Körömhosszabbítás
Az első négy periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete: $s-$, $p-$ és $d-$elemek. Egy atom elektronikus konfigurációja. Az atomok alap- és gerjesztett állapotai
Az atom fogalma az ókori világban keletkezett az anyagrészecskék jelölésére. Görögről fordítva az atom „oszthatatlant” jelent.
Elektronok Stoney ír fizikus kísérletek alapján arra a következtetésre jutott, hogy az elektromosságot az összes kémiai elem atomjában létező legkisebb részecskék hordozzák. 1891 dollárban Mr. Stoney azt javasolta, hogy nevezzék el ezeket a részecskéket elektronok
, 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 $(–1)$ egységnek vesznek. Thomsonnak még az elektron sebességét (ez megegyezik a fénysebességgel - 300 000 km/s) és az elektron tömegét (1836 dollárral kevesebb, mint egy hidrogénatom tömege) sikerült meghatároznia. Thomson és Perrin egy áramforrás pólusait két fémlemezzel - egy katóddal és egy anóddal - kapcsolta össze, üvegcsőbe forrasztva, amelyből a levegőt kiszívták. Amikor körülbelül 10 ezer voltos feszültséget kapcsoltak az elektródalemezekre, fénykisülés villant a csőben, és a részecskék a katódról (negatív pólus) az anódra (pozitív pólusra) repültek, amit a tudósok először elneveztek. katódsugarak
, majd rájött, hogy ez egy elektronfolyam. A speciális anyagokhoz, például a tévéképernyőn lévő elektronok izzást okoznak.
Levonták a következtetést: elektronok szöknek ki annak az anyagnak az atomjaiból, amelyből a katód készül.
A szabad elektronokat vagy azok áramlását más módon is meg lehet nyerni, például fémhuzal hevítésével vagy a periódusos rendszer I. csoportjának fő alcsoportjának elemei által alkotott fémek megvilágításával (például cézium).
Az elektronok állapota egy atomban Az atomban lévő elektron állapotát a vonatkozó információk összességeként értjük energia bizonyos elektron be tér , amelyben található. Azt már tudjuk, hogy az atomban lévő elektronnak nincs mozgáspályája, i.e. csak arról beszélhetünk elhelyezkedése a mag körüli térben. Ennek a térnek az atommagot körülvevő bármely részén elhelyezkedhet, és különböző pozícióinak összességét egy bizonyos negatív töltéssűrűségű elektronfelhőnek tekintjük. Képletesen ezt így is el lehet képzelni: ha le lehetne fényképezni egy elektron helyzetét egy atomban századmásodpercek vagy milliomodrészek után, mint a fényképezésnél, akkor az ilyen fényképeken az elektron pontként lenne ábrázolva. Ha számtalan ilyen fényképet helyeznénk egymásra, a kép egy legnagyobb sűrűségű elektronfelhőt ábrázolná, ahol a legtöbb ilyen pont van.
Az ábrán egy ilyen elektronsűrűség „vágása” látható az atommagon áthaladó hidrogénatomban, a szaggatott vonal pedig azt a gömböt jelöli, amelyen belül 90%$ az elektron észlelésének valószínűsége. Az atommaghoz legközelebbi körvonal a térnek egy olyan tartományát fedi le, amelyben az elektron észlelésének valószínűsége $10%$, az elektron detektálásának valószínűsége az atommag második körvonalán $20%$, a harmadikon belül - $≈30% $ stb. Az elektron állapotában van némi bizonytalanság. Ennek a különleges állapotnak a jellemzésére W. Heisenberg német fizikus bevezette a fogalmat bizonytalanság elve, azaz kimutatta, hogy lehetetlen egyidejűleg és pontosan meghatározni egy elektron energiáját és helyét. Minél pontosabban határozzák meg az elektron energiáját, annál bizonytalanabb a helyzete, és fordítva, a helyzet meghatározása után lehetetlen meghatározni az elektron energiáját. Az elektron kimutatásának valószínűségi tartománya nem rendelkezik egyértelmű határokkal. Lehetséges azonban olyan teret kiválasztani, ahol az elektron megtalálásának valószínűsége maximális.
Az atommag körüli teret, amelyben a legnagyobb valószínűséggel elektron található, orbitálisnak nevezzük.
Körülbelül 90%$-át tartalmazza az elektronfelhőből, ami azt jelenti, hogy az elektron az időnek körülbelül 90%$-át a tér ezen részében tartózkodik. Alakjuk alapján négyféle pályát ismerünk, amelyeket latin $s, p, d$ és $f$ betűkkel jelölünk. Az ábrán az elektronpályák egyes formáinak grafikus ábrázolása látható.
