Как строить схемы строения атомов: Урок 1. Схема строения атомов – HIMI4KA

Содержание

Урок 1. Схема строения атомов – HIMI4KA

У нас вышел новый курс, где всё объясняется ещё проще. Подробннее по ссылке

В уроке 1 «Схема строения атомов» из курса «Химия для чайников» рассмотрим основы строение атома и состав атомного ядра; выясним, что такое атомная единица массы, порядковый номер атома и атомная масса элемента. Обязательно просмотрите основные понятия и определения к разделу «Атомы, молекулы и ионы», чтобы лучше воспринимать суть изложенного материала в данной главе.

Основы строения атома

Пока не будем говорить, кто и когда узнал о существовании атома, а сразу перейдем к основам его строения: Атом — это мельчайшая частица вещества, которая состоит из ядра (заряд «+»), окруженного электронами (заряд «–»).

Электроны расположены на электронных оболочках атома: чем больше заряд ядра, тем больше электронов и электронных оболочек. Сам атом заряда не имеет, так как он является электрически нейтральным: заряд ядра (+) равен сумме зарядов электронов (-), вращающихся вокруг ядра.

Состав ядра атома

Ядро атома состоит из нуклонов. Нуклоны в ядре — это протоны и нейтроны. Массы протона и нейтрона почти одинаковые. Заряд ядра атома обозначается знаком «+» и зависит исключительно от количества протонов, ведь протоны — это носители положительного заряда, а нейтроны заряда не имеют никогда. Почти вся масса атома сконцентрирована в ядре, поэтому оно супер-тяжелое по отношению к остальному содержимому атома, однако, очень маленькое по сравнению с общим размером атома.

Чтобы вы понимали насколько оно мало, приведу пример: если атом увеличить до размеров Земли, то ядро атома будет в диаметре всего 60 метров. Надеюсь, что теперь у вас возникло некоторое представление об основах строения атома и составе атомного ядра.

Атомная единица массы

Весы, которые могли бы взвесить атом, электрон или нуклон, пока еще не изобрели. Поэтому химики выражают массу частиц не в граммах, а в атомных единицах массы (а.е.м.). 1 атомная единица массы равна 1/12 массы атома углерода, ядро которого состоит из 6 протонов и 6 нейтронов. Получается, что масса 1 протона ~ 1 нейтрона ~ 1 а.е.м. Возникает вопрос, почему мы не считали 6 электронов, однако ответ будет простым: масса электрона ничтожно мала, поэтому в данном случае с ней даже не считаются.

Перевод граммов в атомные единицы массы выглядит так: 1 гр = 6,022×1023 а.е.м и наоборот 1 а.е.м. = 1,66×10-24 г. Число 6,022×1023 носит название — число Авогадро N (позже мы рассмотрим способ ее вычисления). Ниже изображена сравнительная таблица зарядов и масс элементарных частиц:

Название Заряд, Кл Масса, гр Масса, а.е.м.
Протон +1,6·10-19 1,67·10-24 1,00728
Нейтрон 0 1,67·10-24 1,00866
Электрон -1,6·10-19 9,10·10-28 0,00055

Порядковый номер атома и атомная масса элемента

Переходим к двум фундаментальным понятиям. Порядковый (атомный) номер Z — это число протонов в ядре и оно же обозначает число электронов, потому как атом должен быть электрически нейтральным. Атомная масса элемента (относительная атомная масса, атомный вес) — это масса всех субатомных частиц (протонов, нейтронов, электронов) в атоме, выражается в а.е.м. Относительная атомная масса элемента один в один то же самое, что и атомная, но является безразмерной величиной и показывает, во сколько раз масса рассматриваемого атома превышает массу 1/12 части атома углерода. Порядковые номера и атомные массы химических элементов отмечены в таблице Менделеева.

Все атомы в природе с одинаковым порядковым номером в химическом отношении ведут себя практически одинаково и, поэтому их можно считать как атом одного и того же химического элемента. Каждый элемент обозначается одно- или двухбуквенным символом, заимствованный в большинстве случаев из греческого или латинского названия. Например, символ углерода — C, натрия — Na, азота — N и т. д. В качестве символа натрия Na, взяты две первые буквы его латинского названия натриум, чтобы отличить его от азота N (латинское название нитроген). В таблице Менделеева приведен алфавитный перечень элементов и их символов, их порядковый номер и атомные массы.

Надеюсь урок 1 «Схема строения атомов» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Хотите ещё проще? Мы создали новый курс, где максимум за 7 дней вы овладете химией с нуля. Подробннее по ссылке

Схема строения атома, с примерами

Схема строения атома

Всем известно, что атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена практически вся его масса. Внутри ядра находятся протоны и нейтроны, а вокруг него по орбитам движутся отрицательно заряженные электроны (рис. 1).

Рис. 1. Схематическое изображение строения атома неона.

Впервые модель строения атома была предложена в 1903 году Дж.  Дж. Томсоном. Согласно его предположениям, атом состоит из положительного заряда, равномерно распределенного по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда.

Гипотеза Томсона была проверена и уточнена Э. Резерфордом, который провел серию опытов по рассеянию α-частиц тонкими металлическими пластинками и сообщил. На основании своего исследования он заключил что почти вся масса атома сосредоточена в очень малом объеме – положительно заряженном ядре. Вокруг ядра на достаточно большом расстоянии движутся электроны, причем их число таково, что в целом атом электронейтрален. Размеры ядра очень малы по сравнению с размерами атома в целом: диаметр атома – величина порядка 10-8 см, а диаметр ядра – порядка 10-13 – 10-12 см. Такая модель строения атома получила название ядерной.

Однако, несмотря на большой прорыв в изучении строения атома теория Э. Резерфорда не могла дать ответ на два вопроса: устойчивость атома и приводила к неправильным выводам о характере атомных спектров.

Существенный вклад в развитие представлений о строении атома в 1913 году сделал Нильс Бор, предложивший квантовую теорию, объединяющую ядерную модель атома с квантовой теорией света. Он показал, что способность нагретого тела к лучеиспусканию можно описать количественно предположив, что лучистая энергия испускается и поглощается телами не непрерывно, а дискретно, т.е. отдельными порциями – квантами.

Основные положения теории Бора о схеме строения атома

Основные положения своей теории Бор изложил в виде постулатов:

  • Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым орбитам (стационарным).
  • Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии.
  • Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разности энергии атома в конечном и исходном состояниях.

Однако и теория Н. Бора страдала противоречивостью, например не могла ответить на вопрос: где находится электрон в процессе перехода с одной орбиты на другую.

Эта задача была решена только после развития нового ответвления теоретической физики – квантовой (волновой) механики (учения Луи де Бройля и Шредингера).

Примеры решения задач

1.1.1. Строение электронных оболочек атомов химических элементов.

Химия — наука о веществах, их свойствах и превращениях.

Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир.

Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др. ), плотность, цвет, вкус и т.д.

Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др.

О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света.

Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая:

— образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;

— выделение тепла и света при горении костра;

— изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;

— образование газовых пузырьков при брожении теста и т. д.

Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами.

Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый».

Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение.

Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p+, no и e. Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.

Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку.

Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. mp ≈ mn , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. mp/me ≈ mn/me ≈ 2000.

Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов.

Так, например, в таблице ниже представлен возможный состав атомов:

  атом1 атом2 атом3 атом4
ядро 1p+ 1p+, 1n0 4p+, 3n0 4p+, 4n0
оболочка 1e 1e 4e 4e

Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т. е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу.

Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом. Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн».

Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах.

Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами.

Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1Н, 2Н и 3Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2Н практически в два раза тяжелее изотопа 1Н, а изотоп 3Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2Н и 3Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3Н дали название тритий и присвоили символ Т.

Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как:

Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции.

Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью.

Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью.

Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком.

Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:

Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории.

Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа.

  • Главное квантовое число – n — определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Диапазон значений главного квантового числа – все натуральные числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.д.
  • Орбитальное квантовое число — l – характеризует форму атомной орбитали и может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1, где n, напомним, — это главное квантовое число.

Орбитали с l = 0 называют s-орбиталями. s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве:

Орбитали с l = 1 называются p-орбиталями. Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель:

Орбитали с l = 2 называются d-орбиталями, а с l = 3 – f-орбиталями. Их строение намного более сложное.

3) Магнитное квантовое число – ml – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число ml соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 ml = 0 (одно значение), при l = 1 ml = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 ml = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.

Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве.

4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — ms — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения . Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и ↑.

Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n2 орбиталей.

Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень.

Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:

Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и ml.

Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

  • Принцип минимума энергии: электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация:

  • Принцип Паули: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой.

  • Правило Хунда: наиболее устойчивое состояние атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.

Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом:

Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом:

Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы:

При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид:

15P = 1s22s22p63s23p3

Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне.

Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева.
период № элемента символ название электронная формула
I 1 H водород 1s1
2 He гелий 1s2
II 3 Li литий 1s22s1
4 Be бериллий 1s22s2
5 B бор 1s22s22p1
6 C углерод 1s22s22p2
7 N азот 1s22s22p3
8 O кислород 1s22s22p4
9 F фтор 1s22s22p5
10 Ne неон 1s22s22p6
III 11 Na натрий 1s22s22p63s1
12 Mg магний 1s22s22p63s2
13 Al алюминий 1s22s22p63s23p1
14 Si кремний 1s22s22p63s23p2
15 P фосфор 1s22s22p63s23p3
16 S сера 1s22s22p63s23p4
17 Cl хлор 1s22s22p63s23p5
18 Ar аргон 1s22s22p63s23p6
IV 19 K калий 1s22s22p63s23p64s1
20 Ca кальций 1s22s22p63s23p64s2
21 Sc скандий 1s22s22p63s23p64s23d1
22 Ti титан 1s22s22p63s23p64s23d2
23 V ванадий 1s22s22p63s23p64s23d3
24 Cr хром 1s22s22p63s23p64s13d5 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень
25 Mn марганец 1s22s22p63s23p64s23d5
26 Fe железо 1s22s22p63s23p64s23d6
27 Co кобальт 1s22s22p63s23p64s23d7
28 Ni никель 1s22s22p63s23p64s23d8
29 Cu медь 1s22s22p63s23p64s13d10 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень
30 Zn цинк 1s22s22p63s23p64s23d10
31 Ga галлий 1s22s22p63s23p64s23d104p1
32 Ge германий 1s22s22p63s23p64s23d104p2
33 As мышьяк 1s22s22p63s23p64s23d104p3
34 Se селен 1s22s22p63s23p64s23d104p4
35 Br бром 1s22s22p63s23p64s23d104p5
36 Kr криптон 1s22s22p63s23p64s23d104p6

Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида:

5B = 1s22s22p1

А в возбужденном состоянии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так:

5B* =  1s22s12p2

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f.

Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева:

  • У s-элементов последний заполняемый s-подуровень. К данным элементам относятся элементы главных (слева в ячейке таблицы) подгрупп I и II групп.
  • У p-элементов заполняется p-подуровень. К p-элементам относят последние шесть элементов каждого периода, кроме первого и седьмого, а также элементы главных подгрупп III-VIII групп.
  • d-Элементы расположены между s – и p-элементами в больших периодах.
  • f-Элементы называют лантаноидами и актиноидами. Они вынесены вниз таблицы Д.И. Менделеева.

Электронные конфигурации простых ионов

Ионами называют частицы, имеющие либо положительный, либо отрицательный заряд. Ионы бывают простые и сложные. Простые ионы образованы одним химическим элементом, сложные – двумя или более элементами.

Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные ионы – анионами. Заряд иона обозначают надстрочным индексом, сначала указывая величину заряда, затем его знак. При этом в случае, если заряд иона по модулю равен единице, пишут только знак (+ или -).

Примеры простых ионов: Na+, Ca2+, Al3+, S2-, I и т.д.
Примеры сложных ионов: SO42-, NO3, [AlF6]3- и т. д.

Рассмотрим детальнее простые ионы. Откуда у них может возникнуть заряд? Вспомним тот факт, что любой атом является электронейтральной частицей вследствие того, что количество отрицательно заряженных электронов в его оболочках равно количеству положительно заряженных протонов в его ядре.

Если мы «удалим» у атома часть электронов, то получим часть некомпенсированных положительных зарядов. При удалении части электронов у атома получим катион, при присоединении одного или нескольких электронов к атому получим анион.

Например, катион натрия Na+, от атома натрия Na0 отличает  то, что частица Na+ содержит в себе на один электрон меньше чем, атом натрия. Для того чтобы записать электронную конфигурацию катиона натрия Na+, сначала вспомним, сколько электронов имеет атом натрия. Сделать мы это можем, взглянув на порядковый номер химического элемента в таблице Д.И. Менделеева. Натрий имеет порядковый номер 11, следовательно, его атом содержит 11 электронов, тогда катион натрия будет иметь на один электрон меньше, то есть 10 электронов.
Далее распределим 10 электронов по энергетическим подуровням, исходя из всех тех же принципов, что использовались для записи электронных конфигураций атомов:

Аналогично попробуем записать электронно-графическую формулу сульфид-иона S2-. В таблице Д.И. Менделеева сера имеет порядковый номер, равный 16. Это значит, что атом серы S0 содержит 16 электронов. Отрицательный заряд иона серы равный 2- указывает на то, что у этого иона на два электрона больше, чем у атома серы, то есть 18 электронов. Тогда электронно-графическая формула и обычная электронная формула сульфид-иона S2- будут иметь вид:

Мы поняли, как записать электронно-графическую (или обычную электронную) формулу иона, зная точное его обозначение. Однако, для того чтобы успешно сдать ЕГЭ, нам нужно уметь самим определять заряды ионов, которые склонны образовывать те или иные химические элементы.  Причем уметь определять заряд наиболее устойчивых ионов мы обязаны только для элементов главных подгрупп.

Все очень просто, если учитывать, что атомы элементов главных подгрупп «хотят» получить электронную конфигурацию, как у ближайшего к ним по номеру в таблице атома благородного газа.

