Elektronska formula atoma magnezija 1. Elektronske formule hemijskih elemenata

Lokacija elektrona na energetskim ljuskama ili nivoima zapisuje se pomoću elektronskih formula hemijski elementi. Elektronske formule ili konfiguracije pomažu u predstavljanju atomske strukture elementa.

Atomska struktura

Atomi svih elemenata sastoje se od pozitivno nabijenog jezgra i negativno nabijenih elektrona, koji se nalaze oko jezgre.

Elektroni se nalaze na različitim energetskim nivoima. Što je elektron udaljeniji od jezgra, to ima više energije. Veličina energetskog nivoa određena je veličinom atomske orbitale ili orbitalnog oblaka. Ovo je prostor u kojem se elektron kreće.

Rice. 1. Opća struktura atom.

Orbitale mogu imati različite geometrijske konfiguracije:

• s-orbitale- sferni;
• p-, d- i f-orbitale- u obliku bučice, ležeći u različitim ravnima.

Prvi energetski nivo bilo kog atoma uvek sadrži s-orbitalu sa dva elektrona (izuzetak je vodonik). Počevši od drugog nivoa, s- i p-orbitale su na istom nivou.

Rice. 2. s-, p-, d i f-orbitale.

Orbitale postoje bez obzira na prisustvo elektrona u njima i mogu biti popunjene ili prazne.

Pisanje formule

Elektronske konfiguracije atoma hemijskih elemenata pišu se prema sljedećim principima:

• svaki energetski nivo ima odgovarajući serijski broj, označen arapskim brojem;
• iza broja slijedi slovo koje označava orbitalu;
• Iznad slova je napisan superskript, koji odgovara broju elektrona u orbitali.

Primjeri snimanja:

• kalcijum -

  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;

• kiseonik -

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• ugljenik -

  1s 2 2s 2 2p 2 .

Periodni sistem vam pomaže da zapišete elektronsku formulu. Broj energetskih nivoa odgovara broju perioda. Naboj atoma i broj elektrona označeni su atomskim brojem elementa. Broj grupe pokazuje koliko je valentnih elektrona na vanjskom nivou.

Uzmimo Na kao primjer. Natrijum je u prvoj grupi, u trećem periodu, na broju 11. To znači da atom natrijuma ima pozitivno nabijeno jezgro (sadrži 11 protona), oko kojeg se nalazi 11 elektrona na tri energetska nivoa. Na vanjskom nivou nalazi se jedan elektron.

Podsjetimo to prvo nivo energije sadrži s orbitalu sa dva elektrona, a druga sadrži s i p orbitale. Ostaje samo da popunite nivoe i dobijete punu evidenciju:

11 Na) 2) 8) 1 ili 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Radi praktičnosti, kreirane su posebne tablice elektronskih formula elementa. U dugoj periodičnoj tabeli, formule su takođe navedene u svakoj ćeliji elementa.

Rice. 3. Tabela elektronskih formula.

Radi kratkoće, elementi čija se elektronska formula poklapa sa početkom formule elementa napisani su u uglastim zagradama. Na primjer, elektronska formula magnezijuma je 3s 2, neona je 1s 2 2s 2 2p 6. dakle, kompletna formula magnezijum - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. Ukupno primljenih ocjena: 195.

Zadatak sastavljanja elektronske formule za hemijski element nije najlakši.

Dakle, algoritam za sastavljanje elektronskih formula elemenata je sljedeći:

• Prvo zapisujemo hemijski znak. element, pri čemu u donjem lijevom dijelu znaka označavamo njegov serijski broj.
• Zatim, po broju perioda (iz kojeg je element) odredimo broj energetskih nivoa i povučemo toliki broj lukova pored znaka hemijskog elementa.
• Zatim, prema broju grupe, broj elektrona na vanjskom nivou je upisan ispod luka.
• Na 1. nivou, maksimalno moguće je 2, na drugom ih je već 8, na trećem - čak 18. Počinjemo stavljati brojeve pod odgovarajuće lukove.
• Broj elektrona na pretposljednjem nivou mora se izračunati na sljedeći način: broj elektrona koji su već dodijeljeni oduzima se od serijskog broja elementa.
• Ostaje da naš dijagram pretvorimo u elektronsku formulu:

Evo elektronskih formula nekih hemijskih elemenata:

• 1. Zapisujemo hemijski element i njegov serijski broj.Broj pokazuje broj elektrona u atomu.
  2. Hajde da napravimo formulu. Da biste to učinili, morate saznati broj energetskih nivoa; osnova za određivanje je broj perioda elementa.
  3. Nivoe dijelimo na podnivoe.