Az elektron bizonyos pályán való mozgásának legfontosabb jellemzője az atommaghoz való kötődés energiája. A hasonló energiaértékű elektronok egyetlent alkotnak elektronréteg, vagy energiaszint. Az energiaszintek a magtól kezdve vannak számozva: $1, 2, 3, 4, 5, 6 $ és $7 $.
Az energiaszint számát jelölő $n$ egész számot főkvantumszámnak nevezzük.
Egy adott energiaszintet elfoglaló elektronok energiáját jellemzi. Az első energiaszintű, az atommaghoz legközelebb eső elektronok energiája a legalacsonyabb. Az első szintű elektronokhoz képest a következő szintek elektronjait nagy energiamennyiség jellemzi. Következésképpen a külső szint elektronjai a legkevésbé szorosan kötődnek az atommaghoz.
Az energiaszintek (elektronikus rétegek) száma egy atomban megegyezik a D.I. Mengyelejev-rendszer azon periódusának számával, amelyhez a kémiai elem tartozik: az első periódus elemeinek atomjai egy energiaszinttel rendelkeznek; második időszak - kettő; hetedik periódus - hét.
Az energiaszinten lévő elektronok legnagyobb számát a következő képlet határozza meg:
ahol $N$ az elektronok maximális száma; $n$ a szintszám, vagy a fő kvantumszám. Következésképpen: az atommaghoz legközelebb eső első energiaszinten legfeljebb két elektron lehet; a másodikon - legfeljebb 8 dollár; a harmadikon - legfeljebb 18 dollár; a negyediken - legfeljebb 32 dollár. És hogyan vannak elrendezve az energiaszintek (elektronikus rétegek)?
A második $(n = 2)$ energiaszinttől kezdve mindegyik szint alszintekre (alrétegekre) oszlik, amelyek a maggal való kötési energiában kissé különböznek egymástól.
Az alszintek száma megegyezik a fő kvantumszám értékével: az első energiaszintnek egy alszintje van; a második - kettő; harmadik - három; negyedik - négy. Az alszinteket pedig orbitálok alkotják.
Minden $n$ értéke $n^2$-nak megfelelő számú pályának felel meg. A táblázatban bemutatott adatok alapján nyomon követhető a kapcsolat a $n$ főkvantumszám és az alszintek száma, a pályák típusa és száma, valamint a részszinten és szinten lévő elektronok maximális száma között.
Főkvantumszám, a pályák típusai és száma, az elektronok maximális száma az al- és szinteken.
| Energiaszint $(n)$ | Az alszintek száma megegyezik a $n$ értékkel | Orbitális típus | A pályák száma | Az elektronok maximális száma | ||
| az alszinten | $n^2$-val egyenlő szinten | az alszinten | $n^2$-val egyenlő szinten | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | 4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| 4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| 4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Az alszinteket általában latin betűkkel jelölik, valamint az őket alkotó pályák alakját: $s, p, d, f$. Így:
- $s$-alszint - az egyes energiaszintek első, az atommaghoz legközelebb eső alszintje egy $s$-pályából áll;
- $p$-alszint - mindegyik második alszintje, kivéve az első, energiaszintet, három $p$-pályából áll;
- $d$-alszint - mindegyik harmadik alszintje, a harmadik energiaszinttől kezdve, öt $d$-pályából áll;
- Mindegyik $f$-alszintje a negyedik energiaszinttől kezdve hét $f$-pályából áll.
Atommag
De nemcsak az elektronok részei az atomoknak. Henri Becquerel fizikus felfedezte, hogy egy uránsót tartalmazó természetes ásvány is ismeretlen sugárzást bocsát ki, így fénytől védett fényképezőfilmeket tesz ki. Ezt a jelenséget nevezték el radioaktivitás.
Háromféle radioaktív sugárzás létezik:
- $α$-sugarak, amelyek $α$-részecskékből állnak, amelyek töltése $2$-szor nagyobb, mint egy elektron töltése, de pozitív előjelű, tömegük pedig $4$-szor nagyobb, mint egy hidrogénatom tömege;
- A $β$-sugarak elektronok áramlását jelentik;
- A $γ$-sugarak elhanyagolható tömegű elektromágneses hullámok, amelyek nem hordoznak elektromos töltést.
Következésképpen az atom összetett szerkezetű - pozitív töltésű atommagból és elektronokból áll.
Hogyan épül fel egy atom?
