Elektronikus konfiguráció az atom az elektronpályáinak numerikus ábrázolása. Az elektronpályák területek különféle formák, amely az atommag körül helyezkedik el, amelyben az elektron matematikailag valószínű. Az elektronikus konfiguráció segít gyorsan és egyszerűen megmondani az olvasónak, hogy egy atom hány elektronpályája van, valamint meghatározza az egyes pályákon lévő elektronok számát. A cikk elolvasása után elsajátítja az elektronikus konfigurációk összeállításának módszerét.

Lépések

Elektronok eloszlása ​​D. I. Mengyelejev periodikus rendszerével

Keresse meg atomjának rendszámát. Minden atomhoz bizonyos számú elektron kapcsolódik. Keresse meg az atom szimbólumát a periódusos rendszerben. Az atomszám egy pozitív egész szám, amely 1-től kezdődik (hidrogén esetén), és minden következő atomnál eggyel nő. Az atomszám az atomban lévő protonok száma, tehát egyben nulla töltésű atomban lévő elektronok száma is.

Határozza meg az atom töltését! A semleges atomoknak ugyanannyi elektronja lesz, mint a periódusos táblázatban. A töltött atomoknak azonban több vagy kevesebb elektronja lesz, töltésük nagyságától függően. Ha töltött atommal dolgozik, akkor a következőképpen adjon hozzá vagy vonjon ki elektronokat: adjon hozzá egy elektront minden negatív töltéshez, és vonjon ki egyet minden pozitív töltéshez.

• Például egy -1 töltésű nátriumatomnak lesz egy extra elektronja továbbá Más szóval, egy atomnak összesen 12 elektronja lesz.
• Ha +1 töltésű nátriumatomról beszélünk, akkor a 11-es alapatomszámból egy elektront le kell vonni. Tehát az atomnak 10 elektronja lesz.

1. Jegyezze meg a pályák alaplistáját. Az elektronok számának növekedésével egy atomban egy bizonyos sorrend szerint kitöltik az atom elektronhéjának különböző alszintjeit. Az elektronhéj minden egyes alszintje, ha meg van töltve, páros számú elektront tartalmaz. A következő alszintek vannak:

   Az elektronikus konfigurációs rekord megértése. Az elektronikus konfigurációkat úgy írják le, hogy egyértelműen tükrözzék az egyes pályákon lévő elektronok számát. A pályákat szekvenciálisan írjuk, az egyes pályákon lévő atomok számát felső indexként a pálya nevétől jobbra. Az elkészült elektronikus konfiguráció alszint-megjelölések és felső indexek sorozata.

   • Itt van például a legegyszerűbb elektronikus konfiguráció: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ez a konfiguráció azt mutatja, hogy két elektron van az 1s alszinten, két elektron a 2s alszinten és hat elektron a 2p alszinten. 2 + 2 + 6 = 10 elektron összesen. Ez a semleges neonatom elektronikus konfigurációja (a neon atomszáma 10).

2. Emlékezzen a pályák sorrendjére. Ne feledje, hogy az elektronpályák számozása az elektronhéj számának növekvő sorrendjében történik, de az energia növekvő sorrendjében. Például egy feltöltött 4s 2 pálya kevesebb energiával (vagy kisebb mozgékonysággal) rendelkezik, mint egy részben feltöltött vagy feltöltött 3d 10, ezért a 4s pálya íródik először. Ha ismeri a pályák sorrendjét, könnyen kitöltheti azokat az atomban lévő elektronok számának megfelelően. A pályák feltöltésének sorrendje a következő: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Egy atom elektronikus konfigurációja, amelyben minden pálya meg van töltve, a következő formában lesz: 10 7p 6
   • Megjegyzendő, hogy a fenti jelölés, amikor minden pálya megtelt, az Uuo (ununoctium) 118 elem elektronkonfigurációja, amely a periódusos rendszer legmagasabb számú atomja. Ezért ez az elektronikus konfiguráció tartalmazza a semleges töltésű atomok összes jelenleg ismert elektronikus alszintjét.

3. Töltse ki a pályákat az atomban lévő elektronok számának megfelelően. Például, ha egy semleges kalcium atom elektronkonfigurációját akarjuk felírni, akkor kezdjük azzal, hogy megkeressük a periódusos rendszerben annak rendszámát. A rendszáma 20, ezért a fenti sorrend szerint írjuk fel egy 20 elektronos atom konfigurációját.

   • Töltse ki a pályákat a fenti sorrendben, amíg el nem éri a huszadik elektront. Az első 1s pályán két elektron lesz, a 2s pályán szintén kettő, a 2p pályán hat, a 3s pályán kettő, a 3p pályán 6, a 4s pályán pedig 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Más szóval, a kalcium elektronikus konfigurációja a következőképpen alakul: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • Figyeljük meg, hogy a pályák energia növekvő sorrendben vannak. Például, amikor készen állsz a 4. energiaszintre lépni, akkor először írd fel a 4s pályát, és akkor 3d. A negyedik energiaszint után továbblépsz az ötödikre, ahol ugyanaz a sorrend ismétlődik. Ez csak a harmadik energiaszint után következik be.

