liczba poziomów energetycznych (warstw elektronicznych) w atomie jest równa liczbie okresu w układzie DI Mendelejewa, do którego należy pierwiastek chemiczny: atomy pierwiastków pierwszego okresu mają jeden poziom energetyczny; drugi okres - dwa; siódmy okres to siedem.
Największą liczbę elektronów na poziomie energii określa wzór:
gdzie $ N $ to maksymalna liczba elektronów; $ n $ - numer poziomu, czyli główna liczba kwantowa. Dlatego: na pierwszym poziomie energii najbliższym jądru nie może być więcej niż dwa elektrony; po drugie - nie więcej niż 8 $; na trzecim - nie więcej niż 18 $; na czwartym - nie więcej niż 32 USD. A jak z kolei układają się poziomy energetyczne (warstwy elektronowe)?
Począwszy od drugiego poziomu energii $ (n = 2) $, każdy z poziomów jest podzielony na podpoziomy (podwarstwy) nieco różniące się od siebie energią wiązania z jądrem.
Liczba podpoziomów jest równa wartości głównej liczby kwantowej: pierwszy poziom energii ma jeden podpoziom; drugi - dwa; trzeci - trzy; czwarty to cztery. Z kolei podpoziomy tworzą orbitale.
Każda wartość $ n $ odpowiada liczbie orbitali równej n $ ^ 2 $. Zgodnie z danymi przedstawionymi w tabeli można prześledzić związek głównej liczby kwantowej $ n $ z liczbą podpoziomów, rodzajem i liczbą orbitali oraz maksymalną liczbą elektronów na podpoziomie i poziomie.
Główna liczba kwantowa, rodzaje i liczba orbitali, maksymalna liczba elektronów na podpoziomach i poziomach.
| Poziom energii $ (n) $ | Liczba podpoziomów równa $ n $ | Typ orbitalny | Orbitale | Maksymalna liczba elektronów | ||
| na podpoziomie | na poziomie równym $ n ^ 2 $ | na podpoziomie | na poziomie równym $ n ^ 2 $ | |||
| $ K (n = 1) $ | $1$ | $ 1s $ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $ L (n = 2) $ | $2$ | $ 2s $ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| 2 pensów $ | $3$ | $6$ | ||||
| $ M (n = 3) $ | $3$ | 3s $ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| 3 pensów $ | $3$ | $6$ | ||||
| $ 3d $ | $5$ | $10$ | ||||
| $ N (n = 4) $ | $4$ | $ 4s $ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| 4 pensów $ | $3$ | $6$ | ||||
| $ 4d $ | $5$ | $10$ | ||||
| 4 zł | $7$ | $14$ | ||||
Podpoziomy są zwykle oznaczane literami łacińskimi, a także kształtem orbitali, z których się składają: $ s, p, d, f $. Więc:
- $ s $ -podpoziom - pierwszy, najbliższy jądru atomowego podpoziom każdego poziomu energetycznego, składa się z jednego $ s $ -orbitalu;
- $ p $ -podpoziom - drugi podpoziom każdego, oprócz pierwszego, poziomu energetycznego, składa się z trzech $ p $ -orbitali;
- $ d $ -podwarstwa - trzeci podpoziom każdego, począwszy od trzeciego poziomu energetycznego, składa się z pięciu $ d $ -orbitali;
- Każda podwarstwa $f $, począwszy od czwartego, energetycznego poziomu, składa się z siedmiu orbitali $f $.
Jądro atomu
Ale elektrony nie są jedynymi składnikami atomów. Fizyk Henri Becquerel odkrył, że naturalny minerał zawierający sól uranową również emituje nieznane promieniowanie, oświetlając klisze fotograficzne, które są ukryte przed światłem. Zjawisko to zostało nazwane radioaktywność.
Istnieją trzy rodzaje promieni radioaktywnych:
- $ α $ -promienie, które składają się z $ α $ -cząstek o ładunku 2 $ razy większym od ładunku elektronu, ale ze znakiem dodatnim, i masie $ 4 $ razy większej od masy atomu wodoru;
- $ β $ -promienie reprezentują przepływ elektronów;
- $ γ $ -promienie to fale elektromagnetyczne o znikomej masie, które nie przenoszą ładunku elektrycznego.