1910-ben a London melletti Cambridge-ben Ernest Rutherford és tanítványai és kollégái a vékony aranyfólián áthaladó és a képernyőre eső α$-os részecskék szóródását tanulmányozták. Az alfa-részecskék általában csak egy fokkal tértek el az eredeti iránytól, ami látszólag megerősítette az aranyatomok tulajdonságainak egységességét és homogenitását. És hirtelen a kutatók észrevették, hogy néhány $α$-os részecskék hirtelen megváltoztatták az útjuk irányát, mintha valamilyen akadályba ütköznének.
Rutherford egy képernyőt a fólia elé helyezve még azokat a ritka eseteket is képes volt észlelni, amikor az aranyatomokról visszaverődő $α$-os részecskék az ellenkező irányba repültek.
A számítások azt mutatták, hogy a megfigyelt jelenségek akkor következhetnek be, ha az atom teljes tömege és annak összes pozitív töltése egy apró központi magban koncentrálódik. Az atommag sugara, mint kiderült, 100 000-szer kisebb, mint az egész atom sugara, az a régió, amelyben a negatív töltésű elektronok találhatók. Ha figuratív összehasonlítást alkalmazunk, akkor az atom teljes térfogata a luzsnyiki stadionhoz, az atommag pedig a pálya közepén elhelyezkedő futballlabdához hasonlítható.
Bármely kémiai elem atomja egy parányi naprendszerhez hasonlítható. Ezért az atomnak ezt a Rutherford által javasolt modelljét planetárisnak nevezik.
Protonok és neutronok
Kiderült, hogy az apró atommag, amelyben az atom teljes tömege koncentrálódik, kétféle részecskékből áll - protonokból és neutronokból.
Protonok töltésük megegyezik az elektronok töltésével, de ellentétes előjelben $(+1)$, tömege pedig megegyezik a hidrogénatom tömegével (a kémiában egységnek tekintjük). A protonokat a $↙(1)↖(1)p$ (vagy $p+$) jellel jelöljük. Neutronok nem hordoznak töltést, semlegesek és tömegük megegyezik a proton tömegével, azaz. 1 dollár. A neutronokat a $↙(0)↖(1)n$ (vagy $n^0$) jellel jelöljük.
A protonokat és a neutronokat együtt nevezzük nukleonok(a lat. atommag- mag).
Az atomban lévő protonok és neutronok számának összegét nevezzük tömegszám. Például egy alumínium atom tömegszáma:
Mivel az elektron elhanyagolhatóan kicsi tömege elhanyagolható, nyilvánvaló, hogy az atom teljes tömege az atommagban koncentrálódik. Az elektronokat a következőképpen jelöljük: $e↖(-)$.
Mivel az atom elektromosan semleges, az is nyilvánvaló hogy egy atomban a protonok és elektronok száma azonos. Ez egyenlő a kémiai elem rendszámával, hozzá van rendelve a periódusos rendszerben. Például egy vasatom atommagja $26 $ protont tartalmaz, és $26 $ elektronok keringenek az atommag körül. Hogyan határozzuk meg a neutronok számát?
Mint ismeretes, az atom tömege protonok és neutronok tömegéből áll. A $(Z)$ elem sorszámának ismeretében, azaz. a protonok számát és a $(A)$ tömegszámot, amely megegyezik a protonok és neutronok számának összegével, a neutronok számát $(N)$ a következő képlettel találjuk meg:
Például egy vasatomban a neutronok száma:
$56 – 26 = 30$.
A táblázat az elemi részecskék főbb jellemzőit mutatja be.
Az elemi részecskék alapvető jellemzői.
Izotópok
Ugyanazon elem atomjainak változatait, amelyek azonos magtöltéssel, de eltérő tömegszámmal rendelkeznek, izotópoknak nevezzük.
Szó izotóp két görög szóból áll: isos- azonos és toposz- hely, jelentése „egy hely elfoglalása” (cella) az elemek periódusos rendszerében.
A természetben található kémiai elemek izotópok keverékei. Így a szénnek három izotópja van, amelyek tömege 12, 13, 14 $; oxigén - három izotóp tömegével: 16, 17, 18 stb.
Általában a periódusos rendszerben megadott kémiai elem relatív atomtömege egy adott elem izotópjainak természetes keveréke atomtömegeinek átlagértéke, figyelembe véve azok relatív előfordulását a természetben, ezért az atomi értékei. a tömegek gyakran töredékesek. Például a természetes klóratomok két izotóp keveréke - 35 $ (a természetben 75% $ van) és 37 $ (25% $ a természetben); ezért a klór relatív atomtömege 35,5 $. A klór izotópjai a következőképpen vannak felírva:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ és $↖(37)↙(17)(Cl)$
A klór izotópjainak kémiai tulajdonságai pontosan ugyanazok, mint a legtöbb kémiai elem izotópjai, például a kálium, az argon:
$↖(39)↙(19)(K)$ és $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ és $↖(40)↙(18) )(Ar)$
A hidrogénizotópok tulajdonságai azonban nagymértékben különböznek egymástól a relatív atomtömegük drámai többszörös növekedése miatt; még egyedi neveket és vegyjeleket is kaptak: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$ vagy $↖(2)↙(1)(D)$; trícium - $↖(3)↙(1)(H)$ vagy $↖(3)↙(1)(T)$.