  U nastavku možete vidjeti primjer kako pravilno sastaviti elektronske formule hemijskih elemenata.

Trebate kreirati elektronske formule kemijskih elemenata na ovaj način: trebate pogledati broj elementa u periodnom sistemu i tako saznati koliko elektrona ima. Zatim morate saznati broj nivoa, koji je jednak periodu. Zatim se pišu i popunjavaju podnivoi:

Prije svega, morate odrediti broj atoma prema periodnom sistemu.



Da biste sastavili elektronsku formulu, trebat će vam periodični sistem Mendeljejeva. Pronađite tamo svoj hemijski element i pogledajte period - on će biti jednak broju energetskih nivoa. Broj grupe će numerički odgovarati broju elektrona na posljednjem nivou. Broj elementa će biti kvantitativno jednak broju njegovih elektrona.Takođe morate znati da prvi nivo ima najviše 2 elektrona, drugi - 8, a treći - 18.

Ovo su glavne tačke. Osim toga, na internetu (uključujući i našu web stranicu) možete pronaći informacije sa gotovom elektronskom formulom za svaki element, tako da možete sami testirati.

Sastavljanje elektronskih formula hemijskih elemenata je veoma složen proces, ne možete to učiniti bez posebnih tabela, a potrebno je da koristite čitav niz formula. Ukratko, za kompajliranje morate proći kroz ove faze:

Potrebno je sastaviti orbitalni dijagram u kojem će postojati koncept kako se elektroni međusobno razlikuju. Dijagram naglašava orbitale i elektrone.

Elektroni su ispunjeni u nivoima, odozdo prema gore, i imaju nekoliko podnivoa.

Dakle, prvo saznajemo ukupan broj elektrona datog atoma.

Popunjavamo formulu prema određenoj shemi i zapisujemo je - to će biti elektronska formula.



Na primjer, za dušik ova formula izgleda ovako, prvo se pozabavimo elektronima:



I zapišite formulu:



Razumjeti princip sastavljanja elektronske formule hemijskog elementa, prvo morate odrediti ukupan broj elektrona u atomu prema broju u periodnom sistemu. Nakon toga morate odrediti broj energetskih nivoa, uzimajući kao osnovu broj perioda u kojem se element nalazi.

Nivoi se zatim razlažu na podnivoe, koji su ispunjeni elektronima na osnovu principa najmanje energije.

Ispravnost svog razmišljanja možete provjeriti gledajući, na primjer, ovdje.

Sastavljanjem elektronske formule hemijskog elementa možete saznati koliko elektrona i elektronskih slojeva ima u određenom atomu, kao i redosled njihove distribucije među slojevima.

Prvo odredimo atomski broj elementa prema periodnom sistemu, on odgovara broju elektrona. Broj elektronskih slojeva označava broj perioda, a broj elektrona u posljednjem sloju atoma odgovara broju grupe.

• prvo popunjavamo s-podnivo, a zatim p-, d- b f-podnivo;
• prema pravilu Klečkovskog, elektroni ispunjavaju orbitale po redu porasta energije ovih orbitala;
• prema Hundovom pravilu, elektroni unutar jednog podnivoa zauzimaju slobodne orbitale jednu po jednu, a zatim formiraju parove;
• Prema Paulijevom principu, u jednoj orbitali nema više od 2 elektrona.

• Elektronska formula hemijskog elementa pokazuje koliko elektronskih slojeva i koliko elektrona je sadržano u atomu i kako su raspoređeni među slojevima.