W konsekwencji atom ma złożoną strukturę - składa się z dodatnio naładowanego jądra i elektronów.
Jak działa atom?
W 1910 roku w Cambridge pod Londynem Ernest Rutherford wraz ze swoimi uczniami i kolegami badał rozpraszanie cząstek $α$ przechodzących przez cienką złotą folię i spadających na ekran. Cząstki alfa zwykle odchylały się od pierwotnego kierunku tylko o jeden stopień, potwierdzając pozorną jednorodność i jednorodność właściwości atomów złota. I nagle badacze zauważyli, że niektóre cząstki $ α $ -gwałtownie zmieniły kierunek swojej ścieżki, jakby wpadając na jakąś przeszkodę.
Umieszczając ekran przed folią, Rutherford był w stanie wykryć nawet te rzadkie przypadki, gdy cząstki $ α $ odbite od atomów złota leciały w przeciwnym kierunku.
Obliczenia wykazały, że obserwowane zjawiska mogłyby wystąpić, gdyby cała masa atomu i cały jego ładunek dodatni były skoncentrowane w maleńkim centralnym jądrze. Jak się okazało, promień jądra jest 100 000 razy mniejszy niż promień całego atomu, obszaru, w którym znajdują się elektrony o ładunku ujemnym. Jeśli zastosujemy porównanie przenośne, to całą objętość atomu można przyrównać do stadionu w Łużnikach, a jądro - do piłki nożnej znajdującej się na środku boiska.
Atom każdego pierwiastka chemicznego jest porównywalny z maleńkim układem słonecznym. Dlatego ten model atomu, zaproponowany przez Rutherforda, nazywa się planetarnym.
Protony i neutrony
Okazuje się, że maleńkie jądro atomowe, w którym skoncentrowana jest cała masa atomu, składa się z dwóch rodzajów cząstek – protonów i neutronów.
protony mieć ładunek równy ładunkowi elektronów, ale przeciwny w znaku $ (+ 1) $ i masie równej masie atomu wodoru (w chemii jest to jednostka). Protony oznaczono znakiem $ ↙ (1) ↖ (1) p $ (lub $ p + $). Neutrony nie niosą ładunku, są neutralne i mają masę równą masie protonu, tj. 1 $. Neutrony są oznaczone znakiem $ ↙ (0) ↖ (1) n $ (lub $ n ^ 0 $).
Protony i neutrony razem nazywają się nukleony(od łac. jądro- rdzeń).
Suma liczby protonów i neutronów w atomie nazywa się ogromna liczba... Na przykład liczba masowa atomu aluminium:
Ponieważ masę elektronu, która jest pomijalna, można pominąć, oczywiste jest, że cała masa atomu jest skoncentrowana w jądrze. Elektrony są oznaczone następująco: $ e↖ (-) $.
Ponieważ atom jest elektrycznie obojętny, oczywiste jest również, że że liczba protonów i elektronów w atomie jest taka sama. Jest równa liczbie porządkowej pierwiastka chemicznego przypisane do niego w układzie okresowym. Na przykład jądro atomu żelaza zawiera protony 26 $, a elektrony 26 $ krążą wokół jądra. Jak określić liczbę neutronów?
Jak wiecie, masa atomu składa się z masy protonów i neutronów. Znajomość liczby porządkowej elementu $ (Z) $, czyli liczbę protonów i liczbę masową $ (A) $, równą sumie liczby protonów i neutronów, można obliczyć liczbę neutronów $ (N) $ ze wzoru:
Na przykład liczba neutronów w atomie żelaza to:
$56 – 26 = 30$.
Tabela pokazuje główne cechy cząstek elementarnych.
Podstawowe cechy cząstek elementarnych.
Izotopy
Różne atomy tego samego pierwiastka, które mają ten sam ładunek jądrowy, ale różne liczby masowe, nazywane są izotopami.
Słowo izotop składa się z dwóch greckich słów: isos- to samo i topos- miejsce, oznacza "zajmujące jedno miejsce" (komórkę) w Układzie Okresowym Pierwiastków.