Most egy modern, szigorúbb és tudományosabb definíciót adhatunk a kémiai elemre.
A kémiai elem azonos nukleáris töltéssel rendelkező atomok halmaza.
Az első négy periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete
Tekintsük az elemek atomjainak elektronikus konfigurációinak megjelenítését a D.I. Mengyelejev-rendszer periódusai szerint.
Az első időszak elemei.
Az atomok elektronszerkezetének diagramjai az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják.
Az atomok elektronikus képlete az elektronok energiaszintek és alszintek közötti eloszlását mutatja.
Az atomok grafikus elektronikus képlete az elektronok eloszlását nemcsak szinteken és alszinteken, hanem pályákon is megmutatja.
A hélium atomban az első elektronréteg kész – $2$ elektront tartalmaz.
A hidrogén és a hélium $s$ elemek, ezen atomok $s$ pályája tele van elektronokkal.
A második periódus elemei.
Minden második periódusú elemnél az első elektronréteg meg van töltve, és az elektronok kitöltik a második elektronréteg $s-$ és $p$ pályáját a legkisebb energia elve szerint (először $s$, majd $p$ ) és a Pauli és Hund szabályok.
A neonatomban a második elektronréteg elkészült - 8 dolláros elektront tartalmaz.
A harmadik periódus elemei.
A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg teljesül, így a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok elfoglalhatják a 3s-, 3p- és 3d-alszinteket.
A harmadik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete.
A magnézium atom befejezi 3,5 dolláros elektronpályáját. A $Na$ és a $Mg$ $s$-elemek.
Az alumíniumban és az azt követő elemekben a $3d$ alszint tele van elektronokkal.
| $↙(18)(Ar)$ Argon |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Az argonatom külső rétegében (a harmadik elektronrétegben) 8 dollár elektron van. A külső réteg elkészültével, de összességében a harmadik elektronrétegben, mint már tudjátok, 18 elektron lehet, ami azt jelenti, hogy a harmadik periódus elemei kitöltetlen $3d$-pályákkal rendelkeznek.
$Al$ és $Ar$ között minden elem $р$ -elemek.
$s-$ és $p$ -elemek forma fő alcsoportok a periódusos rendszerben.
A negyedik periódus elemei.
A kálium és kalcium atomoknak van egy negyedik elektronrétege és a $4s$ alszint kitöltve, mert alacsonyabb energiájú, mint a $3d$ alszint. A negyedik periódus elemeinek atomjainak grafikus elektronikus képleteinek egyszerűsítésére:
- Jelöljük az argon hagyományos grafikus elektronikus képletét a következőképpen: $Ar$;
- Nem fogunk olyan alszinteket ábrázolni, amelyek nincsenek kitöltve ezekben az atomokban.
$K, Ca$ - $s$ - elemek, fő alcsoportokba tartoznak. A $Sc$-tól $Zn$-ig terjedő atomok esetében a 3d alszint elektronokkal van kitöltve. Ezek $3d$ elemek. Beletartoznak oldalsó alcsoportok, külső elektronrétegük meg van töltve, besorolásuk szerint átmeneti elemek.
Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronikus héjának szerkezetére. Ezekben egy elektron „elbukik” a $4s-$-ról a $3d$ alszintre, ami a kapott $3d^5$ és $3d^(10)$ elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Elem szimbólum, sorozatszám, név | Elektronikus szerkezeti diagram | Elektronikus képlet | Grafikus elektronikus képlet |
| $↙(19)(K)$ Kálium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Kalcium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Scandium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titán |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanádium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Cu)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ vagy $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Cink |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ vagy $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ gallium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ vagy $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Kripton |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ vagy $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
A cink atomban elkészült a harmadik elektronréteg - benne van az összes $3s, 3p$ és $3d$ alszint, összesen $18$ elektronnal.
A cinket követő elemekben a negyedik elektronréteg, a $4p$ alszint tovább töltődik. Elemek $Ga$-tól $Kr$-ig – $р$ -elemek.
A kriptonatom külső (negyedik) rétege teljes, és 8 dolláros elektronokat tartalmaz. De összességében a negyedik elektronrétegben, mint tudják, $32$ elektronok lehetnek; A kriptonatomnak még mindig vannak kitöltetlen $4d-$ és $4f$ alszintjei.