  Da biste sastavili elektronsku formulu hemijskog elementa, morate pogledati periodni sistem i koristiti dobijene informacije ovog elementa. Atomski broj elementa u periodnom sistemu odgovara broju elektrona u atomu. Broj elektronskih slojeva odgovara broju perioda, broj elektrona u poslednjem elektronskom sloju odgovara broju grupe.

  Mora se imati na umu da prvi sloj sadrži najviše 2 elektrona 1s2, drugi - maksimalno 8 (dva s i šest p: 2s2 2p6), treći - maksimalno 18 (dva s, šest p i deset d: 3s2 3p6 3d10).

  Na primjer, elektronska formula ugljika: C 1s2 2s2 2p2 (redni broj 6, period broj 2, grupa broj 4).

  Elektronska formula za natrijum: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (redni broj 11, period broj 3, grupa broj 1).

  Da biste provjerili da li je elektronska formula ispravno napisana, možete pogledati web stranicu www.alhimikov.net.

  Na prvi pogled, sastavljanje elektronske formule za hemijske elemente može izgledati kao prilično kompliciran zadatak, ali sve će postati jasno ako se pridržavate sljedeće sheme:

  • prvo pišemo orbitale
  • Ispred orbitala ubacujemo brojeve koji označavaju broj energetskog nivoa. Ne zaboravite formulu za određivanje maksimalna količina elektroni na energetskom nivou: N=2n2

  Kako možete saznati broj energetskih nivoa? Pogledajte samo periodni sistem: ovaj broj je jednak broju perioda u kojem se element nalazi.

  • Iznad ikone orbite pišemo broj koji označava broj elektrona koji se nalaze u ovoj orbitali.

  Na primjer, elektronska formula za skandij će izgledati ovako.

Konvencionalni prikaz distribucije elektrona u elektronskom oblaku po nivoima, podnivoima i orbitalama naziva se elektronska formula atoma.

Pravila zasnovana na|na osnovu| koji|koji| našminkati|predati| elektronske formule

1. Princip minimalne energije: što manje energije ima sistem, to je stabilniji.

2. Vladavina Klečkovskog: distribucija elektrona između nivoa i podnivoa elektronskog oblaka odvija se u rastućem redosledu vrednosti zbira glavnog i orbitalnog kvantnog broja (n + 1). Ako su vrijednosti jednake (n + 1), prvi se popunjava podnivo koji ima manju vrijednost n.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Broj nivoa n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 1 2 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 kvantni broj

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Serija Klečkovskog

1* - vidi tabelu br. 2.

3. Hundovo pravilo: pri popunjavanju orbitala jednog podnivoa, postavljanje elektrona sa paralelnim spinovima odgovara najnižem energetskom nivou.

Kompilacija|prolazi| elektronske formule

Potencijalni niz:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Serija Klečkovskog

Redoslijed punjenja Elektronika 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Elektronska formula 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Informativni sadržaj elektronskih formula

1. Položaj elementa u periodičnoj|periodici| sistem.

2. Mogući stepeni| oksidacija elementa.

3. Hemijski karakter elementa.

4. Sastav|magacin| i svojstva veza elemenata.

Položaj elementa u periodičnom periodu|periodično|Sistem D.I. Mendeljejeva:

A) broj perioda, u kojem se element nalazi, odgovara broju nivoa na kojima se nalaze elektroni;

b) broj grupe, kojem pripada dati element, jednak je zbiru valentnih elektrona. Valentni elektroni za atome s- i p-elemenata su elektroni vanjskog nivoa; za d – elemente to su elektroni spoljašnjeg nivoa i nepopunjeni podnivo prethodnog nivoa.

V) elektronska porodica određen simbolom podnivoa na koji stiže posljednji elektron (s-, p-, d-, f-).

G) podgrupa određena pripadanjem elektronskoj porodici: s - i p - elementi zauzimaju glavne podgrupe, a d - elementi - sekundarne, f - elementi zauzimaju odvojene dijelove u donjem dijelu periodnog sistema (aktinidi i lantanidi).