Naturalnie występujące pierwiastki chemiczne są mieszaniną izotopów. Tak więc węgiel ma trzy izotopy o masach 12, 13, 14 $; tlen - trzy izotopy o masach 16, 17, 18 $ itd.
Zwykle podawana w układzie okresowym, względna masa atomowa pierwiastka chemicznego jest średnią wartością mas atomowych naturalnej mieszaniny izotopów danego pierwiastka, biorąc pod uwagę ich względną zawartość w przyrodzie, a więc wartości masy atomowe są często ułamkowe. Na przykład naturalne atomy chloru są mieszaniną dwóch izotopów - 35 $ (z czego 75% w naturze) i 37 $ (z tego 25%); dlatego względna masa atomowa chloru wynosi 35,5 $. Izotopy chloru są zapisywane w następujący sposób:
$ ↖ (35) ↙ (17) (Cl) $ i $ ↖ (37) ↙ (17) (Cl) $
Właściwości chemiczne izotopów chloru są dokładnie takie same, jak izotopów większości pierwiastków chemicznych, np. potasu, argonu:
$ ↖ (39) ↙ (19) (K) $ i $ ↖ (40) ↙ (19) (K) $, $ ↖ (39) ↙ (18) (Ar) $ i $ ↖ (40) ↙ (18 ) (Ar) $
Jednak izotopy wodoru różnią się znacznie właściwościami ze względu na gwałtowny wielokrotny wzrost ich względnej masy atomowej; przypisano im nawet indywidualne nazwy i znaki chemiczne: prot - $ ↖ (1) ↙ (1) (H) $; deuter - $ ↖ (2) ↙ (1) (H) $ lub $ ↖ (2) ↙ (1) (D) $; tryt - $ ↖ (3) ↙ (1) (H) $ lub $ ↖ (3) ↙ (1) (T) $.
Teraz możesz podać nowoczesną, bardziej rygorystyczną i naukową definicję pierwiastka chemicznego.
Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym.
Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków pierwszych czterech okresów
Rozważmy wyświetlanie elektronicznych konfiguracji atomów pierwiastków według okresów systemu D.I.Mendeleeva.
Elementy pierwszego okresu.
Schematy struktury elektronowej atomów pokazują rozkład elektronów na warstwach elektronowych (poziomach energetycznych).
Formuły elektronowe atomów pokazują rozkład elektronów na poziomach energetycznych i poniżej poziomów.
Graficzne wzory elektroniczne atomów pokazują rozkład elektronów nie tylko na poziomach i poniżej poziomów, ale także na orbitalach.
W atomie helu pierwsza warstwa elektronów jest kompletna - są w niej elektrony o wartości 2 $.
Wodór i hel są pierwiastkami $ s $ -, orbital $ s $ tych atomów jest wypełniony elektronami.
Elementy drugiego okresu.
Dla wszystkich elementów drugiego okresu pierwsza warstwa elektronowa jest wypełniona, a elektrony wypełniają orbitale $ s- $ i $ p $ - drugiej warstwy elektronowej zgodnie z zasadą najmniejszej energii (pierwsza $ s $ a potem $ p $) oraz zasady Pauliego i Hunda.
W atomie neonu druga warstwa elektronów jest kompletna - są w niej elektrony 8 $.
Elementy III okresu.
Dla atomów pierwiastków trzeciego okresu, pierwsza i druga warstwa elektronowa są zakończone, więc trzecia warstwa elektronowa jest wypełniona, w której elektrony mogą zajmować podpoziomy 3s, 3p i 3d.
Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków trzeciego okresu.
Orbital elektroniczny o wartości 3,5 $ jest dopracowywany na atomie magnezu. $ Na $ i $ Mg $ są $ s $ -elementami.
W aluminium i kolejnych elementach podpoziom $3d $ jest wypełniony elektronami.
| $ ↙ (18) (Ar) $ Argon |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) s ^ 2 (3) p ^ 6 $ |  |
W atomie argonu na zewnętrznej warstwie (trzecia warstwa elektronowa) znajdują się elektrony 8 $. Ponieważ warstwa zewnętrzna jest ukończona, ale w sumie w trzeciej warstwie elektronowej, jak już wiesz, może być 18 elektronów, co oznacza, że elementy trzeciego okresu pozostają niewypełnione orbitale $3d $.