4. Használja a periódusos táblázatot vizuális jelzésként. Valószínűleg már észrevetted, hogy a periódusos rendszer alakja megfelel az elektronikus konfigurációkban lévő elektronikus alszintek sorrendjének. Például a balról a második oszlopban lévő atomok mindig "s 2"-re végződnek, míg a vékony középső szakasz jobb szélén lévő atomok mindig "d 10"-re, és így tovább. Használja a periódusos táblázatot vizuális útmutatóként a konfigurációk írásához – mivel a pályákhoz való hozzáadás sorrendje megfelel a táblázatban elfoglalt pozíciójának. Lásd alább:

   • Konkrétan a bal szélső oszlop olyan atomokat tartalmaz, amelyek elektronkonfigurációja s-pályára végződik, a táblázat jobb oldali blokkja azokat az atomokat tartalmazza, amelyek konfigurációi p-pályákra, az atomok alján pedig f-pályákra végződnek.
   • Például, amikor leírja a klór elektronikus konfigurációját, gondoljon így: "Ez az atom a periódusos rendszer harmadik sorában (vagy "periódusában") található. Ugyancsak a p orbitális blokk ötödik csoportjában található. Ezért az elektronikus konfigurációja a következővel végződik: ..3p 5
   • Figyeljük meg, hogy a táblázat d és f orbitális tartományában lévő elemek energiaszintjei nem felelnek meg annak az időszaknak, amelyben elhelyezkednek. Például egy d-pályás elemblokk első sora a 3d pályáknak felel meg, bár a 4. periódusban található, az f-pályás elemek első sora pedig a 4f pályának felel meg, annak ellenére, hogy ez 6. periódusában található.

5. Ismerje meg a hosszú elektronikus konfigurációk írásának rövidítéseit. A periódusos rendszer jobb oldalán lévő atomokat ún nemesgázok. Ezek az elemek kémiailag nagyon stabilak. A hosszú elektronikus konfigurációk írási folyamatának lerövidítéséhez egyszerűen írja be szögletes zárójelbe a legközelebbi, az atomnál kevesebb elektront tartalmazó nemesgáz vegyjelét, majd folytassa a következő pályaszintek elektronikus konfigurációjának írását. Lásd alább:

   • Ennek a koncepciónak a megértéséhez hasznos lesz egy példakonfiguráció írása. Írjuk fel a cink (30-as rendszámú) konfigurációját a nemesgáz rövidítéssel. A teljes cinkkonfiguráció így néz ki: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Látjuk azonban, hogy az 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 az argon, egy nemesgáz elektronikus konfigurációja. Egyszerűen cserélje ki a cink elektronikus konfigurációs részét az argon vegyjele szögletes zárójelben (.)
   • Tehát a cink elektronikus konfigurációja, rövidített formában, a következő: 4s 2 3d 10 .
   • Figyeld meg, hogy ha egy nemesgáz, mondjuk az argon elektronikus konfigurációját írod, nem írhatsz! Az elem előtt a nemesgáz rövidítését kell használni; az argonhoz neon lesz ().

   ADOMAH periódusos rendszer használata

   1. Sajátítsa el az ADOMAH periódusos rendszert. Az elektronikus konfiguráció rögzítésének ez a módja nem igényel memorizálást, azonban módosított periódusos rendszert igényel, mivel a hagyományos periódusos rendszerben a negyedik periódustól kezdve a periódusszám nem felel meg az elektronhéjnak. Keresse meg az ADOMAH periódusos rendszert, egy speciális típusú periódusos rendszert, amelyet Valery Zimmerman tudós tervezett. Könnyű megtalálni egy rövid internetes kereséssel.

      • Az ADOMAH periódusos rendszerében a vízszintes sorok olyan elemcsoportokat jelölnek, mint a halogének, nemesgázok, alkálifémek, alkáliföldfémek stb. A függőleges oszlopok megfelelnek az elektronikus szinteknek, és az úgynevezett „kaszkádoknak” (átlós vonalak, amelyek összekötik blokkok s,p,dés f) időszakoknak felel meg.
      • A héliumot hidrogénné mozgatják, mivel mindkét elemet 1s pálya jellemzi. A periódusblokkok (s,p,d és f) a jobb oldalon, a szintszámok pedig alul láthatók. Az elemek 1-től 120-ig számozott négyzetekben vannak ábrázolva. Ezek a számok a szokásos atomszámok, amelyek a semleges atomban lévő elektronok teljes számát jelentik.

   2. Keresse meg atomját az ADOMAH táblázatban. Egy elem elektronikus konfigurációjának felírásához keresse meg a szimbólumát az ADOMAH periódusos rendszerben, és húzza ki az összes magasabb rendszámú elemet. Például, ha le kell írnia az erbium (68) elektronikus konfigurációját, húzza át az összes elemet 69-től 120-ig.

      • Ügyeljen a táblázat alján lévő 1 és 8 közötti számokra. Ezek az elektronikus szintszámok vagy oszlopszámok. Hagyja figyelmen kívül azokat az oszlopokat, amelyek csak áthúzott elemeket tartalmaznak. Az erbium esetében az 1, 2, 3, 4, 5 és 6 számú oszlopok maradnak.

   3. Számolja meg az orbitális részszinteket az elemig. A táblázat jobb oldalán látható blokkszimbólumokat (s, p, d és f) és az alul látható oszlopszámokat tekintve figyelmen kívül hagyja a blokkok közötti átlós vonalakat, és bontsa fel az oszlopokat blokk-oszlopokra, és sorolja fel őket sorrendben alulról felfelé. És ismét figyelmen kívül hagyja azokat a blokkokat, amelyekben az összes elem át van húzva. Írja fel az oszlopblokkokat az oszlopszámtól kezdve, majd a blokk szimbólummal, így: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbium esetén).

