Стремление к состоянию с наименьшей энергией является
общим свойством материи. Вы наверняка знаете о горных снежных лавинах и
камнепадах. Их энергия настолько велика, что может сметать с лица земли
мосты, дома и другие крупные и прочные сооружения. Причина этого
грозного явления природы в том, что масса снега или камней стремится
занять состояние с наименьшей энергией, а потенциальная энергия
физического тела у подножья горы меньше, чем на склоне или вершине.
Атомы образуют между собой связи по той же причине: суммарная энергия соединившихся атомов меньше, чем энергия тех же атомов в свободном состоянии. Это очень счастливое для нас с вами обстоятельство – ведь если бы при соединении атомов в молекулы не происходил выигрыш в энергии, то Вселенную заполняли бы только атомы элементов, а появление простых и сложных молекул, необходимых для существования жизни, было бы невозможно.
Однако, атомы не могут связываться друг с другом произвольно. Каждый атом способен связываться с конкретным количеством других атомов, причем связанные атомы располагаются в пространстве строго определенным образом. Причину этих ограничений следует искать в свойствах электронных оболочек атомов, а точнее – в свойствах внешних электронных оболочек, которыми атомы взаимодействуют друг с другом.
Завершенная внешняя электронная оболочка обладает меньшей (т.е. более выгодной для атома) энергией, чем незавершенная. По правилу октета завершенная оболочка содержит 8 электронов:
Таковы внешние электронные оболочки атомов благородных газов, за исключением гелия (n = 1), у которого завершенная оболочка состоит из двух s-электронов (1s 2 ) просто потому, что p-подуровня на 1-м уровне нет.
Внешние оболочки всех элементов, кроме благородных газов, являются НЕЗАВЕРШЕННЫМИ и в процессе химического взаимодействия они по возможности ЗАВЕРШАЮТСЯ.
Чтобы такое "завершение" могло произойти, атомы должны либо передать электроны друг другу, либо предоставить их в общее пользование. Это заставляет атомы находиться рядом друг с другом, т.е. быть связанными химической связью.
Существует несколько терминов для обозначения разновидностей химической связи: ковалентная, полярная ковалентная, ионная, металлическая, донорно-акцепторная, водородная и некоторые другие. Однако, как мы увидим, все способы связывания частиц вещества между собой имеют общую природу – это предоставление собственных электронов в общее пользование (более строго - обобществление электронов), которое часто дополняется электростатическим взаимодействием между разноименными зарядами, возникающими при переходах электронов. Иногда силы притяжения между отдельными частицами могут быть и чисто электростатическими. Это не только притяжение между ионами, но и различные межмолекулярные взаимодействия.
Поэтому для нас так важно упорядочить действительность, распределить ее элементы по клеточкам и найти систему. Иначе память отказывается слушаться, а разум - анализировать. Неслучайно в таким важным прорывом считается создание таблицы Менделеева - порядок, система и логика восторжествовали. Влияние этого открытия было так велико, что вдохновило многих. Например, Любищев, гений российского тайм-менеджмента, разработал свою систему для того, чтобы создать периодическую таблицу живых организмов. Цель эта достигнута не была, но сам факт доказывает важность логики для понимания человеком. Но реальность богаче красивых схем. Например, в главной таблице химии некоторые элементы стоят с нарушением порядка по массе. Почему? Ответить можно одним словом - «изотопы». Это слово в буквальном смысле означает «занимающие одно место».
