Titāna ķēdes elektroniskā forma. Elektroniskās atomu formulas un diagrammas

Elektroniskā konfigurācija atoms ir tā elektronu orbitāļu skaitlisks attēlojums. Elektronu orbitāles ir reģioni dažādas formas atrodas ap atoma kodols, kurā elektrona klātbūtne ir matemātiski iespējama. Elektroniskā konfigurācija palīdz ātri un vienkārši lasītājam pateikt, cik elektronu orbitāļu ir atomam, kā arī noteikt elektronu skaitu katrā orbitālē. Pēc šī raksta izlasīšanas jūs apgūsit elektronisko konfigurāciju noformēšanas metodi.

Soļi

Elektronu sadalījums, izmantojot D. I. Mendeļejeva periodisko sistēmu

Atrodiet sava atoma atomu skaitu. Katram atomam ir ar to saistīts noteikts elektronu skaits. Atrodiet sava atoma simbolu periodiskajā tabulā. Atomskaitlis ir pozitīvs vesels skaitlis, kas sākas ar 1 (ūdeņradim) un palielinās par vienu katram nākamajam atomam. Atomu skaits ir protonu skaits atomā, un tāpēc tas ir arī elektronu skaits atomā ar nulles lādiņu.

Nosakiet atoma lādiņu. Neitrālos atomos būs tāds pats elektronu skaits, kā parādīts periodiskajā tabulā. Tomēr uzlādētiem atomiem būs vairāk vai mazāk elektronu atkarībā no to lādiņa lieluma. Ja strādājat ar uzlādētu atomu, pievienojiet vai atņemiet elektronus šādi: pievienojiet vienu elektronu katram negatīvajam lādiņam un atņemiet vienu katram pozitīvajam lādiņam.

• Piemēram, nātrija atomam ar lādiņu -1 būs papildu elektrons turklāt līdz tā bāzes atomskaitlim 11. Citiem vārdiem sakot, atomā kopā būs 12 elektroni.
• Ja mēs runājam par par nātrija atomu ar lādiņu +1 no bāzes atomskaitļa 11 jāatņem viens elektrons. Tādējādi atomā būs 10 elektroni.

1. Atcerieties orbitāļu pamata sarakstu. Palielinoties elektronu skaitam atomā, tie aizpilda dažādus atoma elektronu apvalka apakšlīmeņus atbilstoši noteiktai secībai. Katrs elektronu apvalka apakšlīmenis, kad tas ir piepildīts, satur pāra skaitu elektronu. Ir šādi apakšlīmeņi:

   Izprotiet ierakstu elektroniskā konfigurācija. Elektronu konfigurācijas ir rakstītas, lai skaidri parādītu elektronu skaitu katrā orbitālē. Orbitāles raksta secīgi, atomu skaitu katrā orbitālē rakstot kā augšējo indeksu pa labi no orbitāles nosaukuma. Pabeigtā elektroniskā konfigurācija izpaužas kā apakšlīmeņu apzīmējumu un augšējo indeksu secība.

   • Šeit, piemēram, ir vienkāršākā elektroniskā konfigurācija: 1s 2 2s 2 2p 6 .Šī konfigurācija parāda, ka 1. apakšlīmenī ir divi elektroni, 2. apakšlīmenī ir divi elektroni un 2p apakšlīmenī ir seši elektroni. 2 + 2 + 6 = kopā 10 elektroni. Šī ir neitrāla neona atoma elektroniskā konfigurācija (neona atomskaitlis ir 10).

2. Atcerieties orbitāļu secību. Paturiet prātā, ka elektronu orbitāles ir numurētas elektronu apvalka skaita pieauguma secībā, bet sakārtotas pieaugošā enerģijas secībā. Piemēram, piepildītai 4s 2 orbitālei ir mazāka enerģija (vai mazāka mobilitāte) nekā daļēji piepildītai vai piepildītai 3d 10 orbitālei, tāpēc 4s orbitāle tiek ierakstīta vispirms. Kad zināt orbitāļu secību, varat tās viegli aizpildīt atbilstoši elektronu skaitam atomā. Orbitāļu aizpildīšanas secība ir šāda: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Tāda atoma elektroniskā konfigurācija, kurā ir aizpildītas visas orbitāles, būs šāda: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 65fs 6p 14 6d 10 7p 6
   • Ņemiet vērā, ka iepriekš minētais ieraksts, kad visas orbitāles ir piepildītas, ir elementa Uuo (ununoktijs) 118 elektronu konfigurācija, kas ir visaugstākais numurs ar atomu periodiskajā tabulā. Tāpēc šī elektroniskā konfigurācija satur visus šobrīd zināmos neitrāli lādēta atoma elektroniskos apakšlīmeņus.

3. Aizpildiet orbitāles atbilstoši elektronu skaitam jūsu atomā. Piemēram, ja mēs vēlamies pierakstīt neitrāla kalcija atoma elektronu konfigurāciju, mums jāsāk, meklējot tā atomu skaitu periodiskajā tabulā. Tā atomskaitlis ir 20, tāpēc mēs rakstīsim atoma konfigurāciju ar 20 elektroniem saskaņā ar iepriekš minēto secību.

   • Aizpildiet orbitāles atbilstoši iepriekš norādītajai secībai, līdz sasniedzat divdesmito elektronu. Pirmajā 1s orbitālē būs divi elektroni, 2s orbitālē arī būs divi, 2p būs seši, 3s būs divi, 3p būs 6 un 4s būs 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Citiem vārdiem sakot, kalcija elektroniskajai konfigurācijai ir šāda forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Ņemiet vērā, ka orbitāles ir sakārtotas enerģijas pieauguma secībā. Piemēram, kad esat gatavs pāriet uz 4. vietu enerģijas līmenis, tad vispirms pierakstiet 4s orbitāli un tad 3d. Pēc ceturtā enerģijas līmeņa jūs pāriet uz piekto, kur atkārtojas tā pati kārtība. Tas notiek tikai pēc trešā enerģijas līmeņa.