Wszystkie elementy od $ Al $ do $ Ar $ - $ p $ -elementy.
$ s- $ i $ p $ -elementy Formularz główne podgrupy w układzie okresowym.
Elementy czwartego okresu.
Czwarta warstwa elektronowa pojawia się dla atomów potasu i wapnia, a podpoziom $ 4s $ jest wypełniony, ponieważ ma mniej energii niż podpoziom 3d $. Aby uprościć graficzne wzory elektroniczne atomów pierwiastków czwartego okresu:
- wyznaczmy graficzną formułę elektroniczną argonu w następujący sposób: $ Ar $;
- nie będziemy przedstawiać podpoziomów, które nie są wypełnione w tych atomach.
$ K, Ca $ - $ s $ -elementy, zawarte w głównych podgrupach. W atomach od $ Sc $ do $ Zn $ podpoziom 3d jest wypełniony elektronami. Są to elementy $3d $. Są one zawarte w podgrupy boczne, ich przed-zewnętrzna warstwa elektroniczna jest wypełniona, są one określane jako elementy przejściowe.
Zwróć uwagę na strukturę powłok elektronowych atomów chromu i miedzi. W nich jeden elektron „spada” z $ 4s- $ do podpoziomu $ 3d $, co tłumaczy się wyższą stabilnością energetyczną powstałych konfiguracji elektronów $ 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)… $ 
| Symbol elementu, liczba porządkowa, nazwa | Schemat struktury elektronicznej | Formuła elektroniczna | Graficzna formuła elektroniczna |
| $ ↙ (19) (K) $ Potas |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 $ | |
| $ ↙ (20) (C) $ Wapń |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 $ | |
| $ ↙ (21) (Sc) $ Skand |  |
1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 1 $ lub 1 s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 1 (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (22) (Ti) $ Tytan |  |
1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 2 $ lub 1 s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 2 (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (23) (V) $ Wanad |  |
1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 3 $ lub 1 s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 3 (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (24) (Сr) $ Chrom |  |
1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 5 $ lub 1 s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 5 (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (29) (Cu) $ Chrom |  |
1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ (10) $ lub 1 s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (30) (Zn) $ Cynk |  |
1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) $ lub 1 s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (31) (Ga) $ Gal |  |
1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ (1) $ lub 1 s ^ 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 $ lub 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ (2) 4 p ^ 6 $ |  |
W atomie cynku trzecia warstwa elektronowa jest kompletna - wszystkie podpoziomy 3s, 3p $ i 3d $ są w niej wypełnione, łącznie z elektronami 18 $.
W pierwiastkach za cynkiem czwarta warstwa elektronowa, podpoziom 4p $, jest nadal wypełniana. Elementy od $ Ga $ do $ Kr $ - $ p $ -elementy.
Na atomie kryptonu warstwa zewnętrzna (czwarta) jest kompletna, ma elektrony 8 $. Ale w sumie w czwartej warstwie elektronowej, jak wiadomo, może być 32 $ elektronu; dla atomu kryptonu podpoziomy $ 4d- $ i $ 4f $ są nadal puste.
Elementy piątego okresu wypełniane są podpoziomami w następującej kolejności: $ 5s → 4d → 5p $. Są też wyjątki związane z „zapadaniem” elektronów, dla $ ↙ (41) Nb $, $ ↙ (42) Mo $, $ ↙ (44) Ru $, $ ↙ (45) Rh $, $ ↙ ( 46) Pd $, $ ↙ (47) Ag $. W szóstym i siódmym okresie pojawia się $ f $ -elementy, tj. elementy, które są wypełnione odpowiednio przez podpoziomy $ 4f- $ i $ 5f $ trzeciej warstwy elektronowej na zewnątrz.
4 zł -elementy są nazywane lantanowce.
5 zł -elementy są nazywane aktynowce.