2. Mogući stepeni| oksidacija elemenata.

Oksidacijsko stanje je naboj koji atom dobija kada odustane ili dobije elektrone.

Atomi koji daju elektrone dobijaju pozitivan naboj, koji je jednak broju predatih elektrona (naboj elektrona (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Atom koji je dao elektrone pretvara se u kation(pozitivno naelektrisani jon). Proces uklanjanja elektrona iz atoma naziva se proces jonizacije. Energija potrebna za izvođenje ovog procesa naziva se energija jonizacije ( Eion, eV).

Prvi koji se odvajaju od atoma su elektroni vanjskog nivoa, koji nemaju par u orbiti – nespareni. U prisustvu slobodnih orbitala unutar jednog nivoa, pod uticajem spoljašnje energije, formiraju se elektroni ovom nivou parovi se kuvaju na pari, a zatim sve zajedno razdvoje. Proces rasparivanja, koji nastaje kao rezultat apsorpcije dijela energije od strane jednog od elektrona para i njegovog prijelaza na viši podnivo, naziva se proces ekscitacije.

Najveći broj elektrona koji atom može donirati jednak je broju valentnih elektrona i odgovara broju grupe u kojoj se element nalazi. Naboj koji atom dobije nakon što izgubi sve svoje valentne elektrone naziva se najviše oksidaciono stanje atom.

Nakon otpuštanja|otpuštanja| valentni nivo vanjski postaje|postaje| nivo koji|šta| prethodila valentnosti. Ovo je nivo potpuno ispunjen elektronima, i stoga|i stoga| energetski stabilan.

Atomi elemenata koji imaju od 4 do 7 elektrona na vanjskom nivou postižu energetski stabilno stanje ne samo doniranjem elektrona, već i njihovim dodavanjem. Kao rezultat, formira se nivo (.ns 2 p 6) - stabilno stanje inertnog gasa.

Atom koji je dodao elektrone dobija negativanstepenoksidacija– negativni naboj, koji je jednak broju prihvaćenih elektrona.

Z E 0 + ne  Z E - n

Broj elektrona koje atom može dodati jednak je broju (8 –N|), gdje je N broj grupe u kojoj|koja| lociran element (ili broj valentnih elektrona).

Proces dodavanja elektrona atomu je praćen oslobađanjem energije, što se naziva afinitet prema elektronu (Esaffinity,eB).

Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata prva četiri perioda: $s-$, $p-$ i $d-$elementi. Elektronska konfiguracija atoma. Osnovna i pobuđena stanja 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. U 1891 dolara, g. 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 $(–1)$. Thomson je čak uspio odrediti brzinu elektrona (jednaka je brzini svjetlosti - 300.000 km/s) i masu elektrona (1836$ je puta manja od mase atoma vodika).

Thomson i Perrin su spojili polove izvora struje sa dva metalne ploče- katoda i anoda, zalemljene u staklenu cijev iz koje se ispumpao zrak. Kada je napon od oko 10 hiljada volti primijenjen na ploče elektroda, u cijevi je zabljesnulo svjetlosno pražnjenje, a čestice su poletjele sa katode (negativni pol) na anodu (pozitivni pol), koju su naučnici prvi nazvali katodne zrake, a zatim otkrio da je to bio tok elektrona. Elektroni koji udaraju u posebne supstance, poput onih na TV ekranu, uzrokuju sjaj.

Izvučen je zaključak: elektroni izlaze iz atoma materijala od kojeg je napravljena katoda.

Slobodni elektroni ili njihov protok mogu se dobiti na druge načine, na primjer, zagrijavanjem metalne žice ili obasjavanjem svjetla na metale formirane od elemenata glavne podgrupe grupe I periodnog sistema (na primjer, cezijum).