4. Izmantojiet periodisko tabulu kā vizuālu norādi. Jūs droši vien jau esat pamanījuši, ka periodiskās tabulas forma atbilst elektronu apakšlīmeņu secībai elektronu konfigurācijās. Piemēram, atomi otrajā kolonnā no kreisās puses vienmēr beidzas ar "s 2", bet tievās vidusdaļas labajā malā esošie atomi vienmēr beidzas ar "d 10" utt. Izmantojiet periodisko tabulu kā vizuālu ceļvedi konfigurāciju rakstīšanai – kā secība, kādā pievienojat orbitāles, atbilst jūsu pozīcijai tabulā. Skatīt zemāk:

   • Precīzāk, kreisās divas kolonnas satur atomus, kuru elektroniskās konfigurācijas beidzas ar s orbitālēm, tabulas labajā blokā ir atomi, kuru konfigurācijas beidzas ar p orbitālēm, un apakšējā daļā ir atomi, kas beidzas ar f orbitālēm.
   • Piemēram, pierakstot hlora elektronisko konfigurāciju, padomājiet šādi: "Šis atoms atrodas periodiskās tabulas trešajā rindā (jeb "periodā"). Tas atrodas arī p orbitālās bloka piektajā grupā. periodiskās tabulas elektroniskā konfigurācija beigsies ar ..3p 5
   • Ņemiet vērā, ka elementus tabulas d un f orbitālajā apgabalā raksturo enerģijas līmeņi, kas neatbilst periodam, kurā tie atrodas. Piemēram, elementu bloka ar d-orbitālēm pirmā rinda atbilst 3d orbitālēm, lai gan tā atrodas 4. periodā, un pirmā elementu rinda ar f-orbitālēm atbilst 4f orbitālei, neskatoties uz to, ka tā atrodas 6. periodā.

5. Uzziniet garo elektronu konfigurāciju rakstīšanas saīsinājumus. Tiek saukti atomi, kas atrodas periodiskās tabulas labajā malā cēlgāzes.Šie elementi ir ķīmiski ļoti stabili. Lai saīsinātu garu elektronu konfigurāciju rakstīšanas procesu, kvadrātiekavās vienkārši ierakstiet tuvākās cēlgāzes ķīmisko simbolu, kurā ir mazāk elektronu nekā jūsu atomā, un pēc tam turpiniet rakstīt nākamo orbitālo līmeņu elektronu konfigurāciju. Skatīt zemāk:

   • Lai saprastu šo jēdzienu, būs noderīgi uzrakstīt konfigurācijas piemēru. Uzrakstīsim cinka (atomskaitlis 30) konfigurāciju, izmantojot saīsinājumu, kas ietver cēlgāzi. Pilna cinka konfigurācija izskatās šādi: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Tomēr mēs redzam, ka 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ir argona, cēlgāzes, elektronu konfigurācija. Vienkārši nomainiet daļu no cinka elektroniskās konfigurācijas ar argona ķīmisko simbolu kvadrātiekavās (.)
   • Tātad cinka elektroniskajai konfigurācijai, kas rakstīta saīsinātā formā, ir šāda forma: 4s 2 3d 10 .
   • Lūdzu, ņemiet vērā, ka, rakstot cēlgāzes, piemēram, argona, elektronisko konfigurāciju, jūs to nevarat ierakstīt! Pirms šī elementa ir jāizmanto cēlgāzes saīsinājums; argonam tas būs neons ().

   Izmantojot periodisko tabulu ADOMAH

   1. Apgūstiet periodisko tabulu ADOMAH. Šī metode elektroniskās konfigurācijas ierakstīšanai nav nepieciešama iegaumēšana, bet nepieciešama modificēta periodiskā tabula, jo tradicionālajā periodiskajā tabulā, sākot no ceturtā perioda, perioda numurs neatbilst elektronu apvalkam. Atrodiet periodisko tabulu ADOMAH - īpašs veids periodiskā tabula, ko izstrādājis zinātnieks Valērijs Cimmermans. To ir viegli atrast, veicot īsu meklēšanu internetā.

      • ADOMAH periodiskajā tabulā horizontālās rindas attēlo tādu elementu grupas kā halogēni, cēlgāzes, sārmu metāli, sārmzemju metāli utt. Vertikālās kolonnas atbilst elektroniskajiem līmeņiem un tā sauktajām "kaskādēm" (diagonālās līnijas, kas savieno bloki s,p,d un f) atbilst periodiem.
      • Hēlijs tiek pārvietots uz ūdeņradi, jo abiem šiem elementiem ir raksturīga 1s orbitāle. Perioda bloki (s,p,d un f) ir parādīti ar labajā pusē, un līmeņu numuri ir norādīti pamatnē. Elementi ir attēloti lodziņos, kas numurēti no 1 līdz 120. Šie skaitļi ir parastie atomskaitļi, kas atspoguļo kopējo elektronu skaitu neitrālā atomā.

   2. Atrodiet savu atomu ADOMAH tabulā. Lai uzrakstītu elementa elektronu konfigurāciju, periodiskajā tabulā ADOMAH atrodiet tā simbolu un izsvītrojiet visus elementus ar lielāku atomskaitli. Piemēram, ja jums ir jāuzraksta erbija elektronu konfigurācija (68), izsvītrojiet visus elementus no 69 līdz 120.

      • Ievērojiet skaitļus no 1 līdz 8 tabulas apakšā. Tie ir elektronisko līmeņu vai kolonnu skaits. Ignorēt kolonnas, kurās ir tikai pārsvītroti vienumi. Erbijam paliek kolonnas ar numuru 1,2,3,4,5 un 6.

   3. Saskaitiet orbitālos apakšlīmeņus līdz jūsu elementam. Aplūkojot bloku simbolus, kas parādīti tabulas labajā pusē (s, p, d un f) un kolonnu numurus, kas parādīti pamatnē, ignorējiet diagonālās līnijas starp blokiem un sadaliet kolonnas kolonnu blokos, sarindojot tos secībā. no apakšas uz augšu. Atkal ignorējiet blokus, kuros visi elementi ir izsvītroti. Uzrakstiet kolonnu blokus, sākot no kolonnas numura, kam seko bloka simbols, šādi: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbijam).

      • Lūdzu, ņemiet vērā: iepriekš minētā Er elektronu konfigurācija ir uzrakstīta elektronu apakšlīmeņa numura augošā secībā. To var rakstīt arī orbitāļu aizpildīšanas secībā. Lai to izdarītu, rakstot kolonnu blokus, sekojiet kaskādēm no apakšas uz augšu, nevis kolonnām: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Saskaitiet elektronus katram elektronu apakšlīmenim. Saskaitiet elementus katrā kolonnas blokā, kas nav izsvītroti, pievienojot pa vienam elektronam no katra elementa, un ierakstiet to numuru blakus bloka simbolam katram kolonnas blokam šādi: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Mūsu piemērā šī ir erbija elektroniskā konfigurācija.