      • Figyelem: A fenti Er elektronikus konfiguráció az elektronikus alszint számának növekvő sorrendjében van írva. A pályák feltöltésének sorrendjében is írható. Ehhez kövesse a kaszkádokat alulról felfelé, amikor oszlopblokkokat ír: 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. Számolja meg az elektronokat minden egyes elektronikus részszinthez. Minden oszlopblokkban számolja meg az át nem húzott elemeket úgy, hogy minden elemből egy elektront csatol, és írja be a számukat a blokk szimbóluma mellé a következőképpen: 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 . Példánkban ez az erbium elektronikus konfigurációja.

   5. Ügyeljen a helytelen elektronikus konfigurációkra. Tizennyolc tipikus kivétel van a legalacsonyabb energiaállapotú atomok elektronikus konfigurációjával kapcsolatban, amelyet alapenergia-állapotnak is neveznek. Nem csak az utolsó két-három elektron által elfoglalt pozícióban engedelmeskednek az általános szabálynak. Ebben az esetben a tényleges elektronikus konfiguráció azt feltételezi, hogy az elektronok az atom standard konfigurációjához képest alacsonyabb energiájú állapotban vannak. A kivételes atomok közé tartoznak:

      • 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); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) és cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Az elektronikus formában írt atom rendszámának meghatározásához egyszerűen adja össze a betűket (s, p, d és f) követő összes számot. Ez csak semleges atomoknál működik, ha ionnal van dolgod, akkor nem fog működni – hozzá kell adni vagy ki kell vonnod a felesleges vagy elveszett elektronok számát.
   • A betűt követő szám felső index, ne hibázz a vezérlőben.
   • A "félig kitöltött" alszint stabilitása nem létezik. Ez leegyszerűsítés. Bármilyen stabilitás, amely a "félig telt" alszintekre vonatkozik, annak a ténynek köszönhető, hogy minden pályát egy elektron foglal el, így az elektronok közötti taszítás minimális.
   • Mindegyik atom stabil állapotba kerül, és a legstabilabb konfigurációk s és p (s2 és p6) alszintekkel rendelkeznek. A nemesgázok ilyen konfigurációval rendelkeznek, ezért ritkán reagálnak, és a periódusos rendszer jobb oldalán helyezkednek el. Ezért, ha egy konfiguráció 3p 4 -re végződik, akkor két elektronra van szüksége a stabil állapot eléréséhez (hat elveszítéséhez több energia szükséges, beleértve az s-szintű elektronokat is, így négyet könnyebb elveszíteni). És ha a konfiguráció 4d 3 -ban végződik, akkor három elektront kell veszítenie, hogy stabil állapotot érjen el. Ezenkívül a félig kitöltött alszintek (s1, p3, d5..) stabilabbak, mint például a p4 vagy p2; az s2 és a p6 azonban még stabilabb lesz.
   • Ha egy ionnal van dolgod, ez azt jelenti, hogy a protonok száma nem egyezik meg az elektronok számával. Az atom töltése ebben az esetben a kémiai szimbólum jobb felső sarkában (általában) látható. Ezért egy +2 töltésű antimon atom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 elektronikus konfigurációjú. Vegye figyelembe, hogy az 5p 3 5p 1-re változott. Legyen óvatos, amikor egy semleges atom konfigurációja az s és p-től eltérő alszinteken végződik. Amikor elektronokat veszünk, csak vegyértékpályákról (s és p pályákról) vehetjük őket. Ezért, ha a konfiguráció 4s 2 3d 7-re végződik, és az atom +2 töltést kap, akkor a konfiguráció 4s 0 3d 7-re végződik. Felhívjuk figyelmét, hogy a 3d 7 Nem megváltozik, helyette az s-pálya elektronjai vesznek el.
   • Vannak olyan körülmények, amikor egy elektron kénytelen "magasabb energiaszintre mozogni". Ha egy részszinten hiányzik egy elektron ahhoz, hogy fél vagy teljes legyen, vegyen egy elektront a legközelebbi s vagy p részszintről, és mozgassa azt az elektront igénylő alszintre.
   • Két lehetőség van az elektronikus konfiguráció írására. Felírhatók az energiaszintek számának növekvő sorrendjében vagy abban a sorrendben, ahogyan az elektronpályák megtelnek, amint azt fentebb az erbium esetében is bemutattuk.
   • Egy elem elektronikus konfigurációját úgy is megírhatja, hogy csak a vegyértékkonfigurációt írja be, amely az utolsó s és p alszint. Így az antimon vegyértékkonfigurációja 5s 2 5p 3 lesz.
   • Az ionok nem ugyanazok. Velük sokkal nehezebb. Hagyjon ki két szintet, és kövesse ugyanazt a mintát attól függően, hogy honnan indult, és milyen magas az elektronok száma.

Az elektronok elhelyezkedését az energiahéjakon vagy -szinteken elektronikus képletek segítségével írják le kémiai elemek. Elektronikus képletek vagy konfigurációk segítenek ábrázolni egy elem atomjának szerkezetét.

Az atom szerkezete

Minden elem atomja pozitív töltésű magból és negatív töltésű elektronokból áll, amelyek az atommag körül helyezkednek el.