Работали многие, помнят не всех
Таблица Менделеева - плод кропотливого труда многих ученых, а не только ее создателя. Он гениально создал сам принцип и нашел основные закономерности. А вот цифра массы, которую вы видите под каждым элементом - плод работы множества химиков, и кроме того, она неточна. Как так может быть? Возможно, вы когда-либо обращали внимание, что атомный номер - красивое целое число. А вот масса - дробное с огромным количеством знаков после запятой. Почему? А виноваты те же изотопы. Это объясняется довольно просто. Если вы посмотрите на цифры для элемента «азот», возле цифры атомной массы вы увидите 14,0067. Однако если вы «отловите» свободный атом азота, то он может весить и 10, и 25 атомных единиц. Разные они бывают. А в чем эта разница? Масса изотопа состоит из массы протонов и протонов - величина постоянная, именно она делает (азот - азотом). А вот нейтронами атом может быть как богат, так и беден. В примере с азотом их может быть и 18, и всего 3 штуки. Изотопы - это виды атомов элемента в зависимости от количества нейтронов в ядре. У азота встречается 16 изотопов. У некоторых других элементов бывает и больше.
А что делать ученому?
Если бы вы были учеными, как бы вы поступили? Как бы записали массу в таблицу для расчетов? Можно было, конечно, взять среднее арифметическое. Но очень многие изотопы - это объекты весьма нестабильные, часть из них - искусственно созданные. Поэтому неправильно было бы проводить расчеты с ориентацией на неточные данные. Ученые поступили по-другому - они рассчитали атомную массу элемента пропорционально природной распространенности того или иного изотопа. В итоге вероятность того, что при произвольном поиске вам попался именно изотоп в 14 единиц массы, очень велика. Ядро изотопа, найденного случайно, скорее всего, будет содержать 7 протонов и 7 нейтронов.
Причины неточности
Почему же не совсем точна? Потому что вывод о ней сделан индуктивно - от частного к общему. Мы не знаем точный состав Земли под корой, мы не исследовали геологически даже просто всю поверхность Земли. Поэтому цифра атомной массы - вероятностная. Она основана на тех знаниях, которые люди имеют на сегодня. Почему же ученых это удовлетворяет? Потому что большая точность нужна лишь для для банальных расчетов количеств погрешностью можно пренебречь. А вот нарушение порядка по массе объяняется тем, что для химических свойств важно количество заряженных частиц - протонов. И именно по количеству протонов элементы и выстроены последовательно.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Атом – наименьшая химическая частица.
Многообразие химических соединений обусловлено различным сочетанием атомов химических элементов в молекулы и немолекулярные вещества. Способность же атома вступать в химические соединения, его химические и физические свойства определяются структурой атома. В связи с этим для химии первостепенное значение имеет внутреннее строение атома и в первую очередь структура его электронной оболочки.
Модели строения атома
В начале XIX века Д. Дальтон возродил атомистическую теорию, опираясь на известные к тому времени основополагающие законы химии (постоянства состава, кратных отношений и эквивалентов). Были проведены первые эксперименты по изучению строения вещества. Однако, несмотря на сделанные открытия (атомы одного и того же элементы обладают одними и теми же свойствами, а атомы других элементов – иными свойствами, введено понятие атомной массы), атом считали неделимым.
После получения экспериментальных доказательств (конец XIX начало XX века) сложности строения атома (фотоэффект, катодные и рентгеновские лучи, радиоактивность) было установлено, что атом состоит из отрицательно и положительно заряженных частиц, которые взаимодействуют между собой.
Эти открытия дали толчок к созданию первых моделей строения атома. Одна из перых моделей была предложена Дж. Томсоном (1904) (рис. 1): атом представлялся как «море положительного электричества» с колеблющимися в нем электронами.
После опытов с α-частицами, в 1911г. Резерфорд предложил так называемую планетарную модель строения атома (рис. 1), похожую на строение солнечной системы. Согласно планеетарной модели, в центре атома находится очень маленькое ядро с зарядом Z е, размеры которого приблизительно в 1000000 раз меньше размеров самого атома. Ядро заключает в себе практически всю массу атома и имеет положительный заряд. Вокруг ядра по орбитам движутся электроны, число которых определяется зарядом ядра. Внешняя траектория движения электронов определяет внешние размеры атома. Диаметр атома составляет 10 -8 см, в то время, как диаметр ядра много меньше -10 -12 см.