   5. Ņemiet vērā nepareizas elektroniskās konfigurācijas. Ir astoņpadsmit tipiski izņēmumi, kas attiecas uz atomu elektroniskajām konfigurācijām zemākajā enerģijas stāvoklī, ko sauc arī par zemes enerģijas stāvokli. Viņi nepakļaujas vispārējs noteikums tikai pēdējās divās vai trīs pozīcijās, ko aizņem elektroni. Šajā gadījumā faktiskā elektroniskā konfigurācija pieņem, ka elektroni atrodas stāvoklī ar zemāku enerģiju, salīdzinot ar atoma standarta konfigurāciju. Izņēmuma atomi ietver:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ak(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) un Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Lai atrastu atoma atomu skaitu, kad tas ir uzrakstīts elektronu konfigurācijas formā, vienkārši saskaitiet visus skaitļus, kas seko burtiem (s, p, d un f). Tas darbojas tikai neitrāliem atomiem, ja jums ir darīšana ar jonu, tas nedarbosies — jums būs jāpievieno vai jāatņem papildu vai zaudēto elektronu skaits.
   • Cipars aiz burta ir augšraksts, nekļūdieties testā.
   • Nav "puspilnas" apakšlīmeņa stabilitātes. Tas ir vienkāršojums. Jebkura stabilitāte, kas tiek attiecināta uz "puspildītiem" apakšlīmeņiem, rodas tāpēc, ka katru orbitāli aizņem viens elektrons, tāpēc atgrūšanās starp elektroniem tiek samazināta līdz minimumam.
   • Katram atomam ir tendence uz stabilu stāvokli, un visstabilākajām konfigurācijām ir aizpildīti s un p apakšlīmeņi (s2 un p6). Cēlgāzēm ir šāda konfigurācija, tāpēc tās reti reaģē un atrodas periodiskās tabulas labajā pusē. Tāpēc, ja konfigurācija beidzas ar 3p 4, tad tai ir nepieciešami divi elektroni, lai sasniegtu stabilu stāvokli (lai zaudētu sešus, ieskaitot s-apakšlīmeņa elektronus, ir nepieciešams vairāk enerģijas, tāpēc četrus zaudēt ir vieglāk). Un, ja konfigurācija beidzas ar 4d 3, tad, lai sasniegtu stabilu stāvokli, tai jāzaudē trīs elektroni. Turklāt daļēji aizpildītie apakšlīmeņi (s1, p3, d5..) ir stabilāki nekā, piemēram, p4 vai p2; tomēr s2 un p6 būs vēl stabilāki.
   • Ja jums ir darīšana ar jonu, tas nozīmē, ka protonu skaits nav vienāds ar elektronu skaitu. Atoma lādiņš šajā gadījumā tiks attēlots ķīmiskā simbola augšējā labajā stūrī (parasti). Tāpēc antimona atomam ar lādiņu +2 ir elektroniskā konfigurācija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Ņemiet vērā, ka 5p 3 ir mainīts uz 5p 1 . Esiet piesardzīgs, ja neitrālā atoma konfigurācija beidzas ar apakšlīmeņiem, kas nav s un p. Kad jūs atņemat elektronus, jūs varat tos ņemt tikai no valences orbitālēm (s un p orbitālēm). Tāpēc, ja konfigurācija beidzas ar 4s 2 3d 7 un atoms saņem lādiņu +2, tad konfigurācija beigsies ar 4s 0 3d 7. Lūdzu, ņemiet vērā, ka 3d 7 Nav mainās, tā vietā tiek zaudēti elektroni no s orbitāles.
   • Ir apstākļi, kad elektrons ir spiests "pāriet uz augstāku enerģijas līmeni". Ja apakšlīmenim pietrūkst viena elektrona, lai tas būtu puse vai pilna, paņemiet vienu elektronu no tuvākā s vai p apakšlīmeņa un pārvietojiet to uz apakšlīmeni, kuram nepieciešams elektrons.
   • Elektroniskās konfigurācijas ierakstīšanai ir divas iespējas. Tos var rakstīt pieaugošā enerģijas līmeņa skaitļu secībā vai elektronu orbitāļu aizpildīšanas secībā, kā tika parādīts iepriekš attiecībā uz erbiju.
   • Varat arī uzrakstīt elementa elektronisko konfigurāciju, ierakstot tikai valences konfigurāciju, kas apzīmē pēdējo s un p apakšlīmeni. Tādējādi antimona valences konfigurācija būs 5s 2 5p 3.
   • Joni nav vienādi. Ar viņiem ir daudz grūtāk. Izlaidiet divus līmeņus un izpildiet to pašu shēmu atkarībā no tā, kur sākāt un cik liels ir elektronu skaits.

Elektroni

Jēdziens atoms radās senajā pasaulē, lai apzīmētu matērijas daļiņas. Tulkojumā no grieķu valodas atoms nozīmē “nedalāms”.

Īru fiziķis Stounijs, pamatojoties uz eksperimentiem, nonāca pie secinājuma, ka elektrību nes mazākās daļiņas, kas pastāv visu atomu ķīmiskie elementi. 1891. gadā Stounijs ierosināja šīs daļiņas saukt par elektroniem, kas grieķu valodā nozīmē “dzintars”. Dažus gadus pēc tam, kad elektrons ieguva savu nosaukumu, angļu fiziķis Džozefs Tomsons un franču fiziķis Žans Perins pierādīja, ka elektroniem ir negatīvs lādiņš. Tas ir mazākais negatīvais lādiņš, kas ķīmijā tiek pieņemts kā viens (-1). Tomsonam pat izdevās noteikt elektrona ātrumu (elektrona ātrums orbītā ir apgriezti proporcionāls orbītas skaitlim n. Orbītu rādiusi palielinās proporcionāli orbītas skaitļa kvadrātam. Pirmajā orbītā orbītā ūdeņraža atoma (n=1; Z=1) ātrums ir ≈ 2,2·106 m/s, tas ir, apmēram simts reizes mazāks par gaismas ātrumu c = 3·108 m/s) un elektrona masu (tas ir gandrīz 2000 reižu mazāks par ūdeņraža atoma masu).

Elektronu stāvoklis atomā

Elektrona stāvokli atomā saprot kā informācijas kopums par konkrēta elektrona enerģiju un telpu, kurā tas atrodas. Elektronam atomā nav kustības trajektorijas, t.i., mēs varam runāt tikai par to varbūtība to atrast telpā ap kodolu.

Tas var atrasties jebkurā šīs telpas daļā, kas ieskauj kodolu, un tā dažādo pozīciju kopums tiek uzskatīts par elektronu mākoni ar noteiktu negatīvu lādiņa blīvumu. Tēlaini to var iztēloties šādi: ja būtu iespējams nofotografēt elektrona pozīciju atomā pēc sekundes simtdaļām vai miljondaļām, kā fotofinišā, tad elektrons šādās fotogrāfijās būtu attēlots kā punktiņi. Ja uzliktu neskaitāmas šādas fotogrāfijas, attēls būtu elektronu mākonis ar vislielāko blīvumu tur, kur būtu visvairāk šo punktu.

Telpu ap atoma kodolu, kurā visticamāk atrasts elektrons, sauc par orbitāli. Tas satur aptuveni 90% elektroniskais mākonis, un tas nozīmē, ka aptuveni 90% laika elektrons atrodas šajā telpas daļā. Tie atšķiras pēc formas 4 šobrīd zināmie orbitāļu veidi, kas apzīmēti ar latīņu valodu burti s, p, d un f. Grafiskais attēlojums Dažas elektronu orbitāļu formas ir parādītas attēlā.