Например, определим, какой наиболее устойчивый ион образует магний. Смотрим в таблицу Д.И. Менделеева и видим, что ближайший по значению порядкового номера к нему благородный газ – неон. Атом неона содержит 10 электронов, значит и катион магния будет содержать 10 электронов, в то время как у обычного атома магния 12 электронов. Значит наиболее устойчивый катион магния будет иметь заряд 2+  (от 12 отнимаем 10), то есть мы можем обозначить его как Mg2+.

Установим формулу наиболее устойчивого иона хлора. Для этого снова смотрим в таблицу Д.И. Менделеева и видим, что ближайший по порядковому номеру благородный химический элемент — аргон. Атом аргона имеет 18 электронов, а атом хлора – 17 электронов. То есть наиболее устойчивый ион хлора содержит один «избыточный» электрон по сравнению с нейтральным атомом хлора. Таким образом, формулу наиболее устойчивого иона хлора можно записать как Cl.

Также есть еще один простой способ установления формул наиболее устойчивых ионов химических элементов, который заключается в том, чтобы попытаться найти их в ряду катионов и анионов таблицы растворимости. Если мы не находим анион соответствующего элемента, можно посмотреть на заряд его «родственника» по подгруппе. Например, в таблице растворимости мы не найдем ион кислорода, однако, в той же подгруппе, что и кислород, расположена сера, обозначение аниона которой мы легко находим в таблице растворимости – S2-. Следовательно, и наиболее устойчивый ион кислорода мы можем записать как O2-.

Строение электронных оболочек атома


Цель урока: Сформировать представления учащихся о строении электронной
оболочки атома на примере химических элементов 1–3
периодов периодической системы. Закрепить понятия “периодический закон” и
“периодическая система”.


Задачи урока: Научиться составлять электронные формулы атомов, определять
элементы по их электронным формулам, определять состав атома.


Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева,
классная доска, мультимедиа-проектор, персональный компьютер, макет и
презентация “Составление электронных формул строения атомов”.


Тип урока: комбинированный


Методы: словесный, наглядный.


Ход урока

I. Организационный момент.

Приветствие. Отметка отсутствующих. Активизация класса на усвоение новой
темы.

Учитель проговаривает и записывает тему урока на доске “Строение
электронных оболочек атома”.


II. Объяснение нового материала

Учитель: В начале XX века была принята планетарная модель строения
атома
, предложенная Резерфордом, согласно которой вокруг очень малого по
размерам положительно заряженного ядра движутся электроны, как планеты вокруг
Солнца. (Презентация.
Слайд 1. Модель Резерфорда).

Следовательно, в атоме есть траектории, по которым движется электрон. Однако
дальнейшие исследования показали, что в атоме не существует траекторий движения
электронов. Движение без траектории означает, что мы не знаем, как электрон
движется в атоме, но можем установить область, где чаще всего встречается
электрон. Это уже не орбита, а орбиталь. Двигаясь вокруг атома, электроны
образуют в совокупности его электронную оболочку.

Давайте выясним, как движутся электроны вокруг ядра? Беспорядочно или в
определенном порядке? Исследования Нильса Бора
– основоположника современной атомной физики, а также ряда других ученых
позволили сделать вывод: электроны в атомах располагаются определенными слоями –
оболочками и в определенном порядке.

Строение электронных оболочек атомов имеют важную роль для химии, так как
именно электроны обуславливают химические свойства веществ. Важнейшей
характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его
связи с ядром. Электроны в атоме различаются определенной энергией, и, как
показывают опыты, одни притягиваются к ядру сильнее, другие слабее. Объясняется
это удаленностью электронов от ядра. Чем ближе электроны к ядру, тем больше
связь их с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила
притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Так
образуются электронные слои в электронной оболочке атома.
Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют единый
электронный слой, или энергетический уровень. Энергия электронов в
атоме и энергетический уровень определяется главным квантовым числом n и
принимает целочисленные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Чем больше значение n,
тем больше энергия электрона в атоме. Максимальное число электронов, которое
может находиться на том или ином энергетическом уровне, определяется по формуле:


N = 2n2

Где N – максимальное число электронов на уровне;


n – номер энергетического уровня.

Установлено, что на первой оболочке располагается не более двух электронов,
на второй – не более восьми, на третьей – не более 18, на четвертой – не более
32. Заполнение более далеких оболочек мы рассматривать не будем. Известно, что
на внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов,
его называют завершенным. Электронные слои, не содержащие максимального
числа электронов, называют незавершенными.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне
электронной оболочки атома равно номеру группы для химических
элементов главных подгрупп.

Как ранее было сказано, электрон движется не по орбите, а по орбитали и не
имеет траектории.

Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного
электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком.

Орбитали, или подуровни, как их еще называют, могут иметь разную форму, и их
количество соответствует номеру уровня, но не превышает четырех. Первый
энергетический уровень имеет один подуровень (s), второй
– два (s,p), третий – три (s,p,d) и т.д. Электроны разных
подуровней одного и того же уровня имеют разную форму электронного облака:
сферическую (s), гантелеобразную (p)
и более сложную конфигурацию (d) и
(f).
Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть s-орбиталью.
Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру.



S – орбиталь

Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее
вытягивается область его пребывания, и, наконец, превращается в гантелеобразную
p-орбиталь:

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения
вдоль осей координат пространства x, y и z. Это легко
объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака
взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от
друга.



Три p –
орбитали

Итак, p-орбиталей может быть три. Энергия их, конечно, одинакова, а
расположение в пространстве – разное.

Составить схему последовательного заполнения электронами энергетических
уровней

Теперь мы можем составить схему строения электронных оболочек атомов:

  1. Определяем общее число электронов на оболочке по порядковому номеру
    элемента.
  2. Определяем число энергетических уровней в электронной оболочке. Их число
    равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится элемент.
  3. Определяем число электронов на каждом энергетическом уровне.
  4. Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали
    буквами s и p, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху
    справа над буквой, изображаем строение атомов более полными электронными
    формулами. Ученые условились обозначать каждую атомную орбиталь квантовой
    ячейкой
    – квадратиком на энергетической диаграмме:

На s-подуровне может находиться одна атомная орбиталь

а на pподуровне их может быть уже три –

(в соответствии с тремя осями координат):

Орбиталей dи fподуровня в атоме может быть уже
пять и семь соответственно:

Пример:

Ядро атома водорода имеет заряд +1, поэтому вокруг его ядра движется только
один электрон на единственном энергетическом уровне. Запишем электронную
конфигурацию атома водорода

Чтобы установить связь между строением атома химического элемента и его
свойствами, рассмотрим еще несколько химических элементов.

Следующий за водородом элемент-гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2,
поэтому атом гелия содержит два электрона на первом энергетическом уровне:

Так как на первом энергетическом уровне может находиться не более двух
электронов, то он считается завершенным.

Элемент № 3 – литий. Ядро лития имеет заряд +3,
следовательно, в атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом
энергетическом уровне, а третий электрон начинает заполнять второй
энергетический уровень. Сначала заполняется s-орбиталь первого уровня, потом s-орбиталь
второго уровня. Электрон, находящийся на втором уровне слабее связан с ядром,
чем два других.