Рис. 1 Модели строения атома по Томсону и Резерфорду
Опыты по изучению атомных спектров показали несовершенство планетарной модели строения атома, поскольку эта модель противоречит линейчатой структуре атомных спектров. На основании модели Резерфорда, учении Энштейна о световых квантах и квантовой теории излучения планка Нильс Бор (1913) сформулировал постулаты , в которых заключается теория строения атома (рис. 2): электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным орбитам (стационарным), двигаясь по такой орбите он не излучает электромагнитной энергии, излучение (поглощение или испускание кванта электромагнитной энергии) происходит при переходе (скачкообразном) электрона с одной орбиты на другую.
Рис. 2. Модель строения атома по Н. Бору
Накопленный экспериментальный материал, характеризующий строение атома, показал, что свойства электронов, а также других микрообъектов не могут быть описаны на основе представлений классической механики. Микрочастицы подчиняются законам квантовой механики, которая стала основой для создания современной модели строения атома .
Главные тезисы квантовой механики:
— энергия испускается и поглощается телами отдельными порциями – квантами, следовательно, энергия частиц изменяется скачкообразно;
— электроны и другие микрочастицы имеют двойственную природу – проявляет свойства и частицы, и волны (корпускулярно-волновой дуализм);
— квантовая механика отрицает наличие определенных орбит у микрочастиц (для движущихся электронов невозможно определить точное положение, т.к. они движутся в пространстве вблизи ядра, можно лишь определить вероятность нахождения электрона в различных частях пространства).
Пространство вблизи ядра, в котором достаточно велика вероятность нахождения электрона (90%), называется орбиталью .
Квантовые числа. Принцип Паули. Правила Клечковского
Состояние электрона в атоме можно описать с помощью четырех квантовых чисел .
n – главное квантовое число. Характеризует общий запас энергии электрона в атоме и номер энергетического уровня. nприобретает целочисленные значения от 1 до ∞. Наименьшей энергией электрон обладает при n=1; с увеличением n – энергия . Состояние атома, когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия минимальна, называется основным. Состояния с более высокими значениями называются возбужденными. Энергетические уровни обозначаются арабскими цифрами в соответствии со значением n. Электроны можно расположить по семи уровням, поэтому, реально n существует от 1 до 7. Главное квантовое число определяет размеры электронного облака и определяет средний радиус нахождения электрона в атоме.
l – орбитальное квантовое число. Характеризует запас энергии электронов в подуровне и форму орбитали (табл. 1). Принимает целочисленные значения от 0 до n-1. l зависит от n. Если n=1,то l=0, что говорит о том, что на 1-м уровне 1-н подуровень.
m e – магнитное квантовое число. Характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Принимает целочисленные значения от –l через 0 до +l. Так, при l=1 (p-орбиталь), m e принимает значения -1, 0, 1 и ориентация орбитали может быть различной (рис. 3).
Рис. 3. Одна из возможных ориентаций в пространстве p-орбитали
s – спиновое квантовое число. Характеризует собственное вращение электрона вокруг оси. Принимает значения -1/2(↓) и +1/2 (). Два электрона на одной орбитали обладают антипараллельными спинами.
Состояние электронов в атомах определяется принципом Паули : в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел. Последовательность заполнения орбиталей электронами определяется правилами Клечковского : орбитали заполняются электронами в порядке возрастания суммы (n+l) для этих орбиталей, если сумма (n+l) одинакова, то первой заполняется орбиталь с меньшим значением n.
Однако, в атоме обычно присутствуют не один, а несколько электронов и, чтобы учесть их взаимодействие друг с другом используют понятие эффективного заряда ядра – на электрон внешнего уровня действует заряд, меньший заряда ядра, вследствие чего внутренние электроны экранируют внешние.
Основные характеристики атома: атомный радиус (ковалентный, металлический, ван-дер-ваальсов, ионный), сродство к электрону, потенциал ионизации, магнитный момент.