Kolejność wypełniania podpoziomów elektronowych w atomach elementów szóstego okresu: $ ↙ (55) Cs $ i $ ↙ (56) Ва $ - $ 6s $ -elementy; $ ↙ (57) La ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -element; $ ↙ (58) Ce $ - $ ↙ (71) Lu - 4f $ -elementy; $ ↙ (72) Hf $ - $ ↙ (80) Hg - 5d $ -elementy; $ ↙ (81) Т1 $ - $ ↙ (86) Rn - 6d $ -elementy. Ale nawet tutaj są elementy, w których naruszona jest kolejność wypełniania orbitali elektronowych, co na przykład wiąże się z wyższą stabilnością energetyczną pół i całkowicie wypełnionych podpoziomów $ f $, tj. $ nf ^ 7 $ i $ nf ^ (14) $.
W zależności od tego, który podpoziom atomu jest wypełniony elektronami jako ostatni, wszystkie elementy, jak już zrozumiałeś, są podzielone na cztery rodziny elektroniczne, czyli bloki:
- $ s $ -elementy; elektrony wypełniają $ s $ -podpoziom zewnętrznego poziomu atomu; $ s $ - pierwiastki obejmują wodór, hel oraz pierwiastki głównych podgrup grup I i II;
- $p $ -elementy;$ p $ -podpoziom zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; $ p $ -elementy obejmują elementy głównych podgrup grup III – VIII;
- $ d $ -elementy; elektrony wypełniają $ d $ -podpoziom przed-zewnętrznego poziomu atomu; $ d $ -elementy obejmują elementy podgrup drugorzędnych grup I – VIII, czyli elementy wtyczek dekady dużych okresów znajdujące się między elementami $ s- $ i $ p- $. Nazywa się je również elementy przejściowe;
- $f $ -elementy; elektrony wypełniają $f-$ podpoziom trzeciego poza poziomem atomu; należą do nich lantanowce i aktynowce.
Elektroniczna konfiguracja atomu. Stan podstawowy i wzbudzony atomów
Szwajcarski fizyk W. Pauli w 1925 r. ustalił, że w atomie na jednym orbicie nie może być więcej niż dwa elektrony posiadające przeciwległe (antyrównoległe) plecy (przetłumaczone z angielskiego - wrzeciono), tj. posiadające takie właściwości, które można konwencjonalnie wyobrazić jako obrót elektronu wokół jego wyimaginowanej osi zgodnie lub przeciwnie do ruchu wskazówek zegara. Ta zasada nazywa się Zasada Pauliego.
Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywa się to nieparzysty jeśli dwa, to to sparowane elektrony, tj. elektrony o przeciwnych spinach.
Rysunek przedstawia schemat podziału poziomów energetycznych na podpoziomy.
$ s- $ Orbitalny, jak już wiesz, ma kształt kulisty. Elektron atomu wodoru $ (n = 1) $ znajduje się na tym orbicie i jest niesparowany. Dlatego jego formuła elektroniczna, lub elektroniczna Konfiguracja, jest napisane tak: 1s ^ 1 $. We wzorach elektronicznych liczba poziomu energii jest oznaczona liczbą przed literą $ (1 ...) $, litera łacińska oznacza podpoziom (typ orbity), a liczba zapisana w prawym górnym rogu litera (jako wykładnik) pokazuje liczbę elektronów na podpoziomie.
Dla atomu helu He, który ma dwa sparowane elektrony na jednym orbitalu $s-$, ten wzór to: $ 1s ^ 2 $. Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel to gaz szlachetny. Na drugim poziomie energii $ (n = 2) $ istnieją cztery orbitale, jeden $ s $ i trzy $ p $. Elektrony drugiego poziomu $ s $ -orbitali ($ 2s $ -orbitali) mają wyższe energie, ponieważ są w większej odległości od jądra niż elektrony $ 1s $ -orbitalu $ (n = 2) $. Ogólnie rzecz biorąc, dla każdej wartości $ n $ istnieje jeden orbital $ s- $, ale z odpowiednim zapasem energii elektronów na nim, a zatem z odpowiednią średnicą, która rośnie wraz ze wzrostem wartości $ n $. S- $ Orbital, jak już wiesz, ma kształt kulisty. Elektron atomu wodoru $ (n = 1) $ znajduje się na tym orbicie i jest niesparowany. Dlatego jego formuła elektroniczna, czyli konfiguracja elektroniczna, jest zapisana w następujący sposób: 1s ^ 1 $. We wzorach elektronicznych liczba poziomu energii jest oznaczona liczbą przed literą $ (1 ...) $, litera łacińska oznacza podpoziom (typ orbity), a liczba zapisana w prawym górnym rogu litera (jako wykładnik) pokazuje liczbę elektronów na podpoziomie.