Stanje elektrona u atomu

Stanje elektrona u atomu shvata se kao ukupnost informacija o energije određeni elektron unutra prostor, u kojoj se nalazi. Već znamo da elektron u atomu nema putanju kretanja, tj. možemo samo da pričamo vjerovatnoće njegova lokacija u prostoru oko jezgra. Može se nalaziti u bilo kojem dijelu ovog prostora koji okružuje jezgro, a skup različitih pozicija se smatra elektronskim oblakom s određenom negativnom gustinom naboja. Slikovito, ovo se može zamisliti na ovaj način: kada bi bilo moguće snimiti položaj elektrona u atomu nakon stotih ili milionitih dijelova sekunde, kao u foto finišu, tada bi elektron na takvim fotografijama bio predstavljen kao tačka. Kada bi se bezbroj takvih fotografija naložilo, rezultat bi bila slika elektronskog oblaka sa najveća gustina gde su ove tačke najbrojnije.

Slika prikazuje "rez" takve elektronske gustine u atomu vodonika koji prolazi kroz jezgro, a isprekidana linija ograničava 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 je $≈30% $, itd. Postoji određena nesigurnost u stanju elektrona. Kako bi okarakterizirao ovo posebno stanje, njemački fizičar W. Heisenberg uveo je koncept princip nesigurnosti, 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 što se odredi položaj, nemoguće je odrediti energiju elektrona. Opseg vjerovatnoće za detekciju elektrona nema jasne granice. Međutim, moguće je odabrati 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 elektrona u ovom dijelu svemira. Na osnovu njihovog oblika, poznate su četiri vrste orbitala, koje su označene latiničnim slovima $s, p, d$ i $f$. Grafička slika Neki oblici elektronskih orbitala prikazani su na slici.

Najvažnija karakteristika kretanja elektrona na određenoj orbitali je energija njegovog vezivanja sa jezgrom. Elektroni sa sličnim energetskim vrijednostima čine jedan 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. Najnižu energiju imaju elektroni prvog energetskog nivoa, najbliži jezgru. U poređenju sa elektronima prvog nivoa, elektroni narednih nivoa karakteriše velika količina energije. Posljedično, elektroni vanjskog nivoa su najmanje vezani za atomsko jezgro.

Broj energetskih nivoa (elektronskih slojeva) u atomu jednak je broju perioda u sistemu D.I.Mendeljejeva kojem hemijski element pripada: atomi elemenata prvog perioda imaju jedan energetski nivo; drugi period - dva; sedmi period - sedam.

Najveći broj elektrona na energetskom nivou određen je formulom:

gdje je $N$ maksimalni broj elektrona; $n$ je broj nivoa, ili glavni kvantni broj. Posljedično: 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$. 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 - četiri. Podnivoi su, zauzvrat, formirani orbitalama.

Svaka vrijednost od $n$ odgovara broju orbitala jednakih $n^2$. Prema podacima prikazanim u tabeli, može se pratiti veza između glavnog kvantnog broja $n$ i broja podnivoa, vrste i broja orbitala i maksimalnog broja elektrona na podnivou i nivou.

Glavni kvantni broj, vrste i broj orbitala, maksimalni broj elektrona u podnivoima i nivoima.

Podnivoi se obično označavaju latiničnim slovima, kao i oblik orbitala od kojih se sastoje: $s, p, d, f$. dakle:

• $s$-podnivo - prvi podnivo svakog energetskog nivoa najbližeg atomskom jezgru, sastoji se od jedne $s$-orbitale;
• $p$-podnivo - drugi podnivo svakog, osim prvog, energetskog nivoa, sastoji se od tri $p$-orbitale;
• $d$-podnivo - treći podnivo svakog, počevši od trećeg, energetskog nivoa, sastoji se od pet $d$-orbitala;
• $f$-podnivo svake, počevši od četvrtog energetskog nivoa, sastoji se od sedam $f$-orbitala.

Atomsko jezgro

Ali nisu samo elektroni dio atoma. Fizičar Henri Becquerel otkrio je da prirodni mineral koji sadrži so uranijuma također emituje nepoznato zračenje, izlažući fotografske filmove zaštićene od svjetlosti. Ovaj fenomen je nazvan radioaktivnost.

Postoje tri vrste radioaktivnih zraka:

1. $α$-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 vodika;
2. $β$-zrake predstavljaju tok elektrona;
3. $γ$-zraci - elektromagnetnih talasa sa zanemarljivom masom, bez električnog naboja.