Az elektronok különböző energiaszinteken vannak. Minél távolabb van egy elektron az atommagtól, annál több energiája van. Az energiaszint nagyságát az atompálya vagy orbitális felhő mérete határozza meg. Ez az a tér, amelyben az elektron mozog.

Rizs. 1. Általános szerkezet atom.

A pályák különböző geometriai konfigurációkkal rendelkezhetnek:

• s-pályák- gömb alakú;
• p-, d- és f-pályák- súlyzó alakú, különböző síkokban fekvő.

Bármely atom első energiaszintjén mindig van egy két elektronból álló s-pálya (kivétel a hidrogén). A második szinttől kezdve az s- és p-pálya azonos szinten van.

Rizs. 2. s-, p-, d és f-pályák.

A pályák a rajtuk lévő elektronok elhelyezkedésétől függetlenül léteznek, és lehetnek teltek vagy üresek.

Képlet bejegyzés

A kémiai elemek atomjainak elektronikus konfigurációit a következő elvek szerint írják fel:

• minden energiaszint egy arab számmal jelölt sorozatszámnak felel meg;
• a számot a pályát jelző betű követi;
• a betű fölé egy felső index van írva, amely megfelel a pályán lévő elektronok számának.

Példák a rögzítésre:

Elektronok

Az atom fogalma az ókori világban keletkezett az anyag részecskéinek jelölésére. Görögül az atom „oszthatatlant” jelent.

Stoney ír fizikus kísérletek alapján arra a következtetésre jutott, hogy az elektromosságot az összes kémiai elem atomjában létező legkisebb részecskék hordozzák. 1891-ben Stoney azt javasolta, hogy nevezzék el ezeket a részecskéket elektronoknak, ami görögül „borostyánt” jelent. Néhány évvel azután, hogy az elektron megkapta a nevét, Joseph Thomson angol fizikus és Jean Perrin francia fizikus bebizonyította, hogy az elektronok negatív töltést hordoznak. Ez a legkisebb negatív töltés, amelyet a kémiában egységnek vesznek (-1). Thomsonnak még az elektron sebességét is sikerült meghatároznia (a pályán lévő elektron sebessége fordítottan arányos az n pályaszámmal. A pályák sugarai a pályaszám négyzetével arányosan nőnek. A hidrogén első pályáján atom (n=1; Z=1), sebessége ≈ 2,2 106 m / c, azaz körülbelül százszor kisebb, mint a fénysebesség c=3 108 m/s.) és az elektron tömege ( csaknem 2000-szer kisebb, mint egy hidrogénatom tömege).

Az elektronok állapota egy atomban

Az elektron állapota az atomban információhalmaz egy adott elektron energiájáról és a térről, amelyben elhelyezkedik. Az atomban lévő elektronnak nincs mozgási pályája, vagyis csak arról beszélhetünk, a mag körüli térben való megtalálásának valószínűsége.

Ennek a térnek az atommagot körülvevő bármely részén elhelyezkedhet, és különböző pozícióinak összességét egy bizonyos negatív töltéssűrűségű elektronfelhőnek tekintjük. Képletesen ez a következőképpen képzelhető el: ha le lehetne fényképezni egy elektron helyzetét egy atomban századmásodpercben vagy milliomod másodpercben, mint a fényképezésnél, akkor az ilyen fényképeken az elektron pontként jelenne meg. Ha számtalan ilyen fényképet ráborítunk, akkor a legnagyobb sűrűségű elektronfelhő képét kapjuk, ahol a legtöbb ilyen pont található.

Az atommag körüli teret, amelyben az elektron a legnagyobb valószínűséggel található, orbitálisnak nevezzük. Tartalmaz kb 90% elektronfelhő, és ez azt jelenti, hogy az elektron az idő 90%-ában a tér ezen részében tartózkodik. Alakja alapján megkülönböztethető 4 jelenleg ismert pályatípus, melyeket latinul jelölnek s, p, d és f betűk. Az ábrán az elektronikus pályák egyes formáinak grafikus ábrázolása látható.

Az elektron bizonyos pályán való mozgásának legfontosabb jellemzője az az atommaggal való kapcsolatának energiája. A hasonló energiaértékű elektronok egyetlen elektronréteget vagy energiaszintet alkotnak. Az energiaszintek az atommagtól kezdve vannak számozva: 1, 2, 3, 4, 5, 6 és 7.

Egy n egész számot, amely az energiaszint számát jelöli, főkvantumszámnak nevezzük. Egy adott energiaszintet elfoglaló elektronok energiáját jellemzi. Az első energiaszintű, az atommaghoz legközelebb eső elektronok energiája a legkisebb. Az első szint elektronjaihoz képest a következő szintek elektronjait nagy mennyiségű energia jellemzi. Következésképpen a külső szint elektronjai kötődnek a legkevésbé erősen az atommaghoz.

Az energiaszintben lévő elektronok legnagyobb számát a következő képlet határozza meg:

N = 2n2,

ahol N az elektronok maximális száma; n a szintszám vagy a fő kvantumszám. Következésképpen az atommaghoz legközelebb eső első energiaszint legfeljebb két elektront tartalmazhat; a másodikon - legfeljebb 8; a harmadikon - legfeljebb 18; a negyediken - legfeljebb 32.

A második energiaszinttől (n = 2) kiindulva az egyes szintek alszintekre (alrétegekre) oszlanak, amelyek némileg különböznek egymástól az atommaggal való kötési energiában. Az alszintek száma megegyezik a fő kvantumszám értékével: az első energiaszintnek egy alszintje van; a második - kettő; harmadik - három; negyedik - négy alszint. Az alszinteket pedig orbitálok alkotják. Mindegyik értékn az n-nel egyenlő pályák számának felel meg.