Dla atomu helu $He $, który ma dwa sparowane elektrony na jednym orbicie $s-$, ten wzór to: $ 1s ^ 2 $. Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel to gaz szlachetny. Na drugim poziomie energii $ (n = 2) $ istnieją cztery orbitale, jeden $ s $ i trzy $ p $. Elektrony drugiego poziomu orbitali $ s- $ ($ 2s $ -orbital) mają wyższe energie, ponieważ są w większej odległości od jądra niż elektrony $ 1s $ -orbitalu $ (n = 2) $. Ogólnie rzecz biorąc, dla każdej wartości $ n $ istnieje jeden orbital $ s- $, ale z odpowiednim zapasem energii elektronów na nim, a zatem o odpowiedniej średnicy, która rośnie wraz ze wzrostem wartości $ n $. 
$p- $ Orbitalny ma kształt hantli lub wolumetrycznej ósemki. Wszystkie trzy orbitale $ p $ - znajdują się w atomie wzajemnie prostopadłe wzdłuż współrzędnych przestrzennych przeciągniętych przez jądro atomowe. Należy jeszcze raz podkreślić, że każdy poziom energetyczny (warstwa elektronowa), począwszy od $ n = 2 $, ma trzy orbitale $ p $ -. Wraz ze wzrostem wartości $ n $ elektrony zajmują $ р $ -orbitale znajdujące się w dużych odległościach od jądra i skierowane wzdłuż osi $ x, y, z $.
Dla elementów drugiego okresu $ (n = 2) $ wypełniany jest pierwszy $ s $ -orbital, a następnie trzy $ p $ -orbital; formuła elektroniczna $ Li: 1s ^ (2) 2s ^ (1) $. Elektron $ 2s ^ 1 $ jest mniej związany z jądrem atomu, więc atom litu może go łatwo oddać (jak oczywiście pamiętasz, proces ten nazywa się utlenianiem), zamieniając się w jon litu $ Li ^ + $.
W atomie berylu Be czwarty elektron znajduje się również na orbitalu $ 2s $: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) $. Dwa zewnętrzne elektrony atomu berylu łatwo się odrywają - $ B ^ 0 $ utleniają się do kationu $ Be ^ (2 +) $.
Piąty elektron atomu boru jest zajęty przez orbital $ 2p $: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $. Następnie atomy $ C, N, O, F $ wypełniane są orbitalami $ 2p $, które kończą się gazem szlachetnym neonu: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $.
Dla elementów trzeciego okresu, orbitale $3s-$ i $3p$ -są odpowiednio wypełnione. W tym przypadku pięć orbitali $ d $ - trzeciego poziomu pozostaje wolnych:
$ ↙ (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) $.
Czasami na diagramach przedstawiających rozkład elektronów w atomach wskazana jest tylko liczba elektronów na każdym poziomie energii, tj. zapisz skrócone wzory elektroniczne atomów pierwiastków chemicznych, w przeciwieństwie do powyższych pełnych wzorów elektronicznych, na przykład:
$ ↙ (11) Na 2, 8, 1; $ $ ↙ (17) Cl 2, 8, 7; $ $ ↙ (18) Ar 2, 8, 8 $.
Dla elementów o dużych okresach (czwarty i piąty) pierwsze dwa elektrony zajmują odpowiednio 4s-$ i 5s$ -orbitale: $ (19) K 2, 8, 8, 1; $ $ ↙ (38) Sr 2, 8, 18 USD, 8, 2. Zaczynając od trzeciego elementu każdego dużego okresu, następne dziesięć elektronów wejdzie odpowiednio w poprzednie orbitale $ 3d- $ i $ 4d- $ (dla elementów podgrup bocznych): $ (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 $. Z reguły gdy poprzednia $d $ -podwarstwa jest wypełniona, zewnętrzna (odpowiednio $ 4p- $ i $ 5p- $) $p- $ zacznie się wypełniać: $ ↙ (33) As 2, 8, 18 , 5; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.