Svarīgākā elektrona kustības pazīme noteiktā orbitālē ir tās savienojuma ar kodolu enerģija. Elektroni ar līdzīgām enerģijas vērtībām veido vienu elektronu slāni jeb enerģijas līmeni. Enerģijas līmeņi tiek numurēti, sākot no kodola – 1, 2, 3, 4, 5, 6 un 7.

Veselu skaitli n, kas norāda enerģijas līmeņa skaitli, sauc par galveno kvantu skaitli. Tas raksturo elektronu enerģiju, kas aizņem noteiktu enerģijas līmeni. Pirmā enerģijas līmeņa elektroniem, kas atrodas vistuvāk kodolam, ir viszemākā enerģija. Salīdzinot ar pirmā līmeņa elektroniem, nākamo līmeņu elektroniem būs raksturīgs liels enerģijas pieplūdums. Līdz ar to ārējā līmeņa elektroni ir vismazāk saistīti ar atoma kodolu.

Lielāko elektronu skaitu enerģijas līmenī nosaka pēc formulas:

N = 2n2,

kur N ir maksimālais elektronu skaits; n ir līmeņa skaitlis vai galvenais kvantu skaitlis. Līdz ar to pirmais enerģijas līmenis, kas atrodas vistuvāk kodolam, var saturēt ne vairāk kā divus elektronus; otrajā - ne vairāk kā 8; trešajā - ne vairāk kā 18; ceturtajā - ne vairāk kā 32.

Sākot no otrā enerģijas līmeņa (n = 2), katrs no līmeņiem ir sadalīts apakšlīmeņos (apakšslāņos), kas nedaudz atšķiras viens no otra saistīšanās enerģijā ar kodolu. Apakšlīmeņu skaits ir vienāds ar galvenā kvantu skaitļa vērtību: pirmajam enerģijas līmenim ir viens apakšlīmenis; otrais - divi; trešais - trīs; ceturtais - četri apakšlīmeņi. Apakšlīmeņus savukārt veido orbitāles. Katra vērtīban atbilst orbitāļu skaitam, kas vienāds ar n.

Parasti tiek noteikti apakšlīmeņi latīņu burtiem, kā arī to orbitāļu formu, no kurām tās sastāv: s, p, d, f.

Protoni un neitroni

Jebkura ķīmiskā elementa atoms ir salīdzināms ar niecīgu saules sistēma. Tāpēc šo E. Rezerforda piedāvāto atoma modeli sauc planetārais.

Atomu kodols, kurā ir koncentrēta visa atoma masa, sastāv no divu veidu daļiņām - protoni un neitroni.

Protoniem ir lādiņš vienāds ar uzlādi elektroni, bet pretēji zīmei (+1) un masai, vienāds ar masuūdeņraža atoms (ķīmijā to uztver kā vienību). Neitroniem nav lādiņa, tie ir neitrāli un to masa ir vienāda ar protona masu.

Protonus un neitronus kopā sauc par nukleoniem (no latīņu valodas kodols - kodols). Protonu un neitronu skaita summu atomā sauc par masas skaitli. Piemēram, alumīnija atoma masas skaitlis ir:

13 + 14 = 27

protonu skaits 13, neitronu skaits 14, masas skaitlis 27

Tā kā elektrona masu, kas ir niecīgi maza, var neņemt vērā, ir acīmredzams, ka visa atoma masa ir koncentrēta kodolā. Elektronus apzīmē ar e - .

Kopš atoma elektriski neitrāls, tad ir arī acīmredzams, ka protonu un elektronu skaits atomā ir vienāds. Tas ir vienāds ar ķīmiskā elementa sērijas numuru, kas tam piešķirts periodiskajā tabulā. Atoma masa sastāv no protonu un neitronu masas. Zinot elementa atomskaitli (Z), t.i., protonu skaitu un masas skaitli (A), vienāds ar summu protonu un neitronu skaitu, neitronu skaitu (N) var atrast, izmantojot formulu:

N = A–Z

Piemēram, neitronu skaits dzelzs atomā ir:

56 — 26 = 30

Izotopi

Tiek sauktas viena un tā paša elementa atomu šķirnes, kurām ir vienāds kodollādiņš, bet dažādi masas skaitļi izotopi. Dabā sastopamie ķīmiskie elementi ir izotopu maisījums. Tādējādi ogleklim ir trīs izotopi ar masu 12, 13, 14; skābeklis - trīs izotopi ar masām 16, 17, 18 utt. Periodiskajā tabulā parasti norādītā ķīmiskā elementa relatīvā atommasa ir dabiskā izotopu maisījuma atomu masas vidējā vērtība šī elementaņemot vērā to relatīvo pārpilnību dabā. Lielākajai daļai ķīmisko elementu izotopu ķīmiskās īpašības ir tieši tādas pašas. Tomēr ūdeņraža izotopi ļoti atšķiras pēc īpašībām, jo ​​to relatīvais skaits ir daudzkārt palielinājies atomu masa; tiem pat doti atsevišķi nosaukumi un ķīmiskie simboli.

Pirmā perioda elementi

Ūdeņraža atoma elektroniskās struktūras diagramma:

Atomu elektroniskās struktūras diagrammas parāda elektronu sadalījumu pa elektroniskajiem slāņiem (enerģijas līmeņiem).

Ūdeņraža atoma grafiskā elektroniskā formula (parāda elektronu sadalījumu pa enerģijas līmeņiem un apakšlīmeņiem):

Atomu grafiskās elektroniskās formulas parāda elektronu sadalījumu ne tikai pa līmeņiem un apakšlīmeņiem, bet arī starp orbitālēm.

Hēlija atomā pirmais elektronu slānis ir pilnīgs – tajā ir 2 elektroni. Ūdeņradis un hēlijs ir s-elementi; Šo atomu s-orbitāle ir piepildīta ar elektroniem.

Visiem otrā perioda elementiem pirmais elektroniskais slānis ir aizpildīts, un elektroni aizpilda otrā elektronu slāņa s un p orbitāles saskaņā ar mazākās enerģijas principu (vispirms s un pēc tam p) un Pauli un Hunda noteikumiem.

Neona atomā otrais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir 8 elektroni.

Trešā perioda elementu atomiem ir pabeigts pirmais un otrais elektroniskais slānis, tātad tiek aizpildīts trešais elektroniskais slānis, kurā elektroni var aizņemt 3s-, 3p- un 3d-apakšlīmeni.

Magnija atoms pabeidz savu 3s elektronu orbitāli. Na un Mg ir s-elementi.

Alumīnijā un turpmākajos elementos 3p apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem.

Trešā perioda elementiem ir neaizpildītas 3D orbitāles.

Visi elementi no Al līdz Ar ir p-elementi. S- un p-elementi veido galvenās periodiskās tabulas apakšgrupas.