Далее формирование электронных оболочек у элементов 2-го периода происходит
следующим образом:

Для атома углерода уже можно предположить три возможных схемы заполнения
электронных оболочек в соответствии с электронно-графическими формулами:

Анализ атомного спектра показывает, что правильна последняя схема. Пользуясь
этим правилом, нетрудно составить схему электронного строения для атома азота:

Этой схеме соответствует формула 1s22s22p3.
Затем начинается попарное размещение электронов на 2p-орбиталях. Электронные
формулы остальных атомов второго периода:

У атома неона заканчивается заполнение второго энергетического уровня, и
завершается построение второго периода системы элементов.

Найдите в периодической системе химический знак лития, от лития до неона Ne
закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами
второй слой. С ростом числа электронов на втором слое металлические свойства
элементов постепенно ослабевают и сменяются неметаллическими.

Третий период, подобно второму, начинается с двух элементов (Na, Mg), у
которых электроны размещаются на s-подуровне внешнего электронного слоя. Затем
следуют шесть элементов (от Al до Ar), у которых происходит формирование p-подуровня
внешнего электронного слоя. Структура внешнего электронного слоя соответствующих
элементов второго и третьего периодов оказывается аналогичной. Иначе говоря, с
увеличением заряда ядра электронная структура внешних слоев атомов периодически
повторяется. Если элементы имеют одинаково устроенные внешние энергетические
уровни, то и свойства этих элементов подобны. Скажем, аргон и неон содержат на
внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, то есть почти не
вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон – газы, которые
имеют одноатомные молекулы.

Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и
обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу
периодической системы.

Далее, учитель вместе с учениками делают выводы по пройденной теме и
повторяют материал.

III. Выводы.

1. Свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда
ядра, периодически повторяются, так как периодически повторяется строение
внешних энергетических уровней атомов элементов.

2. Плавное изменение свойств химических элементов в пределах одного периода
можно объяснить постепенным увеличением числа электронов на внешнем
энергетическом уровне.

3. Причина сходства свойств химических элементов, принадлежащих к одному
семейству, заключается в одинаковом строении внешних энергетических уровней их
атомов.


IV. Закрепление нового материала.

Задание для класса:

1. Изобразите строение атомов следующих элементов:

а) натрия;

б) кремния

2. Сравните строение атомов азота и фосфора.

3. По данным о распределении валентных электронов найдите элемент:

а) 1s2 2s1
б) 1s2 2s22p63s23p6

в) 1s22s22p63s23p4
 г) 1s2 2s22p4
д) 1s22s22p63s23p64s1

4. Используя компьютерную презентацию “Составление электронных формул
строения атомов” составьте электронные формулы атомов а) азота; б) серы.

5. Используя макет “Составление электронных формул строения атомов”
электронные формулы атомов: а) магния; б) кислорода.



V. Домашнее задание: § 8, Стр. 28-33.

Нарисуйте схемы строения электронных оболочек атомов:
бора, хлора, лития, алюминия.

Приложение.

Как построить схему строения атома. Основы строения атома. Просто о сложном. Основные модели строения атома

Документальные учебные фильмы. Серия «Физика».

Атом (от греческого atomos — неделимый) — одноядерная, неделимая химическим путем частица химического элемента, носитель свойства вещества. Вещества состоят из атомов. Сам атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электронного облака. В целом атом электронейтрален. Размер атома полностью определяется размером его электронного облака, поскольку размер ядра ничтожно мал по сравнению с размером электронного облака. Ядро состоит из Z положительно заряженных протонов (заряд протона соответствует +1 в условных единицах) и N нейтронов, которые не несут на себе заряда (протоны и нейтроны называют нуклонами). Таким образом, заряд ядра определятся только количеством протонов и равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Положительный заряд ядра компенсируется отрицательно заряженными электронами (заряд электрона -1 в условных единицах), которые формируют электронное облако. Количество электронов равно количеству протонов. Массы протонов и нейтронов равны (соответственно 1 и 1 а.е.м.).

Масса атома определяется массой его ядра, поскольку масса электрона примерно в 1850 раз меньше массы протона и нейтрона и в расчетах редко учитывается. Количество нейтронов можно узнать по разности между массой атома и количеством протонов (N=A-Z). Вид атомов какого-либо химического элемента с ядром, состоящим из строго определённого числа протонов (Z) и нейтронов (N) называется нуклидом.

Перед изучением свойств электрона и правил формирования электронных уровней, необходимо затронуть историю формирования представлений о строении атома. Мы не будем рассматривать полную историю становления атомарного строения, а остановимся лишь на самых актуальных и наиболее «верных» представлениях, способных наиболее наглядно показать как располагаются электроны в атоме. Первыми наличие атомов как элементарных составляющих вещества, предположили еще древнегреческие философы. После чего история строения атома прошла сложный путь и разные представления, такие как неделимость атома, Томсоновская модель атома и другие. Наиболее близкой оказалась модель атома, предложенная Эрнестом Резерфордом в 1911 году. Он сравнил атом с солнечной системой, где в роли солнца выступало ядро атома, а электроны двигались вокруг него подобно планетам. Размещение электронов на стационарных орбитах было очень важным шагом в понимании строения атома. Однако такая планетарная модель строения атома шла в противоречие с классической механикой. Дело в том, что при движении электрона по орбите он должен был терять потенциальную энергию и в конце концов «упасть» на ядро и атом должен был прекратить свое существование. Такой парадокс был устранен введением постулатов Нильсом Бором. Согласно этим постулатам электрон двигался по стационарным орбитам вокруг ядра и при нормальных условиях не поглощал и не испускал энергию. Постулаты показывают, что для описания атома законы классической механики не подходят. Такая модель атома называется моделью Бора-Резерфорда. Продолжением планетарного строения атома является квантово-механическая модель атома, согласно которой мы и будем рассматривать электрон.

Электрон является квазичастицей проявляя корпускулярно-волновой дуализм. Он одновременно является и частицей (корпускула) и волной. К свойствам частицы можно отнести массу электрона и его заряд, а к волновым свойствам — способность к дифракции и интерференции. Связь между волновыми и корпускулярными свойствами электрона отражены в уравнении де Бройля.

Электроны

Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, сущеетвующими в атомах всех химических элементов. В 1891 г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь». Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу (-1). Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (скорость электрона на орбите обратно пропорциональна номеру орбиты n. Радиусы орбит растут пропорционально квадрату номера орбиты. На первой орбите атома водорода (n=1; Z=1) скорость равна ≈ 2,2·106 м/с, то есть примерно в сотню раз меньше скорости света с=3·108 м/с.) и массу электрона (она почти в 2000 раз меньше массы атома водорода).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают со­вокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится
. Электрон в атоме не имеет траектории движения, т. е. можно говорить лишь о веро­ятности нахождения его в пространстве вокруг ядра
.

Он может находиться в лю­бой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно предста­вить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографиро­вать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотогра­фиях был бы представлен в виде точек. При наложении бесчисленного множества та­ких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плот­ностью там, где этих точек будет больше всего.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называ­ется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака
, и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей
, которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f
. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром
. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слои, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, — 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру.
По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.