Az ötödik periódus elemeinél az alszinteket a következő sorrendben kell kitölteni: $5s → 4d → 5p$. És vannak kivételek a $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) elektronok „meghibásodásával” kapcsolatban is. ) Pd$, $↙(47)Ag$. A $f$ a hatodik és hetedik periódusban jelenik meg -elemek, azaz elemek, amelyekre a harmadik külső elektronikus réteg $4f-$ és $5f$ alszintjei rendre ki vannak töltve.
$4f$ -elemek hívott lantanidok.
$5f$ -elemek hívott aktinidák.
Az elektronikus részszintek kitöltésének sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: $↙(55)Cs$ és $↙(56)Ba$ - $6s$ elemek; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elem; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemek; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemek; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemek. De itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronikus pályák kitöltési sorrendje sérül, ami például a fél és teljesen feltöltött $f$-alszintek nagyobb energiastabilitásával jár, pl. $nf^7$ és $nf^(14)$.
Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elem, amint már megértette, négy elektroncsaládra vagy blokkra van osztva:
- $s$ -elemek; az atom külső szintjének $s$-alszintje tele van elektronokkal; A $s$-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 a III–VIII. csoportok fő alcsoportjainak elemeit tartalmazzák;
- $d$ -elemek; az atom pre-külső szintjének $d$-alszintje tele van elektronokkal; A $d$-elemek közé tartoznak az I–VIII csoport másodlagos alcsoportjainak elemei, azaz. $s-$ és $p-$ elemek között elhelyezkedő nagy periódusok interkaláris évtizedeinek elemei. Úgy is hívják átmeneti elemek;
- $f$ -elemek; elektronok töltik ki az atom harmadik külső szintjének $f-$alszintjét; ezek közé tartoznak a lantanidok és az aktinidák.
Egy atom elektronikus konfigurációja. Az atomok alap- és gerjesztett állapotai
W. Pauli svájci fizikus 1925 dollárban azt találta egy atomnak legfeljebb két elektronja lehet egy pályán, ellentétes (antipárhuzamos) hátlappal (angolból orsónak fordítva), i.e. olyan tulajdonságokkal rendelkezik, amelyeket hagyományosan úgy képzelhetünk el, mint egy elektron képzeletbeli tengelye körül az óramutató járásával megegyező vagy ellentétes irányú forgását. Ezt az elvet hívják Pauli elv.
Ha egy elektron van egy pályán, azt ún páratlan, ha kettő, akkor ez párosított elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok.
Az ábrán az energiaszintek alszintekre való felosztásának diagramja látható.
$s-$ Orbitális, mint már tudja, gömb alakú. A $(n = 1)$ hidrogénatom elektronja ezen a pályán helyezkedik el és nincs párosítva. Emiatt azt elektronikus képlet, vagy elektronikus konfiguráció, így van írva: $1s^1$. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a $(1...)$ betű előtti szám jelöli, a latin betű az alszintet (pályatípust), a jobbra írt szám pedig a fölé írt számmal. betű (kitevőként) mutatja az elektronok számát az alszinten.
Egy He hélium atomra, amelynek két pár elektronja van egy $s-$pályán, ez a képlet: $1s^2$. A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz. A második $(n = 2)$ energiaszinten négy pálya van, egy $s$ és három $p$. A második szint $s$-pályájának elektronjai ($2s$-pálya) nagyobb energiájúak, mert nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint a $1s$ $(n = 2)$ pálya elektronjai. Általában minden $n$ értékhez tartozik egy $s-$ pálya, de rajta van a megfelelő elektronenergia-ellátás, és ezért a $n$ értékének növekedésével a megfelelő átmérőjű Az s-$Orbital, amint azt már tudja, gömb alakú. A $(n = 1)$ hidrogénatom elektronja ezen a pályán helyezkedik el és nincs párosítva. Ezért az elektronikus képlete vagy elektronikus konfigurációja a következőképpen van felírva: $1s^1$. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a $(1...)$ betű előtti szám jelöli, a latin betű az alszintet (pályatípust), a jobbra írt szám pedig a fölé írt számmal. betű (kitevőként) mutatja az elektronok számát az alszinten.
Egy $He$ héliumatom esetében, amelynek két pár elektronja van egy $s-$pályán, ez a képlet: $1s^2$. A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz. A második $(n = 2)$ energiaszinten négy pálya van, egy $s$ és három $p$. A második szintű $s-$pályák elektronjai ($2s$-pályák) nagyobb energiájúak, mert nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint a $1s$ $(n = 2)$ pálya elektronjai. Általánosságban elmondható, hogy minden $n$ értékhez egy $s-$pálya tartozik, de rajta megfelelő elektronenergia-ellátással, és ezért megfelelő átmérőjű, amely a $n$ értékének növekedésével nő. 