Ceturtā - septītā perioda elementi

Kālija un kalcija atomos parādās ceturtais elektronu slānis, un 4s apakšlīmenis ir piepildīts, jo tam ir zemāka enerģija nekā 3d apakšlīmenim.

K, Ca - s-elementi, kas iekļauti galvenajās apakšgrupās. Atomiem no Sc līdz Zn 3d apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem. Tie ir 3D elementi. Tie ir iekļauti sekundārajās apakšgrupās, to tālākais elektroniskais slānis ir aizpildīts, un tie tiek klasificēti kā pārejas elementi.

Pievērsiet uzmanību hroma un vara atomu elektronisko apvalku struktūrai. Tajos viens elektrons “neizdodas” no 4s uz 3d apakšlīmeni, kas izskaidrojams ar iegūto elektronisko konfigurāciju 3d 5 un 3d 10 lielāku enerģijas stabilitāti:

Cinka atomā ir pabeigts trešais elektronu slānis - tajā ir aizpildīti visi apakšlīmeņi 3s, 3p un 3d, kopā ar 18 elektroniem. Elementos, kas seko cinkam, turpina aizpildīt ceturto elektronu slāni, 4p apakšlīmeni.

Elementi no Ga līdz Kr ir p-elementi.

Kriptona atomam ir ārējais slānis (ceturtais), kas ir pilnīgs un kurā ir 8 elektroni. Bet ceturtajā elektronu slānī kopā var būt 32 elektroni; kriptona atomam joprojām ir neaizpildīti 4d un 4f apakšlīmeņi. Piektā perioda elementiem apakšlīmeņi tiek aizpildīti šādā secībā: 5s ​​- 4d - 5p. Un ir arī izņēmumi saistībā ar “ neveiksme» elektroni, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Sestajā un septītajā periodā parādās f-elementi, t.i., elementi, kuros ir aizpildīti attiecīgi trešā ārējā elektroniskā slāņa 4f- un 5f-apakšlīmeņi.

4f elementus sauc par lantanīdiem.

5f elementus sauc par aktinīdiem.

Elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secība sestā perioda elementu atomos: 55 Cs un 56 Ba - 6s elementi; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elements; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementi. Bet arī šeit ir elementi, kuros tiek “pārkāpta” elektronu orbitāļu piepildīšanas secība, kas, piemēram, ir saistīta ar lielāku enerģijas stabilitāti pusi un pilnībā aizpildītos f-apakšlīmeņos, t.i., nf 7 un nf 14. Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem pēdējais, visi elementi tiek sadalīti četrās elektronu saimēs jeb blokos:

• s-elementi. Atoma ārējā līmeņa s-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; s-elementi ietver ūdeņradi, hēliju un I un II grupas galveno apakšgrupu elementus.

• p-elementi. Atoma ārējā līmeņa p-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; p-elementi ietver III-VIII grupas galveno apakšgrupu elementus.

• d-elementi. Atoma pirms-ārējā līmeņa d-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; d-elementi ietver I-VIII grupas sekundāro apakšgrupu elementus, t.i., spraudņu desmitgažu elementus. ilgi periodi, kas atrodas starp s- un p-elementiem. Tos sauc arī par pārejas elementiem.

• f-elementi. Atoma trešā ārējā līmeņa f-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; tajos ietilpst lantanīdi un antinoīdi.

Šveices fiziķis V. Pauli 1925. gadā konstatēja, ka atomā vienā orbitālē var atrasties ne vairāk kā divi elektroni ar pretējiem (pretparalēliem) spiniem (tulkojumā no angļu valodas "spindle"), t.i., ar tādām īpašībām, kuras nosacīti var iedomāties. kā elektrona griešanās ap savu iedomāto asi: pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam.

Šo principu sauc Pauli princips. Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, ja ir divi, tad tie ir pārī savienoti elektroni, t.i., elektroni ar pretējiem spiniem. Attēlā parādīta diagramma par enerģijas līmeņu sadalījumu apakšlīmeņos un to aizpildīšanas secību.

Ļoti bieži atomu elektronisko apvalku struktūra tiek attēlota, izmantojot enerģijas vai kvantu šūnas - tiek rakstītas tā saucamās grafiskās elektroniskās formulas. Šim apzīmējumam izmanto šādu apzīmējumu: katru kvantu šūnu apzīmē šūna, kas atbilst vienai orbitālei; Katrs elektrons ir norādīts ar bultiņu, kas atbilst griešanās virzienam. Rakstot grafisko elektronisko formulu, jums jāatceras divi noteikumi: Pauli princips un F. Hunda likums, saskaņā ar kuru elektroni aizņem brīvās šūnas vispirms pa vienam un tajā pašā laikā ir vienāda vērtība mugura, un tikai tad mate, bet muguras pēc Pauli principa jau būs pretējos virzienos.

Hunda likums un Pauli princips

Hunda likums- kvantu ķīmijas noteikums, kas nosaka noteikta apakšslāņa orbitāļu aizpildīšanas secību un ir formulēts šādi: dotā apakšslāņa elektronu spina kvantu skaita kopējai vērtībai jābūt maksimālai. Formulēja Frīdrihs Hunds 1925. gadā.

Tas nozīmē, ka katrā no apakšslāņa orbitālēm vispirms tiek piepildīts viens elektrons, un tikai pēc tam, kad neaizpildītās orbitāles ir izsmeltas, šai orbitālei tiek pievienots otrs elektrons. Šajā gadījumā vienā orbitālē ir divi elektroni ar pusvesela skaitļa spiniem pretējā zīme, kas sapārojas (veido divu elektronu mākoni) un rezultātā orbitāles kopējais spins kļūst vienāds ar nulli.

Cits formulējums: Zemāks enerģijas līmenis ir atomu termins, kuram ir izpildīti divi nosacījumi.

1. Daudzkārtība ir maksimāla
2. Kad reizinājumi sakrīt, kopējais orbītas impulss L ir maksimālais.

Analizēsim šo noteikumu, izmantojot p-apakšlīmeņa orbitāļu aizpildīšanas piemēru lpp-otrā perioda elementi (tas ir, no bora līdz neonam (diagrammā zemāk horizontālās līnijas norāda orbitāles, vertikālās bultiņas norāda elektronus, un bultiņas virziens norāda uz spin orientāciju).

Klečkovska valdīšana

Klečkovska likums - pieaugot kopējam elektronu skaitam atomos (palielinoties to kodolu lādiņiem vai ķīmisko elementu sērijas numuriem), atomu orbitāles tiek apdzīvotas tā, ka elektronu parādīšanās orbitālē ar lielāku enerģiju ir atkarīga tikai no galvenā kvantu skaitļa n un nav atkarīgs no visiem pārējiem kvantu skaitļu skaitļiem, tostarp no l. Fiziski tas nozīmē, ka ūdeņradim līdzīgā atomā (ja nav starpelektronu atgrūšanas) elektrona orbitālo enerģiju nosaka tikai elektrona lādiņa blīvuma telpiskais attālums no kodola un nav atkarīgs no tā īpašībām. kustība kodola laukā.