Наибольшее число электронов на энергетичес­ком уровне определяется по формуле:

N = 2n 2 ,

где N — максимальное число электронов; n — но­мер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не бо­лее двух электронов; на втором — не более 8; на третьем — не более 18; на четвертом — не бо­лее 32.

Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровень; второй — два; третий — три; четвертый — четыре подуровня
. Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению
n соответствует число орбиталей, равное n.

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.

Протоны и нейтроны

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной
.

Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов — протонов и нейтронов
.

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона.

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus — ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом
. Например, массовое число атома алюминия:

13 + 14 = 27

число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e — .

Поскольку атом электронейтрален
, то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле:

N = A — Z

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

56 — 26 = 30

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами
. Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород — три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки.

Элементы первого периода

Схема электронного строения атома водорода:

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Графическая электронная формула атома во­дорода (показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням):

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен — в нем 2 электрона. Водород и гелий — s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен
, и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соот­ветствии с принципом наименьшей энергии (снача­ла s, а затем р) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем 8 электронов.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни.

У атома магния достраивается 3s- электронная орбиталь. Na и Mg — s-элементы.

У алюминия и последующих элементов запол­няется электронами 3р-подуровень.

У элементов третьего периода остаются неза­полненными 3d-орбитали.

Все элементы от Al до Ar — р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Пе­риодической системе.

Элементы четвертого — седьмого периодов

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т. к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.

К, Са — s-элементы, входящие в главные под­группы. У атомов от Sc до Zn заполняется электро­нами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется пред­внешний электронный слой, их относят к переход­ным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчи­востью образующихся при этом электронных кон­фигураций 3d 5 и 3d 10:

В атоме цинка третий электронный слой завер­шен — в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цин­ком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень.

Элементы от Ga до Кr — р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.У элементов пятого периода идет заполнение по-дуровней в следующем порядке: 5s — 4d — 5р. И так-же встречаются исключения, связанные с «провалом
» электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-элементы называют лантаноидами.

5f-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Cs и 56 Ва — 6s-элементы; 57 La … 6s 2 5d x — 5d-элемент; 58 Се — 71 Lu — 4f-элементы; 72 Hf — 80 Hg — 5d-элементы; 81 Т1 — 86 Rn — 6d-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполне­ния электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 . В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элемен­ты делят на четыре электронных семейства, или блока:

  • s-элементы
    . Электронами заполняется s-под­уровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп.
  • p-элементы
    . Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III- VIII групп.
  • d-элементы
    . Электронами заполняется d-под­уровень предвнешнего уровня атома; к d-эле­ментам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переход­ными элементами.
  • f-элементы
    . Электронами заполняется f-подуро­вень третьего снаружи уровня атома; к ним от­носятся лантаноиды и антиноиды.

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского — «веретено»), т. е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси: по часовой или против часовой стрелки.

Этот принцип носит название принципа Паули
. Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т. е. электроны с противоположными спинами. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули и правило Ф. Хунда
, согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины, при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

Правило Хунда и принцип Паули

Правило Хунда
— правило квантовой химии, определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Другая формулировка
: Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.

  1. Мультиплетность максимальна
  2. При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.

Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p
-элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками — электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина).

Правило Клечковского

Правило Клечковского —
по мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра.

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречатреальной энергетической последовательности атомых орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, аименно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра
и электронной оболочки
.

Ядро атома состоит из протонов (p +
) и нейтронов (n
0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N
(p +
) равно заряду ядра (Z
) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N
(p
+) = Z

Сумма числа нейтронов N
(n
0), обозначаемого просто буквой N
, и числа протонов Z
называется массовым числом
и обозначается буквой А
.

A
= Z
+ N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е
-).

Число электронов N
(e
-) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z
в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома — сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент
— вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп
— совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э — символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь
— состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали — . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s
, p
, d
и f
.

Электронное облако
— часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание
: иногда понятия «атомная орбиталь» и «электронное облако» не различают, называя и то, и другое «атомной орбиталью».

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой
образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный («энергетический») уровень
, их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические)
подуровни:
s
-подуровень (состоит из одной s
-орбитали), условное обозначение — .
p
-подуровень (состоит из трех p

d
-подуровень (состоит из пяти d
-орбиталей), условное обозначение — .
f
-подуровень (состоит из семи f
-орбиталей), условное обозначение — .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s
, 3p
, 5d
означает s
-подуровень второго уровня, p
-подуровень третьего уровня, d
-подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n
. Общее число орбиталей на одном уровне равно n
2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n
2 .

Обозначения: — свободная орбиталь (без электронов), — орбиталь с неспаренным электроном, — орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии — электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули — на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда — в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n
2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1s
, 2s
, 2p
, 3s
, 3p
, 4s
, 3d
, 4p
, 5s
, 4d
, 5p
, 6s
, 4f
, 5d
, 6p
, 7s
, 5f
, 6d
, 7p

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев («электронная схема»).

Примеры электронного строения атомов:

Валентные электроны
— электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны — 4s
2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны — 4s
2 , но у него есть 3d
6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция — 4s
2 , а атома железа — 4s
2 3d
6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов
(современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система
— графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов
— ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем «разрезания» естественного ряда химических элементов на периоды
(горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной
(в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной
(в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные
и побочные
), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице — восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице — шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB — побочной подгруппе седьмой группы: остальные — аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

  • увеличивается заряд ядра,
  • увеличивается число внешних электронов,
  • уменьшается радиус атомов,
  • увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
  • увеличивается электроотрицательность,
  • усиливаются окислительные свойства простых веществ («неметалличность»),
  • ослабевают восстановительные свойства простых веществ («металличность»),
  • ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
  • возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

  • увеличивается заряд ядра,
  • увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
  • уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
  • уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
  • ослабевают окислительные свойства простых веществ («неметалличность»; только в А-группах),
  • усиливаются восстановительные свойства простых веществ («металличность»; только в А-группах),
  • возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
  • ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
  • снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).
Задачи и тесты по теме «Тема 9. «Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)».»
  • Периодический закон — Периодический закон и строение атомов 8–9 класс

    Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.

    Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.

    Пример 1.
    Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
    Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N
    орбиталей = n
    2 , где n
    — номер уровня. N
    орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s
    -, три 3p
    — и пять 3d
    -орбиталей.

    Пример 2.
    Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s
    2 2s
    2 2p
    6 3s
    2 3p
    1 .
    Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.

    Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

    Рекомендованная литература:

    • О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
    • Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир.

Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др. ), плотность, цвет, вкус и т.д.

Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др.

О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света.

Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая:

Образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;

Выделение тепла и света при горении костра;

Изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;

Образование газовых пузырьков при брожении теста и т. д.

Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами.

Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый».

Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение.

Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p + , n o и e − . Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.

Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку.

Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. m p ≈ m n , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов.

Так, например, в таблице ниже представлен возможный состав атомов:

Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу.

Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом. Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т. е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн».

Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах.

Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами.

Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1 Н, 2 Н и 3 Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1 Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2 Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3 Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2 Н практически в два раза тяжелее изотопа 1 Н, а изотоп 3 Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2 Н и 3 Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2 Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3 Н дали название тритий и присвоили символ Т.

Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как:

Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции.

Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью.

Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью.

Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком.

Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:

Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории.

Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа.

  • Главное квантовое число – n — определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Диапазон значений главного квантового числа – все натуральные числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.д.
  • Орбитальное квантовое число — l – характеризует форму атомной орбитали и может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1, где n, напомним, — это главное квантовое число.

Орбитали с l = 0 называют s
-орбиталями
. s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве:

Орбитали с l = 1 называются p
-орбиталями
. Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель:

Орбитали с l = 2 называются d
-орбиталями
, а с l = 3 – f
-орбиталями
. Их строение намного более сложное.

3) Магнитное квантовое число – m l – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число m l соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 m l = 0 (одно значение), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.

Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве.

4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — m s — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения. Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и .

Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n 2 орбиталей.

Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень.

Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:

Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и m l .

Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

  • Принцип минимума энергии
    : электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s

Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация:

  • Принцип Паули
    : на каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой.

  • Правило Хунда
    : наиболее устойчивое состояние атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.

Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом:

Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом:

Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы:

При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне.

Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева.
период
№ элемента
символ
название
электронная формула
I
1
H водород 1s 1
2
He гелий 1s 2
II
3
Li литий 1s 2 2s 1
4
Be бериллий 1s 2 2s 2
5
B бор 1s 2 2s 2 2p 1
6
C углерод 1s 2 2s 2 2p 2
7
N азот 1s 2 2s 2 2p 3
8
O кислород 1s 2 2s 2 2p 4
9
F фтор 1s 2 2s 2 2p 5
10
Ne неон 1s 2 2s 2 2p 6
III
11
Na натрий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
12
Mg магний 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
13
Al алюминий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
14
Si кремний 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
15
P фосфор 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
16
S сера 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
17
Cl хлор 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
18
Ar аргон 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV
19
K калий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
20
Ca кальций 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
21
Sc скандий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
22
Ti титан 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
23
V ванадий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
24
Cr хром 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 здесь наблюдается проскок одного электрона с s
на d
подуровень
25
Mn марганец 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
26
Fe железо 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
27
Co кобальт 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
28
Ni никель 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
29
Cu медь 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 здесь наблюдается проскок одного электрона с s
на d
подуровень
30
Zn цинк 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
31
Ga галлий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
32
Ge германий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
33
As мышьяк 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
34
Se селен 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
35
Br бром 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
36
Kr криптон 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

А в возбужденном состояниии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f.

Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева:

  • У s-элементов последний заполняемый s-подуровень. К данным элементам относятся элементы главных (слева в ячейке таблицы) подгрупп I и II групп.
  • У p-элементов заполняется p-подуровень. К p-элементам относят последние шесть элементов каждого периода, кроме первого и седьмого, а также элементы главных подгрупп III-VIII групп.
  • d-Элементы расположены между s – и p-элементами в больших периодах.
  • f-Элементы называют лантаноидами и актиноидами. Они вынесены вниз таблицы Д.И. Менделеева.

Первая
модель строения атома была предложена
Дж. Томсоном в 1904 г., согласно которой
атом – положительно заряженная сфера
с вкрапленными в нее электронами.
Несмотря на свое несовершенство
томсоновская модель позволяла объяснить
явления испускания, поглощения и
рассеяния света атомами, а также
установить число электронов в атомах
легких элементов.

Рис.
1. Атом, согласно модели Томсона. Электроны
удерживаются внутри положительно
заряженной сферы упругими силами. Те
из них, которые находятся на поверхности,
могут легко «выбиваться» , оставляя
ионизированный атом.

    1. 2.2 Модель Резерфорда

Модель
Томсона была опровергнута Э. Резерфордом
(1911 г.), который доказал, что положительный
заряд и практически вся масса атома
сконцентрированы в малой части его
объема – ядре, вокруг которого двигаются
электроны (рис. 2).

Рис.
2. Эта модель строения атома известна
как планетарная, т. к. электроны вращаются
вокруг ядра подобно планетам солнечной
системы.

Согласно
законам классической электродинамики,
движение электрона по окружности вокруг
ядра будет устойчивым, если сила
кулоновского притяжения будет равна
центробежной силе. Однако, в соответствии
с теорией электромагнитного поля,
электроны в этом случае должны двигаться
по спирали, непрерывно излучая энергию,
и падать на ядро. Однако атом устойчив.

К
тому же при непрерывном излучении
энергии у атома должен наблюдаться
непрерывный, сплошной спектр. На самом
деле спектр атома состоит из отдельных
линий и серий.

Таким образом,
данная модель противоречит законам
электродинамики и не объясняет линейчатого
характера атомного спектра.

2.3. Модель Бора

В
1913 г. Н. Бор предложил свою теорию строения
атома, не отрицая при этом полностью
предыдущие представления. В основу
своей теории Бор положил два постулата.

Первый
постулат говорит о том, что электрон
может вращаться вокруг ядра только по
определенным стационарным орбитам.
Находясь на них, он не излучает и не
поглощает энергию (рис.3).

Рис.
3. Модель строения атома Бора. Изменение
состояния атома при переходе электрона
с одной орбиты на другую.

При
движении по любой стационарной орбите
запас энергии электрона (Е 1,
Е 2
…) остается постоянным. Чем ближе к ядру
расположена орбита, тем меньше запас
энергии электрона Е 1
˂
Е 2
…˂ Е n
. Энергия электрона на орбитах определяется
уравнением:

где
m
– масса электрона, h
– постоянная Планка, n
– 1, 2, 3… (n=1
для 1-ой орбиты, n=2
для 2-ой и т.д.).

Второй
постулат говорит о том, что при переходе
с одной орбиты на другую электрон
поглощает или выделяет квант (порцию)
энергии.

Если
подвергнуть атомы воздействию (нагреванию,
облучению и др.), то электрон может
поглотить квант энергии и перейти на
более удаленную от ядра орбиту (рис. 3).
В этом случае говорят о возбужденном
состоянии атома. При обратом переходе
электрона (на более близкую к ядру
орбиту) энергия выделяется в виде кванта
лучистой энергии – фотона. В спектре
это фиксируется определенной линией.
На основании формулы

,

где λ
– длина волны, n
= квантовые числа, характеризующие
ближнюю и дальнюю орбиты, Бор рассчитал
длины волн для всех серий в спектре
атома водорода. Полученные результаты
соответствовали экспериментальным
данным. Стало ясным происхождение
прерывистых линейчатых спектров. Они
– результат излучения энергии атомами
при переходе электронов из возбужденного
состояния в стационарное. Переходы
электронов на 1-ю орбиту образуют группу
частот серии Лаймана, на 2-ю – серию
Бальмера, на 3-ю серию Пашена (рис. 4,табл.
1).

Рис.
4. Соответствие между электронными
переходами и спектральными линиями
атома водорода.