$p-$ Orbitális súlyzó vagy terjedelmes nyolcas alakja van. Mindhárom $p$-pálya az atomban egymásra merőlegesen helyezkedik el az atommagon áthúzott térbeli koordináták mentén. Még egyszer hangsúlyozni kell, hogy minden energiaszintnek (elektronikus rétegnek) $n= 2$-tól kezdve három $p$-pályája van. A $n$ értékének növekedésével az elektronok az atommagtól nagy távolságra elhelyezkedő $p$-pályákat foglalják el, és a $x, y, z$ tengelyek mentén irányulnak.
A második $(n = 2)$ periódus elemeinél először egy $s$-pályát töltünk ki, majd három $p$-pályát; elektronikus képlet $Li: 1s^(2)2s^(1)$. A $2s^1$ elektron gyengébben kötődik az atommaghoz, így a lítium atom könnyen feladhatja (ahogy nyilván emlékszel, ezt a folyamatot oxidációnak hívják), lítium ionná alakulva $Li^+$ .
A berillium Be atomban a negyedik elektron is a $2s$ pályán található: $1s^(2)2s^(2)$. A berillium atom két külső elektronja könnyen leválik - a $B^0$ $Be^(2+)$ kationná oxidálódik.
A bóratomban az ötödik elektron a $2p$ pályát foglalja el: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Ezután a $C, N, O, F$ atomokat $2p$-pályákkal töltik meg, ami a nemesgáz neonnal végződik: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
A harmadik periódus elemeinél a $3s-$, illetve a $3p$ pálya kitöltésre kerül. A harmadik szint öt $d$-pályája szabadon marad:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Néha az elektronok atomokban való eloszlását ábrázoló diagramokon csak az egyes energiaszinteken lévő elektronok száma van feltüntetve, pl. írja le a kémiai elemek atomjainak rövidített elektronikus képleteit, ellentétben a fent megadott teljes elektronikus képletekkel, például:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Nagy periódusú elemeknél (negyedik és ötödik) az első két elektron $4s-$, illetve $5s$ pályát foglal el: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 dollár. Az egyes főperiódusok harmadik elemétől kezdve a következő tíz elektron az előző $3d-$ illetve $4d-$ pályára kerül (az oldalsó alcsoportok elemeinél): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Általános szabály, hogy az előző $d$-alszint kitöltésekor a külső ($4р-$ és $5р-$) $р-$-alszint kitöltése megkezdődik: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
A nagy periódusú elemeknél - a hatodik és a nem teljes hetedik - az elektronikus szintek és alszintek elektronokkal vannak feltöltve, általában így: az első két elektron belép a külső $s-$alszintre: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; a következő egy elektron ($La$ és $Ca$ esetén) az előző $d$-alszintre: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ és $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 dollár.
Ezután a következő $14$-os elektronok a harmadik külső energiaszintre kerülnek, a lantanidok $4f$ és $5f$ pályáira, rendre: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.
Ekkor az oldalsó alcsoportok elemeinek második külső energiaszintje ($d$-alszint) újra felépül: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. És végül csak azután, hogy a $d$-alszint teljesen megtelt tíz elektronnal, akkor a $p$-alszint újra kitöltődik: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Nagyon gyakran energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják az atomok elektronikus héjának szerkezetét - az ún. grafikus elektronikus képletek. Ehhez a jelöléshez a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy olyan cella jelöl ki, amely egy pályának felel meg; Minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafikus elektronikus képlet írásakor két szabályt kell emlékeznie: Pauli elv, amely szerint egy cellában (pályán) legfeljebb két elektron lehet, de antiparallel spinekkel, ill. F. Hund szabálya, amely szerint az elektronok először egyenként foglalják el a szabad cellákat, és azonos spinértékük van, és csak ezután párosulnak, de a spinek a Pauli-elv szerint ellentétes irányúak lesznek.
1. probléma. Írja fel a következő elemek elektronikus konfigurációit: N, Si
Megoldás. Az atompályák energiája a következő sorrendben növekszik:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.
Minden s-héj (egy pálya) legfeljebb két elektront tartalmazhat, a p-héj (három pálya) legfeljebb hat, a d-héj (öt pálya) legfeljebb 10, az f-héj ( hét pálya) - legfeljebb 14.