Empīriskais Klečkovska noteikums un no tā izrietošā secības shēma ir zināmā mērā pretrunā ar reālo atomu orbitāļu enerģijas secību tikai divos līdzīgos gadījumos: atomiem Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au. , ir elektrona “neveiksme” ar ārējā slāņa s-apakšlīmeni tiek aizstāts ar iepriekšējā slāņa d-apakšlīmeni, kas noved pie enerģētiski stabilāka atoma stāvokļa, proti: pēc orbitāles 6 piepildīšanas ar diviem. elektroni s

Algoritms elementa elektroniskās formulas sastādīšanai:

1. Nosakiet elektronu skaitu atomā, izmantojot ķīmisko elementu periodisko tabulu D.I. Mendeļejevs.

2. Pamatojoties uz perioda numuru, kurā atrodas elements, nosaka enerģijas līmeņu skaitu; elektronu skaits pēdējā elektroniskais līmenis atbilst grupas numuram.

3. Sadaliet līmeņus apakšlīmeņos un orbitālēs un piepildiet tos ar elektroniem saskaņā ar orbitāļu aizpildīšanas noteikumiem:

Jāatceras, ka pirmajā līmenī ir ne vairāk kā 2 elektroni 1s 2, otrajā - ne vairāk kā 8 (divi s un seši r: 2s 2 2p 6), trešajā - ne vairāk kā 18 (divi s, seši lpp, un desmit d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Galvenais kvantu skaitlis n jābūt minimālam.
• Vispirms jāaizpilda s- apakšlīmenis, tad р-, d- b f- apakšlīmeņi.
• Elektroni aizpilda orbitāles orbitāļu enerģijas pieauguma secībā (Kļečkovska likums).
• Apakšlīmenī elektroni vispirms pa vienam ieņem brīvās orbitāles un tikai pēc tam veido pārus (Hunda likums).
• Vienā orbitālē nevar būt vairāk par diviem elektroniem (Pauli princips).

Piemēri.

1. Izveidosim slāpekļa elektronisko formulu. Slāpeklis ir 7. numurs periodiskajā tabulā.

2. Izveidosim argona elektronisko formulu. Argons ir 18. numurs periodiskajā tabulā.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Izveidosim hroma elektronisko formulu. Hroms ir 24. numurs periodiskajā tabulā.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Cinka enerģijas diagramma.

4. Izveidosim elektronisku formulu cinkam. Cinks ir 30. numurs periodiskajā tabulā.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Lūdzu, ņemiet vērā, ka daļa no elektroniskās formulas, proti, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, ir argona elektroniskā formula.

Cinka elektronisko formulu var attēlot šādi:

Noskaidrosim, kā izveidot ķīmiskā elementa elektronisko formulu. Šis jautājums ir svarīgs un būtisks, jo sniedz priekšstatu ne tikai par uzbūvi, bet arī par domājamo fizisko un ķīmiskās īpašības attiecīgais atoms.

Kompilācijas noteikumi

Lai sastādītu ķīmiskā elementa grafisko un elektronisko formulu, ir nepieciešama izpratne par atomu uzbūves teoriju. Sākumā ir divas galvenās atoma sastāvdaļas: kodols un negatīvie elektroni. Kodolā ietilpst neitroni, kuriem nav lādiņa, kā arī protoni, kuriem ir pozitīvs lādiņš.

Pārrunājot, kā sastādīt un noteikt ķīmiskā elementa elektronisko formulu, mēs atzīmējam, ka, lai atrastu protonu skaitu kodolā, būs nepieciešama Mendeļejeva periodiskā sistēma.

Elementa numurs atbilst tā kodolā atrasto protonu skaitam. Perioda numurs, kurā atrodas atoms, raksturo enerģijas slāņu skaitu, uz kuriem atrodas elektroni.

Lai noteiktu neitronu skaitu, kuriem nav elektriskais lādiņš, no elementa atoma relatīvās masas ir jāatņem tā atomskaitlis (protonu skaits).

Norādījumi

Lai saprastu, kā sastādīt ķīmiskā elementa elektronisko formulu, apsveriet Klečkovska formulēto noteikumu par apakšlīmeņu piepildīšanu ar negatīvām daļiņām.

Atkarībā no tā, cik daudz brīvās enerģijas ir brīvajām orbitālēm, tiek sastādīta virkne, kas raksturo līmeņu piepildīšanas secību ar elektroniem.

Katrā orbitālē ir tikai divi elektroni, kas ir sakārtoti antiparalēlos spinos.

Lai izteiktu elektronisko čaulu struktūru, tiek izmantotas grafiskās formulas. Kā izskatās ķīmisko elementu atomu elektroniskās formulas? Kā izveidot grafiskās opcijas? Šie jautājumi ir iekļauti skolas ķīmijas kursā, tāpēc mēs pie tiem pakavēsimies sīkāk.

Ir noteikta matrica (bāze), kas tiek izmantota, sastādot grafiskās formulas. S-orbitāli raksturo tikai viena kvantu šūna, kurā viens otram pretī atrodas divi elektroni. Tie ir grafiski norādīti ar bultiņām. P-orbitālei ir attēlotas trīs šūnas, no kurām katra satur arī divus elektronus, d orbitāle satur desmit elektronus un f orbitāle ir piepildīta ar četrpadsmit elektroniem.

Elektronisko formulu sastādīšanas piemēri

Turpināsim sarunu par to, kā sastādīt ķīmiskā elementa elektronisko formulu. Piemēram, elementam mangāns ir jāizveido grafiskā un elektroniskā formula. Vispirms noteiksim šī elementa pozīciju periodiskajā tabulā. Tam ir atomu skaits 25, tāpēc atomā ir 25 elektroni. Mangāns ir ceturtā perioda elements, un tāpēc tam ir četri enerģijas līmeņi.

Kā uzrakstīt ķīmiskā elementa elektronisko formulu? Mēs pierakstām elementa zīmi, kā arī tā sērijas numuru. Izmantojot Klečkovska likumu, mēs sadalām elektronus pa enerģijas līmeņiem un apakšlīmeņiem. Mēs tos secīgi novietojam pirmajā, otrajā un trešajā līmenī, katrā šūnā ievietojot divus elektronus.

Tālāk mēs tos summējam, iegūstot 20 gabalus. Trīs līmeņi ir pilnībā piepildīti ar elektroniem, un ceturtajā paliek tikai pieci elektroni. Ņemot vērā, ka katram orbitāles tipam ir sava enerģijas rezerve, mēs sadalām atlikušos elektronus 4s un 3d apakšlīmenī. Rezultātā mangāna atoma gatavajai elektroniskajai grafiskajai formulai ir šāda forma:

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

Praktiskā nozīme

Izmantojot elektronu grafiskās formulas, jūs varat skaidri redzēt brīvo (nesapāroto) elektronu skaitu, kas nosaka konkrētā ķīmiskā elementa valenci.