W elementach o dużych okresach - szóstym i niedokończonym siódmym - poziomy i podpoziomy elektroniczne są wypełnione elektronami, z reguły w następujący sposób: pierwsze dwa elektrony docierają do zewnętrznego podpoziomu $ s- $: $ ↙ (56) Ba 2 , 8, 18, 18, 8, 2; $ $ ↙ (87) Pt 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; następny elektron (y $ La $ i $ Ca $) do poprzedniego $ d $ -podpoziom: $ ↙ (57) La 2, 8, 18, 18, 9, 2 $ i $ ↙ (89) Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.
Następnie następne 14 $ elektrony wejdą na trzeci zewnętrzny poziom energii, odpowiednio 4f $ i 5f $ -orbitale lantonoidów i aktynowców: $ ↙ (64) Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $ ↙ (92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.
Wtedy drugi poziom energii zewnętrznej ($ d $ -podpoziom) dla elementów podgrup drugorzędnych zacznie ponownie narastać: $ ↙ (73) Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2; $ $ ↙ (104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. I wreszcie, dopiero po całkowitym wypełnieniu podwarstwy $ d $ - dziesięcioma elektronami, podpoziom $ p $ - zostanie wypełniony ponownie: $ ↙ (86) Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8 $ .
Bardzo często strukturę powłok elektronowych atomów obrazuje się za pomocą energii, czyli komórek kwantowych – tzw. graficzne formuły elektroniczne... W tym zapisie stosuje się następującą notację: każda komórka kwantowa jest oznaczona przez komórkę, która odpowiada jednemu orbitalowi; każdy elektron jest oznaczony strzałką odpowiadającą kierunkowi spinu. Pisząc graficzną formułę elektroniczną należy pamiętać o dwóch zasadach: Zasada Pauliego, zgodnie z którym w komórce (orbitalu) mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony, ale z antyrównoległymi spinami, oraz Zasada F. Hunda, zgodnie z którym elektrony najpierw zajmują wolne komórki na raz i mają taką samą wartość spinu, a dopiero potem łączą się, ale spiny, zgodnie z zasadą Pauliego, będą już skierowane przeciwnie.
Algorytm sporządzania wzoru elektronicznego dla elementu:
1. Określ liczbę elektronów w atomie, korzystając z Układu Okresowego Pierwiastków Chemicznych D.I. Mendelejew.
2. Przez numer okresu, w którym znajduje się element, określ liczbę poziomów energetycznych; liczba elektronów na ostatnim poziomie elektronicznym odpowiada numerowi grupy.
3. Podziel poziomy na podpoziomy i orbitale i wypełnij je elektronami zgodnie z zasadami wypełniania orbitali:
Należy pamiętać, że na pierwszym poziomie znajdują się maksymalnie 2 elektrony. 1s 2, na drugim - maksymalnie 8 (dwa s i sześć R: 2s 2 2p 6), na trzecim - maksymalnie 18 (dwa s, sześć P i dziesięć d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Główna liczba kwantowa n powinna być minimalna.
- Pierwszy wypełniony s- podpoziom więc p-, db- b f- podpoziomy.
- Elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii orbitali (reguła Klechkowskiego).
- W obrębie podpoziomu elektrony najpierw zajmują wolne orbitale pojedynczo, a dopiero potem tworzą pary (reguła Hunda).
- Na jednym orbicie mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony (zasada Pauliego).
Przykłady.
1. Skomponujmy elektroniczną formułę azotu. W układzie okresowym azot ma numer 7.
2. Skomponujmy elektroniczną formułę argonu. Argon znajduje się pod numerem 18 w układzie okresowym.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Skomponujmy elektroniczną formułę chromu. Chrom znajduje się pod numerem 24 w układzie okresowym.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Schemat energetyczny cynku.
4. Skomponujmy elektroniczną formułę cynku. Cynk znajduje się pod numerem 30 w układzie okresowym.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Zauważ, że część wzoru elektronicznego, a mianowicie 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, to elektroniczna formuła argonu.
Elektroniczna formuła cynku może być przedstawiona jako.