Az atomok alapállapotában az elektronok a legalacsonyabb energiájú pályákat foglalják el. Az elektronok száma megegyezik az atommag töltésével (az atom egésze semleges) és az elem rendszámával. Például egy nitrogénatomnak 7 elektronja van, ebből kettő az 1s pályán, kettő a 2s pályán, a maradék három elektron pedig a 2p pályán van. A nitrogénatom elektronikus konfigurációja:
7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. A fennmaradó elemek elektronikus konfigurációi:
14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2,
26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,
36 K r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6,
52 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,
74 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4.
2. probléma. Melyik inert gáz és mely elemionok elektronkonfigurációja megegyezik a kalciumatom összes vegyértékelektronjának eltávolításából származó részecskével?
Megoldás. A kalcium atom elektronhéjának szerkezete 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Ha két vegyértékelektront eltávolítunk, Ca 2+ ion képződik 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 konfigurációval. Az atomnak ugyanaz az elektronikus konfigurációja Arés ionok S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ stb.
3. probléma.
Lehetnek-e az Al 3+ ion elektronjai a következő pályákon: a) 2p;
b) 1p; c) 3d?
Megoldás. Az alumíniumatom elektronikus konfigurációja: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Az Al 3+ ion három vegyértékelektron eltávolításával jön létre egy alumíniumatomból, és elektronkonfigurációja 1s 2 2s 2 2p 6 .
a) az elektronok már a 2p pályán vannak;
b) az l kvantumszámra (l = 0, 1,…n -1) vonatkozó megszorítások szerint n = 1 esetén csak az l = 0 érték lehetséges, ezért az 1p pálya nem létezik; c) az elektronok a 3d pályán lehetnek, ha az ion gerjesztett állapotban van.
Megoldás. A neonatom elektronikus konfigurációja alapállapotban 1s 2 2s 2 2p 6. Az első gerjesztett állapotot egy elektronnak a legmagasabb foglalt pályáról (2p) a legalacsonyabb foglalt pályára (3s) való átmenetével kapjuk. A neonatom elektronikus konfigurációja az első gerjesztett állapotban 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.
5. probléma. Milyen összetételűek a 12 C és 13 C, 14 N és 15 N izotópok magjai?
Megoldás. Az atommagban lévő protonok száma megegyezik az elem rendszámával, és egy adott elem minden izotópjára azonos. A neutronok száma egyenlő a tömegszámmal (az elemszám bal felső sarkában van feltüntetve), mínusz a protonok számával. Ugyanazon elem különböző izotópjai eltérő számú neutront tartalmaznak.
A jelzett magok összetétele:
12C: 6p + 6n; 13C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.
Nézzük a 2016. évi Egységes Államvizsga opciók közül az 1. számú feladatot.
1. számú feladat.
A 3s²3p6 külső elektronréteg elektronképlete megfelel mind a két részecske szerkezetének:
1. Arº és Kº 2. Cl‾ és K+ 3. S²‾ és Naº 4. Clº és Ca2+
Magyarázat: a válaszlehetőségek között vannak gerjesztetlen és gerjesztett állapotú atomok, vagyis mondjuk egy káliumion elektronkonfigurációja nem felel meg a periódusos rendszerben elfoglalt helyzetének. Tekintsük az 1. opciót Arº és Kº. Írjuk fel az elektronikus konfigurációikat: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - csak argonhoz megfelelő elektronikus konfiguráció. Tekintsük a 2. válaszlehetőséget - Cl‾ és K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Ezért, a helyes válasz a 2.
2. feladat.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Magyarázat: mert az argon elektronikus konfigurációját írjuk: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. A kalcium nem megfelelő, mert 2-vel több elektronja van. Kálium esetében: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. A helyes válasz a 2.
3. feladat.
Az 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 atomi elektronkonfigurációjú elem hidrogénvegyületet képez
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Magyarázat: Nézzük a periódusos rendszert, a kénatom ilyen elektronikus konfigurációval rendelkezik. A helyes válasz a 4.
4. feladat.
A magnézium atomjai és
1. Kalcium 2. Króm 3. Szilícium 4. Alumínium
Magyarázat: A magnézium külső energiaszint-konfigurációja: 3s2. Kalciumnál: 4s2, krómnál: 4s2 3d4, szilíciumnál: 3s2 2p2, alumíniumnál: 3s2 3p1. A helyes válasz az 1.
5. feladat.
Az alapállapotban lévő argonatom megfelel a részecske elektronkonfigurációjának:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Magyarázat: Az argon elektronikus konfigurációja alapállapotban 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Az S²‾ elektronikus konfigurációja: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). A helyes válasz az 1.
6. feladat.
A foszfor és a foszfor atomok külső energiaszintje hasonló konfigurációval rendelkezik.
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Magyarázat:Írjuk fel a foszforatom külső szintjének elektronikus konfigurációját: 3s2 3p3.