Piedāvājam vispārinātu darbību algoritmu, ar kuru var izveidot elektronu grafiskās formulas jebkuriem atomiem, kas atrodas periodiskajā tabulā.

Pirmkārt, ir nepieciešams noteikt elektronu skaitu, izmantojot periodisko tabulu. Perioda skaitlis norāda enerģijas līmeņu skaitu.

Piederība noteiktai grupai ir saistīta ar elektronu skaitu, kas atrodas ārējā enerģijas līmenī. Līmeņi ir sadalīti apakšlīmeņos un aizpildīti, ņemot vērā Klečkovska likumu.

Secinājums

Lai noteiktu valences iespējas Jebkuram ķīmiskajam elementam, kas atrodas periodiskajā tabulā, ir jāsastāda tā atoma elektroniskā grafiskā formula. Iepriekš dotais algoritms ļaus tikt galā ar uzdevumu, noteikt iespējamo ķīmisko un fizikālās īpašības atoms.

Atoma sastāvs.

Atoms sastāv no atoma kodols Un elektronu apvalks.

Atoma kodols sastāv no protoniem ( p+) un neitroni ( n 0). Lielākajai daļai ūdeņraža atomu ir kodols, kas sastāv no viena protona.

Protonu skaits N(p+) ir vienāds ar kodollādiņu ( Z) un elementa kārtas numurs dabiskajā elementu sērijā (un elementu periodiskajā tabulā).

N(lpp +) = Z

Neitronu summa N(n 0), ko apzīmē vienkārši ar burtu N, un protonu skaits Z sauca masas skaitlis un ir apzīmēts ar burtu A.

A = Z + N

Atoma elektronu apvalks sastāv no elektroniem, kas pārvietojas ap kodolu ( e -).

Elektronu skaits N(e-) neitrāla atoma elektronu apvalkā ir vienāds ar protonu skaitu Z tās pamatā.

Protona masa ir aptuveni vienāda ar neitrona masu un 1840 reizes lielāka par elektrona masu, tātad atoma masa ir gandrīz vienāda ar kodola masu.

Atoma forma ir sfēriska. Kodola rādiuss ir aptuveni 100 000 reižu mazāks par atoma rādiusu.

Ķīmiskais elements- atomu tips (atomu kopums) ar vienādu kodollādiņu (ar vienādu protonu skaitu kodolā).

Izotops- viena un tā paša elementa atomu kopums ar vienādu neitronu skaitu kodolā (vai tāda veida atoms ar vienādu protonu skaitu un vienādu neitronu skaitu kodolā).

Dažādi izotopi atšķiras viens no otra ar neitronu skaitu to atomu kodolos.

Atsevišķa atoma vai izotopa apzīmējums: (E - elementa simbols), piemēram: .

Atoma elektronu apvalka uzbūve

Atomu orbitāle- elektrona stāvoklis atomā. Orbitāles simbols ir . Katrai orbitālei ir atbilstošs elektronu mākonis.

Reālu atomu orbitāles pamata (neuzbudinātā) stāvoklī ir četru veidu: s, lpp, d Un f.

Elektroniskais mākonis- telpas daļa, kurā elektronu var atrast ar 90 (vai vairāk) procentu varbūtību.

Piezīme: dažreiz jēdzieni “atomu orbitāle” un “elektronu mākonis” netiek atšķirti, abus saucot par “atomu orbitāliem”.

Atoma elektronu apvalks ir slāņains. Elektroniskais slānis ko veido tāda paša izmēra elektronu mākoņi. Veidojas viena slāņa orbitāles elektroniskais ("enerģijas") līmenis, to enerģija ir vienāda ūdeņraža atomam, bet atšķirīga citiem atomiem.

Viena veida orbitāles tiek sagrupētas elektroniskā (enerģija) apakšlīmeņi:
s-apakšlīmenis (sastāv no viena s-orbitāles), simbols - .
lpp- apakšlīmenis (sastāv no trim lpp
d- apakšlīmenis (sastāv no pieciem d-orbitāles), simbols - .
f- apakšlīmenis (sastāv no septiņiem f-orbitāles), simbols - .

Viena un tā paša apakšlīmeņa orbitāļu enerģijas ir vienādas.

Apzīmējot apakšlīmeņus, apakšlīmeņa simbolam tiek pievienots slāņa numurs (elektroniskais līmenis), piemēram: 2 s, 3lpp, 5d nozīmē s- otrā līmeņa apakšlīmenis, lpp- trešā līmeņa apakšlīmenis, d-piektā līmeņa apakšlīmenis.

Kopējais apakšlīmeņu skaits vienā līmenī ir vienāds ar līmeņa numuru n. Kopējais orbitāļu skaits vienā līmenī ir vienāds ar n 2. Attiecīgi, kopējais skaits mākoņi vienā slānī arī ir vienādi n 2 .

Apzīmējumi: - brīvā orbitāle (bez elektroniem), - orbitāle ar nepāra elektronu, - orbitāle ar elektronu pāri (ar diviem elektroniem).

Kārtību, kādā elektroni aizpilda atoma orbitāles, nosaka trīs dabas likumi (formulācijas dotas vienkāršotā veidā):

1. Mazākās enerģijas princips - elektroni aizpilda orbitāles orbitāļu enerģijas pieauguma secībā.

2. Pauli princips - vienā orbitālē nevar būt vairāk par diviem elektroniem.

3. Hunda noteikums - apakšlīmenī elektroni vispirms aizpilda tukšās orbitāles (pa vienam), un tikai pēc tam veido elektronu pārus.

Kopējais elektronu skaits elektroniskajā līmenī (vai elektronu slānī) ir 2 n 2 .

Apakšlīmeņu sadalījums pēc enerģijas tiek izteikts šādi (enerģijas pieauguma secībā):

1s, 2s, 2lpp, 3s, 3lpp, 4s, 3d, 4lpp, 5s, 4d, 5lpp, 6s, 4f, 5d, 6lpp, 7s, 5f, 6d, 7lpp ...

Šo secību skaidri izsaka enerģijas diagramma:

Atoma elektronu sadalījumu pa līmeņiem, apakšlīmeņiem un orbitālēm (atoma elektroniskā konfigurācija) var attēlot kā elektronu formulu, enerģijas diagrammu vai, vienkāršāk sakot, kā elektronu slāņu diagrammu ("elektronu diagramma").