Электронные формулы атомов
Все электроны атома образуют его электронную оболочку. Строение электронной оболочки изображается электронной формулой , которая показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням. Число электронов на подуровне обозначается цифрой, которая записывается справа вверху от буквы, показывающей подуровень. Например, атом водорода имеет один электрон, который расположен на s-подуровне 1-го энергетического уровня: 1s 1 . Электронная формула гелия, содержащего два электрона записывается так: 1s 2 .
У элементов второго периода электроны заполняют 2-й энергетический уровень, на котором могут находиться не более 8-ми электронов. Вначале электроны заполняют s-подуровень, потом – p-подуровень. Например:
5 B 1s 2 2s 2 2p 1
Связь электронного строения атома с положением элемента в Периодической системе
Электронную формулу элемента определяют по его положению в Периодической системе Д.И. Менделеева. Так, номер периода соответствует У элементов второго периода электроны заполняют 2-й энергетический уровень, на котором могут находиться не более 8-ми электронов. Вначале электроны заполняют У элементов второго периода электроны заполняют 2-й энергетический уровень, на котором могут находиться не более 8-ми электронов. Вначале электроны заполняют s-подуровень, потом – p-подуровень. Например:
5 B 1s 2 2s 2 2p 1
У атомов некоторых элементов, наблюдается явление «проскока» электрона с внешнего энергетического уровня на предпоследний. Проскок электрона происходит у атомов меди, хрома, палладия и некоторых других элементов. Например:
24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1
энергетический уровень, на котором могут находиться не более 8-ми электронов. Вначале электроны заполняют s-подуровень, потом – p-подуровень. Например:
5 B 1s 2 2s 2 2p 1
Номер группы для элементов главных подгрупп равен числу электронов на внешнем энергетическом уровне, такие электроны называют валентными (они участвуют в образовании химической связи). Валентными электронами у элементов побочных подгрупп могут быть электроны внешнего энергетического уровня и d-подуровня предпоследнего уровня. Номер группы элементов побочных подгрупп III-VII групп, а также у Fe, Ru, Os соответствует общему числу электронов на s-подуровне внешнего энергетического уровня и d-подуровне предпоследнего уровня
Задания:
Изобразите электронные формулы атомов фосфора, рубидия и циркония. Укажите валентные электроны.
Ответ:
15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Валентные электроны 3s 2 3p 3
37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Валентные электроны 5s 1
40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Валентные электроны 4d 2 5s 2
Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.
Одну из первых моделей строения атома — «пудинговую модель » — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.
И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.
Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.
Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.
Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.
При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется электронной оболочкой .
А томное ядро , как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит — протоны и нейтроны . Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие ).
Рассмотрим основные характеристики протонов , нейтронов и электронов :
| Протон | Нейтрон | Электрон | |
| Масса | 1,00728 а.е.м. | 1,00867 а.е.м. | 1/1960 а.е.м. |
| Заряд | + 1 элементарный заряд | 0 | — 1 элементарный заряд |
1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10 -27 кг
1 элементарный заряд = 1,60219·10 -19 Кл
И — самое главное. Периодическая система химических элементов, структурированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике: номер атома — это число протонов в ядре этого атома . Причем ни о каких протонах Дмитрий Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд в науке.
Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов , т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов.
Атом — это на заряженная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: N e = N p = Z .
Масса атома (массовое число A ) равна суммарной массе крупных частиц, которе входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нетрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу: M = N p + N n
Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.
Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.
В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.
Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:
- У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
- У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?
Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.
Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:
Еще немного вопросов:
3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.
4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.
Строение электронной оболочки
Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным ) орбитам , удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни .
Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n .
В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень . Тип подуровни характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.
В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l +1 . На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.
| Тип орбитали | s | p | d | f | g |
| Значение орбитального квантового числа l | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
| Число атомных орбиталей данного типа 2l +1 | 1 | 3 | 5 | 7 | 9 |
| Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа | 2 | 6 | 10 | 14 | 18 |
Получаем сводную таблицу:
|
Номер уровня , n |
Подуро-вень | Число | Максимальное количество электронов |
| 1 | 1s | 1 | 2 |
| 2 | 2s | 1 | 2 |
| 2p | 3 | 6 | |
| 3s | 1 | 2 | |
| 3p | 3 | 6 | |
| 3d | 5 | 10 | |
| 4s | 1 | 2 | |
| 4p | 3 | 6 | |
| 4d | 5 | 10 | |
| 4f | 7 |
Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.
Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).
Правило Хунда . На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону . Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.
Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной .
Например , заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так:
Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l . Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n .
| АО | 1s | 2s | 2p | 3s | 3p | 3d | 4s | 4p | 4d | 4f | 5s | 5p | 5d | 5f | 5 g |
| n | 1 | 2 | 2 | 3 | 3 | 3 | 4 | 4 | 4 | 4 | 5 | 5 | 5 | 5 | 5 |
| l | 0 | 0 | 1 | 0 | 1 | 2 | 0 | 1 | 2 | 3 | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
| n + l | 1 | 2 | 3 | 3 | 4 | 5 | 4 | 5 | 6 | 7 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 |
Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:
1 s < 2 s < 2 p < 3 s < 3 p < 4 s < 3 d < 4 p < 5 s < 4 d < 5 p < 6 s < 4 f ~ 5 d < 6 p < 7 s <5 f ~ 6 d …
Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.
Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.
Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:
Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s 2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.
Например , электронная формула углерода выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 2 .
Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию.
Например , электронную формулу азота можно записать так: 1s 2 2s 2 2p 3 или так: 2s 2 2p 3 .
1s 2 =
1s 2 2s 2 2p 6 =
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = и так далее.
Электронные формулы элементов первых четырех периодов
Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:
+1H 1s 1 1s
У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:
+2He 1s 2 1s
Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:
+3Li 1s 2 2s 1 1s 2s
У бериллия 2s-подуровень заполнен:
+4Be 1s 2 2s 2 1s 2s
+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p
У следующего элемента, углерода , очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не подселяется в частично занятую:
+6C 1s
2
2s 2 2p 2
1s 2s 2p 
Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя по ответам конце статьи:
5. Азот
6. Кислород
7. Фтор
У неона завершено заполнение второго энергетического уровня:
+10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p
У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:
+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2s 2p 3s
От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предалагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.
8. Магний
9. Алюминий
10. Кремний
11. Фосфор
12. Сера
13. Хлор
14. Аргон
А вот начиная с 19-го элемента, калия , иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s . Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей , а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия :
+19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2s 2p3s 3p4s
Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:
+19K 4s 1 4s
У кальция 4s-подуровень заполнен:
+20Ca 4s 2 4s
У элемента 21, скандия , согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d -подуровня:
+21Sc 3d 1
4s 2
4s 3d 
Дальнейшее заполнение 3d -подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия :
+22Ti 3d 2
4s 2
4s 3d 
+23V 3d 3
4s 2
4s 3d 
Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:
+24Cr 3d 5
4s 1
4s 3d 
В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае — 3d 4 4s 2 ) ровно одна ячейка в d -подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно . А более выгодно , когда d -орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s -подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s -подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d- орбителей. Этот эффект таки называется — провал или проскок электрона . И наблюдается он, когда d -орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).
У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца :
+25Mn 3d 5 4s 2
Аналогично у кобальта и никеля . А вот у меди мы снова наблюдаем провал (проскок) электрона — электрон опять проскакивает с 4s -подуровня на 3d- подуровень :
+29Cu 3d 10 4s 1
На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:
+30Zn 3d 10 4s 2
У следующих элементов, от галлия до криптона , происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия :
+31Ga 3d 10 4s 2 4p 1
Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно и проверить себя в Интернете.
Некоторые важные понятия:
Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны. Например , у меди (3d 10 4s 1 ) внешний энергетический уровень — четвёртый.
Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвоват ьв образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr 3d 5 4s 1 ) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s 1 ), но и неспаренные электроны на 3d -подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.
Основное и возбужденнео состояние атома
Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют основному энергетическому состоянию атома . Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.