Dakle, atom ima složena struktura- sastoji se od pozitivno nabijenog jezgra i elektrona.

Kako je atom strukturiran?

Godine 1910. u Kembridžu, blizu Londona, Ernest Rutherford i njegovi studenti i kolege proučavali su 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, naizgled potvrđujući uniformnost i uniformnost svojstava atoma zlata. I odjednom su istraživači primijetili da su neke $α$ čestice naglo promijenile smjer svog puta, kao da su naišle 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 Lužnjikiju, a jezgro se može uporediti sa fudbalskom loptom koja se nalazi u centru terena.

Atom bilo kog hemijskog elementa je uporediv sa sićušnim Solarni sistem. Stoga se ovaj model atoma, koji je predložio Rutherford, naziva planetarnim.

Protoni i neutroni

Ispalo je tako malo atomsko jezgro, u kojem je koncentrisana cijela masa atoma, sastoji se od čestica dvije vrste - protona i neutrona.

Protoni imati naplatu jednak naboju elektrona, ali suprotnog predznaka $(+1)$, i mase, jednaka masi atom vodonika (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 maseni broj. Na primjer, maseni broj atoma aluminija je:

Pošto se masa elektrona, koja je zanemarljivo mala, može zanemariti, očigledno je da je čitava masa atoma koncentrisana u jezgru. Elektroni su označeni na sljedeći način: $e↖(-)$.

Budući da je atom električno neutralan, to je također očigledno da je broj protona i elektrona u atomu isti. On je jednak atomskom broju hemijskog elementa, koji mu je dodijeljen u periodnom sistemu. Na primjer, jezgro atoma željeza sadrži $26$ protona, a $26$ elektrona kruže oko jezgra. Kako odrediti broj neutrona?

Kao što je poznato, masa atoma se sastoji od mase protona i neutrona. Poznavajući serijski broj elementa $(Z)$, tj. broj protona, i maseni broj $(A)$, jednak zbroju brojeva protona i neutrona, broj neutrona $(N)$ može se naći pomoću formule:

Na primjer, broj neutrona u atomu željeza je:

$56 – 26 = 30$.

U tabeli su prikazane glavne karakteristike elementarnih čestica.

Osnovne karakteristike elementarnih čestica.

Izotopi

Raznolikosti atoma istog elementa koji imaju isti nuklearni naboj, ali različite masene brojeve nazivaju se izotopi.

Riječ izotop sastoji se od dvije grčke riječi: isos- identične i topos- mjesto, znači “zauzeti jedno mjesto” (ćelija) u periodnom sistemu elemenata.

Hemijski elementi koji se nalaze u prirodi su mješavina izotopa. Dakle, ugljenik ima tri izotopa sa masama $12, 13, 14$; kiseonik - tri izotopa sa masama 16, 17, 18, itd.

Obično je relativna atomska masa hemijskog elementa data u periodnom sistemu prosječna vrijednost atomskih masa prirodne mješavine izotopa datog elementa, uzimajući u obzir njihovu relativnu zastupljenost u prirodi, dakle vrijednosti atomskih mase su često frakcijske. Na primjer, prirodni atomi hlora su mješavina dva izotopa - $35$ (u prirodi ima $75%$) i $37$ (u prirodi ima $25%$); stoga je relativna atomska masa hlora 35,5$. Izotopi hlora zapisuju se 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 njihovog relativnog atomska masa; čak su dobili pojedinačna imena i hemijske simbole: protij - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterijum - $↖(2)↙(1)(H)$, ili $↖(2)↙(1)(D)$; tricijum - $↖(3)↙(1)(H)$, ili $↖(3)↙(1)(T)$.

Sada možemo 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 prema periodima sistema D. I. Mendeljejeva.

Elementi prvog perioda.

Dijagrami elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi).

Elektronske formule atoma pokazuju distribuciju elektrona po energetskim nivoima i podnivoima.

Grafičke elektronske formule atoma pokazuju distribuciju elektrona ne samo po nivoima i podnivoima, već i po orbitalama.