Alumíniumhoz: 3s2 3p1;
Argonhoz: 3s2 3p6;
Klór esetén: 3s2 3p5;
Nitrogén esetében: 2s2 2p3.
A helyes válasz a 4.
7. feladat.
Az 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 elektronkonfiguráció megfelel a részecskének
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Magyarázat: ez az elektronikus konfiguráció az alapállapotban lévő argonatomnak felel meg. Tekintsük a válaszlehetőségeket:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
A helyes válasz a 2.
8. feladat.
Melyik elektronikus konfiguráció felel meg a vegyértékelektronok eloszlásának a króm atomban:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Magyarázat:Írjuk fel a króm elektronikus konfigurációját alapállapotban: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. A vegyértékelektronok az utolsó két 4s és 3d alszinten helyezkednek el (itt egy elektron az s-ről d-re ugrik). A helyes válasz a 3.
9. számú feladat.
Az atom három párosítatlan elektront tartalmaz a külső elektronszinten alapállapotban.
1. Titán 2. Szilícium 3. Magnézium 4. Foszfor
Magyarázat: Ahhoz, hogy 3 párosítatlan elektron legyen, az elemnek az 5. csoportba kell tartoznia. Ezért, a helyes válasz a 4.
10. feladat.
Egy olyan kémiai elem atomja, amelynek legmagasabb oxidja RO2, a külső szint konfigurációja:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Magyarázat: ennek az elemnek az oxidációs állapota (ebben a vegyületben) +4, azaz 4 vegyértékelektronnal kell rendelkeznie a külső szinten. Ezért, a helyes válasz a 2.
(azt gondolhatod, hogy a helyes válasz 1, de egy ilyen atom maximális oxidációs foka +6 lenne (mivel a külső szinten 6 elektron van), de a magasabb oxid kell ahhoz, hogy az RO2 képlet legyen, és pl. egy elemnek nagyobb az oxidja RO3)
Önálló munkára vonatkozó feladatok.
1. Az 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 elektronikus konfiguráció egy atomnak felel meg
1. Alumínium 2. Nitrogén 3. Klór 4. Fluor
2. A részecske nyolcelektronos külső héjjal rendelkezik
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Annak az elemnek a rendszáma, amelynek atomelektronikus szerkezete 1s2 2s2 2p3 egyenlő
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. A Cu2+ rézionban lévő elektronok száma az
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. A nitrogénatomok ill
1. Kén 2. Klór 3. Arzén 4. Mangán
6. Melyik vegyület tartalmaz egy 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6 elektronkonfigurációjú kationt és aniont?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. A Fe2+ vasionban lévő elektronok száma az
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Az ion egy inert gáz elektronikus konfigurációjával rendelkezik
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. A fluor és a fluor atomok hasonló konfigurációjú külső energiaszinttel rendelkeznek
1. Oxigén 2. Lítium 3. Bróm 4. Neon
10. Egy elem, amelynek atomelektronikus képlete 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, hidrogénvegyületnek felel meg
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
Ez a jegyzet az A.A. által szerkesztett 2016-os egységes államvizsga-gyűjtemény feladatait használja. Kaverina.
MEGHATÁROZÁS
Argon- az inert (nemes) gázok osztályába tartozó kémiai elem. Az alcsoport VIII. A csoportjának harmadik periódusában található, ha a rövid periódusos táblázatot nézzük, vagy a 18. csoportban, ha a hosszú periódusos táblázatot nézzük.
Megnevezés - Ar. A p-elemek családjába tartozik. A sorozatszám 18. Atomtömege 39.948 amu.
Az argon atom elektronszerkezete
Az argonatom egy pozitív töltésű magból (+18) áll, amely 18 protonból és 22 neutronból áll, és körülötte 18 elektron mozog 3 pályán.
1. ábra. Az argon atom sematikus szerkezete.
Az elektronok eloszlása a pályák között a következő:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .
Az argonatom külső energiaszintje teljesen teljes - 8 elektron. Az alapállapot energiadiagramja a következő formában jelenik meg:
Izgatott állapot, annak ellenére, hogy van egy üres 3 d-nincs orbitális Ez az oka annak, hogy a neon inert gáznak minősül. Kémiailag inaktív.
Példák problémamegoldásra
1. PÉLDA
2. PÉLDA
| Gyakorlat | Melyek a 4-es elektronok kvantumszámai? s- alszint? |
| Megoldás | Minden elektron négy kvantumszám halmazával jellemezhető: a fő, amelyet a szint száma határoz meg, a pálya, amelyet az alszint száma, a mágneses és a spin. On s- a 4. szint alszintje két elektront tartalmaz: |