Таблица
1

Проверка
формулы Бора для серий водородного
спектра

Однако,
теория Бора не смогла объяснить
расщепление линий в спектрах
многоэлектронных атомов. Бор исходил
из того, что электрон – это частица, и
использовал для описания электрона
законы, характерные для частиц. Вместе
с тем накапливались факты, свидетельствующие
о том, что электрон способен проявлять
и волновые свойства. Классическая
механика оказалась не в состоянии
объяснить движение микрообъектов,
обладающих одновременно свойствами
материальных частиц и свойствами волны.
Эту задачу позволила решить квантовая
механика – физическая теория, исследующая
общие закономерности движения и
взаимодействия микрочастиц, обладающих
очень малой массой (табл. 2).

Таблица 2

Свойства
элементарных частиц, образующих атом

Электронное строение атома. Схема строения атома: ядро, электронная оболочка. Примеры

Так как при химических реакциях ядра
реагирующих атомов остаются без изменений
(за исключением радиоактивных превращений),
то химические свойства атомов зависят
от строения их электронных оболочек.
Теория электронного строения атома
построена на основе аппарата квантовой
механики. Так, структура энергетических
уровней атома может быть получена на
основе квантовомеханических расчетов
вероятностей нахождения электронов в
пространстве вокруг атомного ядра (рис.
4.5
).

Рис. 4.5
. Схема подразделения
энергетических уровней на подуровни

Основы теории электронного строения
атома сводятся к следующим положениям:
состояние каждого электрона в атоме
характеризуется четырьмя квантовыми
числами: главным квантовым числом n
= 1, 2, 3,
;
орбитальным (азимутальным)l=0,1,2,
n–1
;
 магнитнымm
l

= –l,
–1,0,1,
l
;
 спиновымm
s
= -1/2, 1/2
.

Согласно принципу Паули
, в одном и
том же атоме не может быть двух электронов,
обладающих одинаковой совокупностью
четырех квантовых чиселn,
l, m
l
,
m
s
; совокупности электронов с одинаковыми
главными квантовыми числами n образуют
электронные слои, или энергетические
уровни атома, нумеруемые от ядра и
обозначаемые какK,
L, M, N, O, P, Q
,  причем в энергетическом
слое с данным значениемn
могут находиться не более, чем2n
2
электронов.
Совокупности электронов с одинаковыми
квантовыми числамиn
иl
,  образуют подуровни, обозначаемые
по мере удаления их от ядра какs,
p, d, f
.

Вероятностное нахождение положения
электрона в пространстве вокруг атомного
ядра соответствует принципу
неопределенностей Гейзенберга. По
квантовомеханическим представлениям,
электрон в атоме не имеет определенной
траектории движения и может находиться
в любой части пространства вокруг ядра,
а различные его положения рассматриваются
как электронное облако с определенной
плотностью отрицательного заряда.
Пространство вокруг ядра, в котором
наиболее вероятно нахождение электрона,
называется орбиталью
. В нем заключено
порядка 90% электронного облака. Каждому
подуровню1s,
2s, 2p
и т.д. соответствует определенное
количество орбиталей определенной
формы. Например,1s

и2s-
орбитали
имеют сферическую форму, а2p
-орбитали
(2p
x
,
2p
y
,
2p
z
-орбитали)
ориентированы во взаимно перпендикулярных
направлениях и имеют форму гантели
(рис. 4.6
).

Рис. 4.6
. Форма и ориентация электронных
орбиталей.

При химических реакциях атомное ядро
не претерпевает изменений, изменяются
лишь электронные оболочки атомов,
строением которых объясняются многие
свойства химических элементов. На основе
теории электронного строения атома был
установлен глубокий физический смысл
периодического закона химических
элементов Менделеева и создана теория
химической связи.

Теоретическое обоснование периодической
системы химических элементов включает
в себя данные о строении атома,
подтверждающие существование связи
между периодичностью изменения свойств
химических элементов и периодическим
повторением сходных типов электронных
конфигураций их атомов.

В свете учения о строении атома становится
обоснованным разделение Менделеевым
всех элементов на семь периодов: номер
периода соответствует числу энергетических
уровней атомов, заполняемых электронами.
В малых периодах с ростом положительных
заряда ядер атомов возрастает число
электронов на внешнем уровне (от 1 до 2
в первом периоде, и от 1 до 8 во втором и
третьем периодах), что объясняет изменение
свойств элементов: в начале периода
(кроме первого) находится щелочной
металл, затем наблюдается постепенное
ослабление металлических свойств и
усиление неметаллических. Эта
закономерность прослеживается для
элементов второго периода в таблице
4.2.

Таблица 4.2.

В больших периодах с ростом заряда ядер
заполнение уровней электронами происходит
сложнее, что и объясняет более сложное
изменение свойств элементов по сравнению
с элементами малых периодов.

Одинаковый характер свойств химических
элементов в подгруппах объясняется
сходным строением внешнего энергетического
уровня, как это показано в табл. 4.3
,
иллюстрирующей последовательность
заполнения электронами энергетических
уровней для подгрупп щелочных металлов.

Таблица 4.3.

Номер группы, как правило, указывает на
число электронов в атоме, которые могут
участвовать в образовании химических
связей. В этом заключается физический
смысл номера группы. В четырех местах
периодической системы элементы
расположены не в порядке возрастания
атомных масс:  Ar
иK
,Co
иNi
,T
e
иI
,Th
иPa
. Эти отступления считались
недостатками периодической системы
химических элементов. Учение о строении
атома объяснило указанные отступления.
Опытное определение зарядов ядер
показало, что расположение этих элементов
соответствует возрастанию зарядов их
ядер. Кроме того, опытное определение
зарядов ядер атомов дало возможность
определить число элементов между
водородом и ураном, а также число
лантаноидов. Ныне все места в периодической
системе заполнены в промежутке
отZ=1
доZ=114
,
однако периодическая система не
закончена, возможно открытие новых
трансурановых элементов.

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра
и электронной оболочки
.

Ядро атома состоит из протонов (p +
) и нейтронов (n
0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N
(p +
) равно заряду ядра (Z
) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N
(p
+) = Z

Сумма числа нейтронов N
(n
0), обозначаемого просто буквой N
, и числа протонов Z
называется массовым числом
и обозначается буквой А
.

A
= Z
+ N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е
-).

Число электронов N
(e
-) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z
в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома — сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент
— вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп
— совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э — символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь
— состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали — . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s
, p
, d
и f
.

Электронное облако
— часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание
: иногда понятия «атомная орбиталь» и «электронное облако» не различают, называя и то, и другое «атомной орбиталью».

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой
образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный («энергетический») уровень
, их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические)
подуровни:
s
-подуровень (состоит из одной s
-орбитали), условное обозначение — .
p
-подуровень (состоит из трех p

d
-подуровень (состоит из пяти d
-орбиталей), условное обозначение — .
f
-подуровень (состоит из семи f
-орбиталей), условное обозначение — .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s
, 3p
, 5d
означает s
-подуровень второго уровня, p
-подуровень третьего уровня, d
-подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n
. Общее число орбиталей на одном уровне равно n
2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n
2 .

Обозначения: — свободная орбиталь (без электронов), — орбиталь с неспаренным электроном, — орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии — электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули — на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда — в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n
2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1s
, 2s
, 2p
, 3s
, 3p
, 4s
, 3d
, 4p
, 5s
, 4d
, 5p
, 6s
, 4f
, 5d
, 6p
, 7s
, 5f
, 6d
, 7p

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев («электронная схема»).