U atomu helijuma, prvi elektronski sloj je kompletan - sadrži $2$ 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 popunjavaju $s-$ i $p$ orbitale drugog elektronskog sloja u skladu sa principom najmanje energije (prvo $s$, a zatim $p$ ) i pravila Paulija i Hunda.

U atomu neona, drugi elektronski sloj je kompletan - sadrži 8$ elektrona.

Elementi trećeg perioda.

Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su kompletirani, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzeti 3s-, 3p- i 3d-sub nivoe.

Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata trećeg perioda.

Atom magnezija završava svoju elektronsku orbitalu od 3,5$. $Na$ i $Mg$ su $s$-elementi.

U aluminijumu i narednim elementima, $3d$ podnivo je ispunjen elektronima.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Atom argona ima 8$ elektrona u svom vanjskom sloju (treći elektronski sloj). 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 imaju nepopunjene $3d$-orbitale.

Svi elementi od $Al$ do $Ar$ su $r$ -elementi.

$s-$ i $p$ -elementi formu glavne podgrupe u periodnom sistemu.

Elementi četvrtog perioda.

Atomi kalijuma i kalcijuma imaju četvrti elektronski sloj i $4s$ podnivo je ispunjen, jer ima nižu energiju od podnivoa $3d$. Da pojednostavimo grafičke elektronske formule atoma elemenata četvrtog perioda:

1. Označimo konvencionalnu grafičku elektronsku formulu argona na sljedeći način: $Ar$;
2. Nećemo prikazivati ​​podnivoe koji nisu ispunjeni ovim atomima.

$K, Ca$ - $s$ -elementi, uključeni u glavne podgrupe. Za atome od $Sc$ do $Zn$, 3d podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su $3d$ elementi. Oni su uključeni u bočne podgrupe, njihov vanjski elektronski sloj je ispunjen, klasificirani su kao prelazni elementi.

Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. U njima, jedan elektron "otkaže" sa $4s-$ na $3d$ podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću rezultujućih $3d^5$ i $3d^(10)$ elektronskih konfiguracija:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Simbol elementa, serijski broj, naziv	Elektronski strukturni dijagram	Elektronska formula	Grafička elektronska formula
$↙(19)(K)$ Kalijum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ 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 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ 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 kompletan - svi $3s, 3p$ i $3d$ podnivoi su ispunjeni u njemu, sa ukupno $18$ elektrona.

U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj, $4p$ podnivo, nastavlja da bude ispunjen. Elementi od $Ga$ do $Kr$ - $r$ -elementi.

Vanjski (četvrti) sloj atoma kriptona je kompletan i ima elektrona od 8$. Ali ukupno u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32$ elektrona; atom kriptona još uvijek ima nepopunjene $4d-$ i $4f$ podnivoe.

Za elemente petog perioda, podnivoi se popunjavaju sledećim redosledom: $5s → 4d → 5p$. A tu su i izuzeci povezani sa “neuspjehom” elektrona u $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ se pojavljuje u šestom i sedmom periodu -elementi, tj. elementi za koje su popunjeni $4f-$ i $5f$ podnivoi trećeg vanjskog elektronskog sloja, respektivno.

$4f$ -elementi pozvao lantanidi.

$5f$ -elementi pozvao aktinidi.

Redoslijed popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: $↙(55)Cs$ i $↙(56)Ba$ - $6s$ elementi; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Se$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementi; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementi; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je narušen redoslijed popunjavanja elektronskih orbitala, što je, na primjer, povezano sa 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 porodice elektrona, ili blokove:

1. $s$ -elementi;$s$-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; $s$-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II;
2. $p$ -elementi;$p$-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; $p$-elementi uključuju elemente glavnih podgrupa grupa III–VIII;
3. $d$ -elementi;$d$-podnivo pred-spoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; $d$-elementi uključuju elemente sekundarnih podgrupa grupa I–VIII, tj. elementi umetnutih decenija dugi periodi, koji se nalazi između $s-$ i $p-$elemenata. Takođe se zovu prijelazni elementi;
4. $f$ -elementi; elektroni ispunjavaju $f-$podnivo trećeg vanjskog nivoa atoma; tu spadaju lantanidi i aktinidi.