Szokásos latin betűkkel jelölni az alszinteket, valamint a pályák alakját, amelyekből ezek állnak: s, p, d, f.

Protonok és neutronok

Bármely kémiai elem atomja egy apró atomhoz hasonlítható Naprendszer. Ezért az E. Rutherford által javasolt atommodellt nevezik planetáris.

Az atommag, amelyben az atom teljes tömege koncentrálódik, kétféle részecskéből áll - protonok és neutronok.

A protonok töltése megegyezik az elektronok töltésével, de ellentétes előjellel (+1), tömegük pedig megegyezik a hidrogénatom tömegével (a kémiában egységként fogadják el). A neutronok nem hordoznak töltést, semlegesek és tömegük megegyezik a proton tömegével.

A protonokat és a neutronokat összefoglaló néven nukleonoknak (a latin nucleus - nucleus szóból) nevezik. Az atomban lévő protonok és neutronok számának összegét tömegszámnak nevezzük. Például egy alumínium atom tömegszáma:

13 + 14 = 27

protonok száma 13, neutronok száma 14, tömegszám 27

Mivel az elektron tömege, amely elhanyagolható, elhanyagolható, nyilvánvaló, hogy az atom teljes tömege az atommagban koncentrálódik. Az elektronok az e-t képviselik.

Mert az atom elektromosan semleges, az is nyilvánvaló, hogy egy atomban a protonok és az elektronok száma azonos. Ez megegyezik a hozzá rendelt kémiai elem sorszámával Periodikus rendszer. Az atom tömegét protonok és neutronok tömege alkotja. Az elem sorszámának (Z), azaz a protonok számának és a tömegszámának (A) ismeretében, amely megegyezik a protonok és neutronok számának összegével, a neutronok számát (N) a képlet:

N=A-Z

Például egy vasatomban a neutronok száma:

56 — 26 = 30

izotópok

Ugyanazon elem atomjainak változatait, amelyek azonos magtöltéssel, de eltérő tömegszámmal rendelkeznek izotópok. A természetben található kémiai elemek izotópok keverékei. Tehát a szénnek három izotópja van, amelyek tömege 12, 13, 14; oxigén - három izotóp, amelyek tömege 16, 17, 18 stb. Egy kémiai elem relatív atomtömege, amelyet általában a periódusos rendszerben adnak meg, egy adott elem izotópjainak természetes keveréke atomtömegeinek átlagos értéke, figyelembe véve figyelembe kell venni a természetben található relatív tartalmukat. Kémiai tulajdonságok A legtöbb kémiai elem izotópja pontosan megegyezik. A hidrogénizotópok tulajdonságai azonban nagymértékben különböznek a rokonságuk éles növekedése miatt atomtömeg; sőt egyedi neveket és vegyjeleket is kaptak.

Az első időszak elemei

Rendszer elektronikus szerkezet hidrogén atom:

Az atomok elektronszerkezetének sémái az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják be.

A hidrogénatom grafikus elektronikus képlete (az elektronok energiaszintek és alszintek közötti eloszlását mutatja):

Az atomok grafikus elektronképletei nemcsak szinteken és alszinteken, hanem pályákon is megmutatják az elektronok eloszlását.

A hélium atomban az első elektronréteg elkészült - 2 elektronja van. A hidrogén és a hélium s-elemek; ezeknél az atomoknál az s-pálya tele van elektronokkal.

A második periódus összes eleme az első elektronréteg megtelt, és az elektronok kitöltik a második elektronréteg s- és p-pályáját a legkisebb energia elve (először s, majd p) és Pauli és Hund szabályai szerint.

A neonatomban elkészült a második elektronréteg - 8 elektronja van.

A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg teljesül, így a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok 3s-, 3p- és 3d-alszintet foglalhatnak el.

A magnézium atomnál egy 3s elektronpálya fejeződik be. Na és Mg s-elemek.

Az alumínium és az azt követő elemek esetében a 3p alszint elektronokkal van feltöltve.

A harmadik periódus elemei kitöltetlen 3d pályákkal rendelkeznek.

Al-tól Ar-ig minden elem p-elem. Az s- és p-elemek alkotják a periódusos rendszer fő alcsoportjait.

A negyedik-hetedik periódus elemei

A kálium és kalcium atomoknál megjelenik egy negyedik elektronréteg, a 4s alszint kitöltődik, mivel kevesebb energiája van, mint a 3d alszintnek.

K, Ca - a fő alcsoportokba tartozó s-elemek. Az Sc-től Zn-ig terjedő atomok esetében a 3d alszint tele van elektronokkal. Ezek 3D elemek. A másodlagos alcsoportokba tartoznak, pre-külső elektronréteggel rendelkeznek, átmeneti elemeknek nevezik őket.

Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronhéjának szerkezetére. Ezekben egy elektron „meghibásodása” következik be a 4s-ről a 3d-alszintre, ami a kapott 3d 5 és 3d 10 elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható:

A cink atomban elkészül a harmadik elektronréteg - benne van az összes 3s, 3p és 3d alszint, összesen 18 elektron van rajtuk. A cinket követő elemekben tovább töltődik a negyedik elektronréteg, a 4p alszint.

A Ga-tól Kr-ig terjedő elemek p-elemek.