Однако, чтобы образовывать , атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов . А химические связиь энергетически очень для атома выгодны. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов — тем больше связей он может образовать, и, как следствие, перейдёт в более выгодное энергетическое состояние.
Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары электронов могут распариваться , и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается , и атом может образовать больше химических связей , что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой.
Например, в основном состоянии бор имеет следующую конфигурацию энергетического уровня:
+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p
На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):
+5B* 1s
2
2s 1 2p 2
1s 2s 2p
Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!
15. Углерода
16. Бериллия
17. Кислорода
Электронные формулы ионов
Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы .
Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.
Если атом отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный (вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это катионы . Например : катион натрия образуется так:
+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 -1е = +11Na + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0
Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд . Отрицательно заряженные частицы — это анионы . Например , анион хлора обраузется так:
+17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e = +17Cl — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома . Обратите внимание , при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня . При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень .
Атом - это мельчайшая частица химического вещества, которая способна сохранять его свойства. Слово «атом» происходит от древнегреческого «atomos», что означает «неделимый». В зависимости о того, сколько и каких частиц находится в атоме, можно определить химический элемент .
Кратко о строении атома
Как можно вкратце перечислить основные сведения о является частицей с одним ядром, которое заряжено положительно. Вокруг этого ядра расположено отрицательно заряженное облако из электронов. Каждый атом в своем обычном состоянии является нейтральным. Размер этой частицы полностью может быть определен размером электронного облака, которое окружает ядро.
Само ядро, в свою очередь, тоже состоит из более мелких частиц - протонов и нейтронов. Протоны являются положительно заряженными. Нейтроны не несут в себе никакого заряда. Однако протоны вместе с нейтронами объединяются в одну категорию и носят название нуклонов. Если необходимы основные сведения о строении атома кратко, то эта информация может быть ограничена перечисленными данными .
Первые сведения об атоме
О том же, что материя может состоять из мелких частиц, подозревали еще древние греки. Они полагали, что все существующее и состоит из атомов. Однако такое воззрение носило чисто философский характер и не может быть трактовано научно.
Первым основные сведения о строении атома получил английский ученый Именно этот исследователь сумел обнаружить, что два химических элемента могут вступать в различные соотношения, и при этом каждая такая комбинация будет представлять собой новое вещество. Например, восемь частей элемента кислорода порождают собой углекислый газ. Четыре части кислорода - угарный газ.
В 1803 году Дальтон открыл так называемый закон кратных отношений в химии. При помощи косвенных измерений (так как ни один атом тогда не мог быть рассмотрен под тогдашними микроскопами) Дальтон сделал вывод об относительном весе атомов .
Исследования Резерфорда
Почти столетие спустя основные сведения о строении атомов были подтверждены еще одним английским химиком - Ученый предложил модель электронной оболочки мельчайших частиц.
На тот момент названная Резерфордом «Планетарная модель атома» была одним из важнейших шагов, которые могла сделать химия. Основные сведения о строении атома свидетельствовали о том, что он похож на Солнечную систему: вокруг ядра по строго определенным орбитам вращаются частицы-электроны, подобно тому, как это делают планеты.
Электронная оболочка атомов и формулы атомов химических элементов
Электронная оболочка каждого из атомов содержит ровно столько электронов, сколько находится в его ядре протонов. Именно поэтому атом является нейтральным. В 1913 году еще один ученый получил основные сведения о строении атома. Формула Нильса Бора была похожа на ту, что получил Резерфорд. Согласно его концепции, электроны также вращаются вокруг ядра, расположенного в центре. Бор доработал теорию Резерфорда, внес стройность в ее факты.
Уже тогда были составлены формулы некоторых химических веществ. Например, схематически строение атома азота обозначается как 1s 2 2s 2 2p 3 , строение атома натрия выражается формулой 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Через эти формулы можно увидеть, какое количество электронов движется по каждой из орбиталей того или иного химического вещества.