Elektronska konfiguracija atoma. Osnovna i pobuđena stanja atoma

Švicarski fizičar W. Pauli u 1925 dolara je to otkrio atom ne može imati više od dva elektrona u jednoj orbitali, sa suprotnim (antiparalelnim) leđima (prevedeno sa engleskog kao vreteno), tj. posjeduju svojstva koja se konvencionalno mogu zamisliti kao rotacija elektrona oko njegove imaginarne ose u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu. Ovaj princip se zove Paulijev princip.

Ako u orbitali postoji jedan elektron, to se 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 na ovoj orbitali i nije uparen. Iz tog razloga je elektronska formula, ili elektronska konfiguracija, piše se ovako: $1s^1$. U elektronskim formulama, broj nivoa energije je označen brojem koji prethodi slovu $(1...)$, latinično pismo označavaju podnivo (tip orbitale), a broj napisan desno iznad slova (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u 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 $s$-orbitale drugog nivoa ($2s$-orbitale) imaju veću energiju, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od elektrona $1s$ orbitale $(n = 2)$. Općenito, za svaku vrijednost $n$ postoji jedna $s-$orbitala, ali sa odgovarajućim zalihama energije elektrona na njoj i, prema tome, sa 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 na ovoj orbitali i nije uparen. Stoga se njegova elektronska formula, ili 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 desno iznad slovo (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u 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 $s-$orbitala drugog nivoa ($2s$-orbitale) imaju veću energiju, 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 zalihama energije elektrona na njoj i, prema tome, sa odgovarajućim prečnikom, koji raste kako se vrijednost $n$ povećava.

$p-$ Orbital ima oblik bučice, ili obimne osmice. Sve tri $p$-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomite duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgro atoma. Još jednom treba naglasiti da svaki energetski nivo (elektronski sloj), počevši od $n= 2$, ima tri $p$-orbitale. Kako vrijednost $n$ raste, elektroni zauzimaju $p$-orbitale smještene na velikim udaljenostima od jezgra i usmjerene duž osa $x, y, z$.

Za elemente drugog perioda $(n = 2)$ prvo se popunjava jedna $s$-orbitala, a zatim tri $p$-orbitale; elektronska formula $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ elektron je slabije vezan za jezgro atoma, tako da ga atom litija lako može odustati (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 se lako odvajaju - $B^0$ se oksidira u $Be^(2+)$ kation.

U atomu bora, peti elektron zauzima $2p$ orbitalu: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Zatim, $C, N, O, F$ atomi su ispunjeni $2p$-orbitalama, što se završava plemenitim gasom neonom: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Za elemente trećeg perioda, popunjene su orbitale $3s-$ i $3p$. 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 naznačen samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, tj. napisati skraćene elektronske formule atoma hemijskih elemenata, za razliku od potpunih elektronskih formula datih gore, 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 većeg perioda, sljedećih deset elektrona će ići na 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, spoljni ($4r-$ i $5r-$, respektivno) $r-$podnivo će početi da se popunjava: $↙(33)Kao 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektronski nivoi i podnivoi su ispunjeni elektronima, po pravilu, ovako: prva dva elektrona ulaze u spoljašnji $s-$podnivo: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; sljedeći jedan elektron (za $La$ 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 otići na treći vanjski energetski nivo, na $4f$ i $5f$ orbitale lantanida i aktinida, respektivno: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Tada će drugi eksterni energetski nivo ($d$-podnivo) elemenata bočnih podgrupa ponovo početi da se gradi: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. I konačno, tek nakon što je $d$-podnivo potpuno ispunjen sa deset elektrona, $p$-podnivo će biti ponovo popunjen: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energetskih ili 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 okretanja. Kada pišete grafičku elektronsku formulu, trebali biste zapamtiti 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 istovremeno imaju istu vrijednost leđa, pa tek onda par, ali će leđa, po Paulijevom principu, već biti u suprotnim smjerovima.