A kriptonatom külső rétege (negyedik) teljes, és 8 elektronból áll. De a negyedik elektronrétegben csak 32 elektron lehet; a kripton atom 4d- és 4f-alszintjei továbbra is kitöltetlenek, az ötödik periódus elemei a következő sorrendben töltik ki az alszinteket: 5s - 4d - 5p. És vannak kivételek is a " kudarc» elektronok, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

A hatodik és a hetedik periódusban f-elemek jelennek meg, azaz olyan elemek, amelyekben a harmadik külső elektronikus réteg 4f-, illetve 5f-alszintjei töltődnek ki.

A 4f elemeket lantanidoknak nevezzük.

Az 5f elemeket aktinidáknak nevezzük.

Az elektronikus részszintek kitöltési sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: 55 Cs és 56 Ba - 6s-elem; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elem; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemek; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemek; 81 T1 - 86 Rn - 6d elemek. De még itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronikus pályák kitöltésének sorrendje „sérül”, ami például a fél és teljesen kitöltött f-alszintek, azaz nf 7 és nf 14 nagyobb energiastabilitásával jár. Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elemet négy elektroncsaládra vagy blokkra osztják:

• s-elemek. Az atom külső szintjének s-alszintje tele van elektronokkal; az s-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az I. és II. csoport fő alcsoportjainak elemei.

• p-elemek. Az atom külső szintjének p-alszintje tele van elektronokkal; A p-elemek közé tartoznak a III-VIII csoportok fő alcsoportjainak elemei.

• d-elemek. Az atom prekülső szintjének d-alszintje tele van elektronokkal; a d-elemek közé tartoznak az I-VIII csoport másodlagos alcsoportjainak elemei, vagyis az s- és p-elemek között elhelyezkedő nagy periódusok interkaláris évtizedeinek elemei. Átmeneti elemeknek is nevezik őket.

• f-elemek. Az atom harmadik külső szintjének f-alszintje tele van elektronokkal; ezek közé tartoznak a lantanidok és az antinoidok.

W. Pauli svájci fizikus 1925-ben megállapította, hogy egy atomban egy pályán legfeljebb két elektron lehet egymással ellentétes (antiparallel) spinekkel (angolul fordítva: „orsó”), azaz olyan tulajdonságokkal, amelyek feltételesen elképzelhetőek: az elektron forgása képzeletbeli tengelye körül: az óramutató járásával megegyező vagy azzal ellentétes.

Ezt az elvet hívják Pauli elv. Ha egy elektron van a pályán, akkor azt párosítatlannak nevezzük, ha kettő van, akkor ezek páros elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok. Az ábra az energiaszintek alszintekre való felosztását és a kitöltési sorrendet mutatja be.

Nagyon gyakran az atomok elektronhéjának szerkezetét energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják - írják le az úgynevezett grafikus elektronikus képleteket. Ehhez a rekordhoz a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy pályának megfelelő cella jelöl; minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafikus elektronikus képlet írásakor két szabályt kell emlékezni: Pauli elv és F. Hund szabálya, amely szerint az elektronok elfoglalják a szabad cellákat, először egyenként és ugyanakkor azonos spinértékkel, majd csak ezután párosulnak, de a spinek a Pauli-elv szerint már ellentétes irányúak lesznek.

Hund szabálya és Pauli elve

Hund szabálya- a kvantumkémia szabálya, amely meghatározza egy bizonyos alréteg pályáinak kitöltésének sorrendjét, és a következőképpen fogalmazódik meg: ezen alréteg elektronjainak spin-kvantumszámának összértéke maximum legyen. Friedrich Hund fogalmazta meg 1925-ben.

Ez azt jelenti, hogy az alréteg minden pályáján először egy elektron töltődik meg, és csak miután a kitöltetlen pályák kimerültek, adnak hozzá egy második elektront erre a pályára. Ebben az esetben egy pályán két, fél egész szám ellentétes előjelű spinű elektron van, amelyek párosodnak (kételektronos felhőt alkotnak), és ennek eredményeként a pálya teljes spinje nullával egyenlő.

Más megfogalmazás: Az energia alatt található az az atomtag, amelyre két feltétel teljesül.

1. A többszörösség maximális
2. Ha a multiplicitások egybeesnek, az L teljes orbitális impulzus maximális.

Elemezzük ezt a szabályt a p-alszint pályáinak kitöltésével p- a második periódus elemei (vagyis a bórtól a neonig (az alábbi ábrán a vízszintes vonalak a pályákat, a függőleges nyilak az elektronokat, a nyíl iránya pedig a spin orientációját jelzi).

Klecskovszkij uralma

Klecskovszkij szabálya - az atomokban lévő elektronok összszámának növekedésével (az atommagok töltéseinek vagy a kémiai elemek sorozatszámának növekedésével) az atompályákat úgy népesítik be, hogy az elektronok megjelenése azokon a pályákon nagy energia csak az n főkvantumszámtól függ, és nem függ az összes többi kvantumszámtól, beleértve az l-t is. Fizikailag ez azt jelenti, hogy egy hidrogénszerű atomban (elektronközi taszítás hiányában) az elektron keringési energiáját csak az elektron töltéssűrűségének az atommagtól való térbeli távolsága határozza meg, és nem függ mozgásának jellemzőitől. a mag területén.