Модель Шредингера
Однако затем и эта атомная модель устарела. Основные сведения о строении атома, известные науке сегодня, во многом стали доступны благодаря исследованиям австрийского физика
Он предложил новую модель его строения - волновую. К этому времени ученые уже доказали, что электрон наделен не только природой частицы, но обладает свойствами волны.
Однако у модели Шредингера и Резерфорда имеются и общие положения. Их теории сходны в том, что электроны существуют на определенных уровнях.
Такие уровни также называются электронными слоями. При помощи номера уровня может быть охарактеризована энергия электрона. Чем выше слой, тем большей энергией он обладает. Все уровни считаются снизу вверх, таким образом, номер уровня соответствует его энергии. Каждый из слоев в электронной оболочке атома имеет свои подуровни. При этом у первого уровня может быть один подуровень, у второго - два, у третьего - три и так далее (см. приведенные выше электронные формулы азота и натрия).
Еще более мелкие частицы
На данный момент, конечно, открыты еще более мелкие частицы, нежели электрон, протон и нейтрон. Известно, что протон состоит из кварков. Существуют и еще более мелкие частицы мироздания - например, нейтрино, который по своим размерам в сто раз меньше кварка и в миллиард раз меньше протона.
Нейтрино - это настолько мелкая частица, что она в 10 септиллионов раз меньше, чем, к примеру, тираннозавр. Сам тираннозавр во столько же раз меньших размеров, чем вся обозримая Вселенная.
Основные сведения о строении атома: радиоактивность
Всегда было известно, что ни одна химическая реакция не может превратить один элемент в другой. Но в процессе радиоактивного излучения это происходит самопроизвольно.
Радиоактивностью называют способность ядер атомов превращаться в другие ядра - более устойчивые. Когда люди получили основные сведения о строении атомов, изотопы в определенной мере могли служить воплощением мечтаний средневековых алхимиков.
В процессе распада изотопов испускается радиоактивное излучение. Впервые такое явление было обнаружено Беккерелем. Главный вид радиоактивного излучения - это альфа-распад. При нем происходит выброс альфа-частицы. Также существует бета-распад, при котором из ядра атома выбрасывается, соответственно, бета-частица.
Природные и искусственные изотопы
В настоящее время известно порядка 40 природных изотопов. Их большая часть расположена в трех категориях: урана-радия, тория и актиния. Все эти изотопы можно встретить в природе - в горных породах, почве, воздухе. Но помимо них, известно также порядка тысячи искусственно выведенных изотопов, которые получают в ядерных реакторах. Многие их таких изотопов используются в медицине, особенно в диагностике .
Пропорции внутри атома
Если представить себе атом, размеры которого будут сопоставимы с размерами международного спортивного стадиона, тогда можно визуально получить следующие пропорции. Электроны атома на таком «стадионе» будут располагаться на самом верху трибун. Каждый из них будет иметь размеры меньше, чем булавочная головка. Тогда ядро будет расположено в центре этого поля, а его размер будет не больше, чем размер горошины.
Иногда люди задают вопрос, как в действительности выглядит атом. На самом деле он в буквальном смысле слова не выглядит никак - не по той причине, что в науке используются недостаточно хорошие микроскопы. Размеры атома находятся в тех областях, где понятие «видимости» просто не существует.
Атомы обладают очень малыми размерами. Но насколько малы в действительности эти размеры? Факт состоит в том, что самая маленькая, едва различимая человеческим глазом крупица соли содержит в себе порядка одного квинтиллиона атомов.
Если же представить себе атом такого размера, который мог бы уместиться в человеческую руку, то тогда рядом с ним находились бы вирусы 300-метровой длины. Бактерии имели бы длину 3 км, а толщина человеческого волоса стала бы равна 150 км. В лежачем положении он смог бы выходить за границы земной атмосферы. А если бы такие пропорции были действительны, то человеческий волос в длину смог бы достигать Луны. Вот такой он непростой и интересный атом, изучением которого ученые продолжают заниматься и по сей день.
Загрузка...