Atomu elektroniskās struktūras piemēri:

Valences elektroni- atoma elektroni, kas var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā. Jebkuram atomam tie ir visi ārējie elektroni un tie iepriekšējie elektroni, kuru enerģija ir lielāka nekā ārējiem elektroniem. Piemēram: Ca atomam ir 4 ārējie elektroni s 2, tie ir arī valence; Fe atomam ir 4 ārējie elektroni s 2, bet viņam ir 3 d 6, tāpēc dzelzs atomam ir 8 valences elektroni. Kalcija atoma valences elektroniskā formula ir 4 s 2 un dzelzs atomi - 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā tabula
(dabiskā ķīmisko elementu sistēma)

Periodiskais likumsķīmiskie elementi(mūsdienu formulējums): ķīmisko elementu īpašības, kā arī vienkāršas un sarežģītas vielas, ko tie veido, periodiski ir atkarīgi no atomu kodolu lādiņa vērtības.

Periodiskā tabula- periodiskā likuma grafiskā izteiksme.

Dabiskā ķīmisko elementu sērija- ķīmisko elementu virkne, kas sakārtota atbilstoši pieaugošajam protonu skaitam to atomu kodolos vai, kas ir tas pats, atbilstoši šo atomu kodolu pieaugošajiem lādiņiem. Elementa atomu skaits šajā sērijā ir vienāds ar protonu skaitu jebkura šī elementa atoma kodolā.

Ķīmisko elementu tabula ir veidota, “sagriežot” dabisko ķīmisko elementu sēriju periodi(tabulas horizontālās rindas) un elementu grupējumi (tabulas vertikālās kolonnas) ar līdzīgu atomu elektronisko struktūru.

Atkarībā no tā, kā jūs apvienojat elementus grupās, tabula var būt ilgs periods(elementi ar vienādu valences elektronu skaitu un veidu tiek savākti grupās) un īss periods(elementi ar vienādu valences elektronu skaitu tiek savākti grupās).

Īsā perioda tabulu grupas ir sadalītas apakšgrupās ( galvenais Un pusē), kas sakrīt ar garā perioda tabulas grupām.

Visiem elementu atomiem ir vienāds periods tas pats numurs elektroniskie slāņi, kas vienādi ar perioda numuru.

Elementu skaits periodos: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Lielākā daļa astotā perioda elementu ir iegūti mākslīgi, pēdējie šī perioda elementi vēl nav sintezēti. Visi periodi, izņemot pirmo, sākas ar sārmu metālu veidojošu elementu (Li, Na, K utt.) un beidzas ar cēlgāzes veidojošo elementu (He, Ne, Ar, Kr utt.).

Īsā perioda tabulā ir astoņas grupas, no kurām katra ir sadalīta divās apakšgrupās (galvenajā un sekundārajā), garā perioda tabulā ir sešpadsmit grupas, kuras numurētas ar romiešu cipariem ar burtiem A vai B, lai piemērs: IA, IIIB, VIA, VIIB. Garā perioda tabulas IA grupa atbilst īstermiņa tabulas pirmās grupas galvenajai apakšgrupai; VIIB grupa - septītās grupas sekundārā apakšgrupa: pārējās - līdzīgi.

Ķīmisko elementu īpašības dabiski mainās grupās un periodos.

Periodos (ar pieaugošu sērijas numuru)

• palielinās kodollādiņš
• palielinās ārējo elektronu skaits,
• atomu rādiuss samazinās,
• palielinās saites stiprums starp elektroniem un kodolu (jonizācijas enerģija),
• palielinās elektronegativitāte,
• tiek uzlabotas oksidējošās īpašības vienkāršas vielas("nemetāliskums"),
• vājina vienkāršu vielu reducējošās īpašības ("metāliskums"),
• vājina hidroksīdu un atbilstošo oksīdu pamatīpašību,
• palielinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu skābais raksturs.

Grupās (ar pieaugošu sērijas numuru)

• palielinās kodollādiņš
• atomu rādiuss palielinās (tikai A grupās),
• samazinās saites stiprums starp elektroniem un kodolu (jonizācijas enerģija; tikai A grupās),
• elektronegativitāte samazinās (tikai A grupās),
• vājinās vienkāršu vielu oksidējošās īpašības ("nemetāliskums"; tikai A grupās),
• tiek uzlabotas vienkāršu vielu reducējošās īpašības ("metāliskums"; tikai A grupās),
• palielinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu pamatīpašība (tikai A grupās),
• vājina hidroksīdu un atbilstošo oksīdu skābumu (tikai A grupās),
• samazinās ūdeņraža savienojumu stabilitāte (palielinās to reducējošā aktivitāte; tikai A-grupās).

Uzdevumi un testi par tēmu "9. tēma. "Atoma uzbūve. Periodiskais likums un ķīmisko elementu periodiskā sistēma D. I. Mendeļejevs (PSHE) "."

• Periodiskais likums - Periodiskais likums un atomu uzbūve 8.-9.klase
  Jums jāzina: orbitāļu piepildīšanas ar elektroniem likumi (mazākās enerģijas princips, Pauli princips, Hunda likums), elementu periodiskās tabulas uzbūve.

  Jāprot: noteikt atoma sastāvu pēc elementa stāvokļa periodiskajā tabulā, un, otrādi, atrast elementu periodiskajā sistēmā, zinot tā sastāvu; attēlot struktūras diagrammu, atoma elektronisko konfigurāciju, jonu un, otrādi, pēc diagrammas un elektroniskās konfigurācijas noteikt ķīmiskā elementa stāvokli PSCE; raksturo elementu un vielas, ko tas veido atbilstoši tā pozīcijai PSCE; nosaka izmaiņas atomu rādiusā, ķīmisko elementu un to veidojošo vielu īpašībās viena perioda un vienas periodiskās sistēmas galvenās apakšgrupas ietvaros.

  1. piemērs. Nosakiet orbitāļu skaitu trešajā elektronu līmenī. Kas ir šīs orbitāles?
  Lai noteiktu orbitāļu skaitu, mēs izmantojam formulu N orbitāles = n 2 kur n- līmeņa numurs. N orbitāles = 3 2 = 9. Viens 3 s-, trīs 3 lpp- un pieci 3 d- orbitāles.

  2. piemērs. Nosakiet, kura elementa atomam ir elektroniskā formula 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 1 .
  Lai noteiktu, kas tas ir, jums ir jānoskaidro tā atomu skaits, kas ir vienāds ar kopējo atoma elektronu skaitu. Šajā gadījumā: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tas ir alumīnijs.

  Kad esat pārliecinājies, ka viss nepieciešamais ir apgūts, pārejiet pie uzdevumu izpildes. Mēs vēlam jums panākumus.

  
  Ieteicamā literatūra:
  • O. S. Gabrieljans un citi Ķīmija 11. klase. M., Bustards, 2002;
  • G. E. Rudzītis, F. G. Feldmanis. Ķīmija 11. klase. M., Izglītība, 2001.