Klecskovszkij empirikus szabálya és az abból eredő atompályák némileg ellentmondásos valós energiájú sorozatának sorozata csak két azonos típusú esetben: a Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt atomokra, Au, a külső réteg s - alszintjű elektronjának „meghibásodása” van az előző réteg d-alszintjéhez képest, ami az atom energetikailag stabilabb állapotához vezet, nevezetesen: miután a 6-os pályát megtöltjük két elektronok s

Az atom az anyag legkisebb részecskéje, amely magból és elektronokból áll. Az atomok elektronhéjának szerkezetét az elem helyzete határozza meg D. I. Mengyelejev kémiai elemek periódusos rendszerében.

Az atom elektronja és elektronhéja

Az általában semleges atom egy pozitív töltésű atommagból és egy negatív töltésű elektronhéjból (elektronfelhőből) áll, míg az összes pozitív és negatív töltés abszolút értékben egyenlő. A relatív atomtömeg kiszámításakor az elektronok tömegét nem veszik figyelembe, mivel ez elhanyagolható és 1840-szer kisebb, mint egy proton vagy neutron tömege.

Rizs. 1. Atom.

Az elektron egy teljesen egyedi részecske, amelynek kettős természete van: hullám és részecske tulajdonságai is vannak. Folyamatosan mozognak a mag körül.

Az atommag körüli teret, ahol a legvalószínűbb az elektron megtalálásának valószínűsége, nevezzük elektronpálya, vagy elektronfelhő. Ennek a térnek sajátos alakja van, amelyet s-, p-, d- és f- betűk jelölnek. Az S-elektron pálya gömb alakú, a p-pálya súlyzó vagy nyolcas térfogatú, a d- és f-pálya alakja sokkal bonyolultabb.

Rizs. 2. Elektronikus pályák alakjai.

Az atommag körül az elektronok elektronrétegeken helyezkednek el. Mindegyik réteget az atommagtól való távolsága és energiája jellemzi, ezért az elektronrétegeket gyakran elektronikus energiaszinteknek nevezik. Minél közelebb van a szint az atommaghoz, annál kisebb a benne lévő elektronok energiája. Az egyik elem különbözik a másiktól az atommagban lévő protonok számában és ennek megfelelően az elektronok számában. Ezért a semleges atom elektronhéjában lévő elektronok száma megegyezik az atommagban található protonok számával. Minden következő elemnek egy protonja van az atommagban, és egy további elektron az elektronhéjban.

Az újonnan belépő elektron a legalacsonyabb energiájú pályát foglalja el. A szintenkénti elektronok maximális számát azonban a következő képlet határozza meg:

ahol N az elektronok maximális száma és n az energiaszint száma.

Az első szinten csak 2 elektron lehet, a másodikon 8 elektron, a harmadikon 18 elektron, a negyedik szinten pedig 32 elektron. Egy atom külső szintje nem tartalmazhat 8 elektronnál többet: amint az elektronok száma eléri a 8-at, a következő, az atommagtól távolabbi szint elkezd megtelni.

Az atomok elektronhéjának szerkezete

Minden elem egy bizonyos időszakban van. A periódus az elemek vízszintes halmaza, amelyek atomjaik atommagjainak töltése szerint növekvő sorrendben vannak elrendezve, és kezdődik alkálifém, és inert gázzal végződik. A táblázat első három periódusa kicsi, a következő, a negyedik periódustól kezdődően pedig nagy, két sorból áll. Annak az időszaknak a száma, amelyben az elem található fizikai jelentése. Azt jelenti, hogy egy adott periódus bármely elemének atomjában hány elektronikus energiaszint van. Tehát a klór Cl elem a 3. periódusban van, azaz elektronhéjának három elektronrétege van. A klór a táblázat VII. csoportjában és a fő alcsoportban található. A fő alcsoport az egyes csoportokon belüli oszlop, amely az 1. vagy 2. ponttal kezdődik.

Így a klóratom elektronhéjainak állapota a következő: a klórelem sorszáma 17, ami azt jelenti, hogy az atom atommagjában 17 proton, az elektronhéjban 17 elektron található. Az 1. szinten csak 2 elektron lehet, a 3. szinten - 7 elektron, mivel a klór a VII. csoport fő alcsoportjába tartozik. Ekkor a 2. szinten van: 17-2-7=8 elektron.

s- Elemek elemeket nevezzük, amelyek atomjaiban az utolsó elektron belép az s-alszintre. A p- elemek,d-elemek ésf-elemek.

Minden periódus kezdete egy új elektronikus réteg megnyitásának felel meg. A periódusszám megegyezik a megnyitott elektronréteg számával. Minden periódus, kivéve az elsőt, az időszak elején megnyílt réteg p-alszintjének kitöltésével ér véget. Az első periódus csak s-elemeket (kettőt) tartalmaz. A negyedik és ötödik periódusban az s- (kettő) és p-elemek (hat) között d-elemek (tíz). A hatodikban és a hetedikben egy s-elempár után (Klecskovszkij szabályait megszegve) egy d-elem, majd tizennégy f-elem található (ezeket elhelyezik külön sorok a táblázat alján - lantanidok és aktinidák), majd kilenc d-elem, és mint mindig, a periódusok hat p-elemmel végződnek.

Függőlegesen a táblázat 8 csoportra oszlik, mindegyik csoport a fő és a másodlagos alcsoportokba. A fő alcsoportokban s- és p-elemek, a másodlagos - d-elemek. A fő alcsoport könnyen meghatározható - 1-3 periódusos elemeket tartalmaz. Szigorúan alattuk találhatók a fő alcsoport többi eleme. A másodlagos alcsoport elemei oldalt (balra vagy jobbra) helyezkednek el.

Az atomok vegyértéke

A klasszikus felfogás szerint a vegyértéket az atomok alap- vagy gerjesztett állapotában lévő párosítatlan elektronok száma határozza meg. Alapállapot- egy atom elektronikus állapota, amelyben az energiája minimális. izgatott állapot- egy atom elektronállapota, amely megfelel egy vagy több elektron átmenetének egy kisebb energiájú pályáról egy nagyobb energiájú szabad pályára. Az s- és p-elemeknél az elektronok átmenete csak a külső elektronrétegen belül lehetséges. A d-elemeknél az előkülső réteg d-alszintjén és a külső réteg s- és p-alszintjén belül lehetséges az átmenet. Az f-elemeknél az (n-2)f-, (n-1)d-, ns- és np-alszinteken belül lehetséges az átmenet, ahol n a külső elektronikus réteg száma. vegyérték elektronok elektronoknak nevezzük, amelyek meghatározzák az atom vegyértékét alap- vagy gerjesztett állapotában. Valencia elektronréteg- az a réteg, amelyen a vegyértékelektronok találhatók.

Írja le kvantumszámok segítségével a kénatom külső rétegének elektronjait és a vas vegyértékelektronjait (alapállapot). Adja meg ezen elemek atomjainak lehetséges vegyértékeit és oxidációs állapotait!

1). Kénatom.

A kén 16-os sorszámú. A harmadik periódusba, a hatodik csoportba, a fő alcsoportba tartozik. Ezért ez egy p-elem, a külső elektronikus réteg a harmadik, és ez a vegyérték. Hat elektronja van. A vegyértékréteg elektronikus szerkezetének formája van

   

Minden elektronra n=3, mivel ezek a harmadik rétegen helyezkednek el. Tekintsük őket sorrendben:

 n=3, L=0 (az elektron az s-pályán helyezkedik el), m l =0 (az s-pályára a mágneses kvantumszámnak csak ilyen értéke lehetséges), m s =+1/2 ( a saját tengelye körüli forgás az óramutató járásával megegyező irányban történik) ;

 n=3, L=0, m l \u003d 0 (ez a három kvantumszám megegyezik az első elektronéval, mivel mindkét elektron ugyanazon a pályán van), m s \u003d -1/2 (csak itt a különbség úgy tűnik, a Pauli-elv megköveteli);

 n=3, L=1 (ez egy p-elektron), m l \u003d +1 (három lehetséges érték közül m l \u003d 1, 0 az első p-pályára a maximumot választjuk, ez a p x-pálya), m s = +1/2;

 n = 3, L = 1, m l = +1, m s = -1/2;

 n=3, L=1, m l \u003d 0 (ez r y-pálya), m s \u003d +1/2;

 n=3, L=1, m l \u003d -1 (ez a p z-pálya), m s \u003d +1/2.

Tekintsük a kén vegyértékét és oxidációs állapotát. Az atom alapállapotában lévő vegyértékrétegen két elektronpár, két párosítatlan elektron és öt szabad pálya található. Ezért a kén vegyértéke ebben az állapotban II. A kén nem fém. A réteg elkészülte előtt két elektron hiányzik belőle, ezért a kevésbé elektronegatív elemek atomjait tartalmazó vegyületekben, például fémekkel, minimális oxidációs állapota -2 lehet. Az elektronpárok lebontása lehetséges, mivel ezen a rétegen szabad pályák vannak. Ezért az első gerjesztett állapotban (S*)

Az elektronegatívabb elemek atomjait tartalmazó vegyületekben, mint például az oxigén, mind a hat vegyértékelektron kiszorítható a kénatomokról, így maximális oxidációs állapota +6.

2). Vas.

A vas sorszáma 26. A negyedik periódusban, a nyolcadik csoportban, mellékalcsoportban található. Ez egy d-elem, a hatodik a negyedik periódus d-elemeinek sorozatában. A vas vegyértékelektronjai (nyolc) a 3d-alszinten (hat, a d-elemek sorában elfoglalt helyzetnek megfelelően) és a 4s-alszinten (kettő) helyezkednek el:

    

Tekintsük őket sorrendben:

 n = 3, L = 2, m l = +2, m s = +1/2;

 n = 3, L = 2, m l = +2, m s = -1/2;

 n = 3, L = 2, m l = +1, m s = +1/2;

 n = 3, L = 2, m l = 0, m s = +1/2;

 n = 3, L = 2, m l = -1, m s = +1/2;

 n = 3, L = 2, m l = -2, m s = +1/2;

 n = 4, L = 0, m l = 0, m s = +1/2;

 n=4, L=0, m l = 0, m s = -1/2.

Vegyérték

A külső rétegen nincsenek párosítatlan elektronok, ezért a vas minimális vegyértéke (II) az atom gerjesztett állapotában jelenik meg:

A külső réteg elektronjainak felhasználása után a 3d alszint 4 párosítatlan elektronja vehet részt a kémiai kötések kialakításában. Ezért a vas maximális vegyértéke VI.

Oxidációs állapot

A vas fém, ezért +2-től (4s-alszintű elektronok vesznek részt) +6-ig (4s- és minden párosítatlan 3d-elektron érintett) pozitív oxidációs állapot jellemzi.