Примеры электронного строения атомов:

Валентные электроны
— электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны — 4s
2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны — 4s
2 , но у него есть 3d
6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция — 4s
2 , а атома железа — 4s
2 3d
6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов
(современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система
— графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов
— ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем «разрезания» естественного ряда химических элементов на периоды
(горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной
(в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной
(в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные
и побочные
), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице — восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице — шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB — побочной подгруппе седьмой группы: остальные — аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

  • увеличивается заряд ядра,
  • увеличивается число внешних электронов,
  • уменьшается радиус атомов,
  • увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
  • увеличивается электроотрицательность,
  • усиливаются окислительные свойства простых веществ («неметалличность»),
  • ослабевают восстановительные свойства простых веществ («металличность»),
  • ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
  • возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

  • увеличивается заряд ядра,
  • увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
  • уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
  • уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
  • ослабевают окислительные свойства простых веществ («неметалличность»; только в А-группах),
  • усиливаются восстановительные свойства простых веществ («металличность»; только в А-группах),
  • возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
  • ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
  • снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).
Задачи и тесты по теме «Тема 9. «Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)».»
  • Периодический закон — Периодический закон и строение атомов 8–9 класс

    Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.

    Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.

    Пример 1.
    Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
    Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N
    орбиталей = n
    2 , где n
    — номер уровня. N
    орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s
    -, три 3p
    — и пять 3d
    -орбиталей.

    Пример 2.
    Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s
    2 2s
    2 2p
    6 3s
    2 3p
    1 .
    Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.

    Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

    Рекомендованная литература:

    • О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
    • Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Электроны

Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, сущеетвующими в атомах всех химических элементов. В 1891 г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь». Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу (-1). Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (скорость электрона на орбите обратно пропорциональна номеру орбиты n. Радиусы орбит растут пропорционально квадрату номера орбиты. На первой орбите атома водорода (n=1; Z=1) скорость равна ≈ 2,2·106 м/с, то есть примерно в сотню раз меньше скорости света с=3·108 м/с.) и массу электрона (она почти в 2000 раз меньше массы атома водорода).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают со­вокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится
. Электрон в атоме не имеет траектории движения, т. е. можно говорить лишь о веро­ятности нахождения его в пространстве вокруг ядра
.

Он может находиться в лю­бой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно предста­вить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографиро­вать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотогра­фиях был бы представлен в виде точек. При наложении бесчисленного множества та­ких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плот­ностью там, где этих точек будет больше всего.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называ­ется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака
, и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей
, которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f
. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром
. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слои, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, — 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру.
По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.

Наибольшее число электронов на энергетичес­ком уровне определяется по формуле:

N = 2n 2 ,

где N — максимальное число электронов; n — но­мер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не бо­лее двух электронов; на втором — не более 8; на третьем — не более 18; на четвертом — не бо­лее 32.

Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровень; второй — два; третий — три; четвертый — четыре подуровня
. Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению
n соответствует число орбиталей, равное n.

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.

Протоны и нейтроны

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной
.

Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов — протонов и нейтронов
.

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона.

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus — ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом
. Например, массовое число атома алюминия:

13 + 14 = 27

число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e — .

Поскольку атом электронейтрален
, то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле:

N = A — Z

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

56 — 26 = 30

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами
. Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород — три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки.

Элементы первого периода

Схема электронного строения атома водорода:

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Графическая электронная формула атома во­дорода (показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням):

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен — в нем 2 электрона. Водород и гелий — s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен
, и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соот­ветствии с принципом наименьшей энергии (снача­ла s, а затем р) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем 8 электронов.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни.

У атома магния достраивается 3s- электронная орбиталь. Na и Mg — s-элементы.

У алюминия и последующих элементов запол­няется электронами 3р-подуровень.

У элементов третьего периода остаются неза­полненными 3d-орбитали.

Все элементы от Al до Ar — р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Пе­риодической системе.

Элементы четвертого — седьмого периодов

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т. к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.

К, Са — s-элементы, входящие в главные под­группы. У атомов от Sc до Zn заполняется электро­нами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется пред­внешний электронный слой, их относят к переход­ным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчи­востью образующихся при этом электронных кон­фигураций 3d 5 и 3d 10:

В атоме цинка третий электронный слой завер­шен — в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цин­ком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень.

Элементы от Ga до Кr — р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.У элементов пятого периода идет заполнение по-дуровней в следующем порядке: 5s — 4d — 5р. И так-же встречаются исключения, связанные с «провалом
» электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-элементы называют лантаноидами.

5f-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Cs и 56 Ва — 6s-элементы; 57 La … 6s 2 5d x — 5d-элемент; 58 Се — 71 Lu — 4f-элементы; 72 Hf — 80 Hg — 5d-элементы; 81 Т1 — 86 Rn — 6d-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполне­ния электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 . В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элемен­ты делят на четыре электронных семейства, или блока:

  • s-элементы
    . Электронами заполняется s-под­уровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп.
  • p-элементы
    . Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III- VIII групп.
  • d-элементы
    . Электронами заполняется d-под­уровень предвнешнего уровня атома; к d-эле­ментам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переход­ными элементами.
  • f-элементы
    . Электронами заполняется f-подуро­вень третьего снаружи уровня атома; к ним от­носятся лантаноиды и антиноиды.

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского — «веретено»), т. е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси: по часовой или против часовой стрелки.

Этот принцип носит название принципа Паули
. Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т. е. электроны с противоположными спинами. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули и правило Ф. Хунда
, согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины, при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

Правило Хунда и принцип Паули

Правило Хунда
— правило квантовой химии, определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Другая формулировка
: Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.

  1. Мультиплетность максимальна
  2. При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.

Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p
-элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками — электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина).

Правило Клечковского

Правило Клечковского —
по мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра.

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречатреальной энергетической последовательности атомых орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, аименно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s

Алгоритм составления электронной формулы элемента:

1. Определите число электронов в атоме используя Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева .

2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.

3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей :

Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2
, на втором — максимум 8 (два s
и шесть р:
2s 2 2p 6
), на третьем — максимум 18 (два s
, шесть p
, и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10
).

  • Главное квантовое число n
    должно быть минимально.
  • Первым заполняется s-
    подуровень, затем р-, d- b f-
    подуровни.
  • Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
  • В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
  • На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).

Примеры.

1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7.

2. Составим электронную формулу аргона. В периодической таблице аргон находится под №18.

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

3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под №24.

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

Энергетическая диаграмма цинка.

4. Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под №30.

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

Обратим внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 — это электронная формула аргона.

Электронную формулу цинка можно представить в виде.

Давайте рассмотрим, как построен атом. Учитывайте, что речь будет вестись исключительно о моделях. На практике атомы представляют собой гораздо более сложную структуру. Но благодаря современным разработкам мы имеем возможность объяснять и даже успешно предсказывать свойства (пускай даже и не все). Итак, какова схема строения атома? Из чего он «сделаны»?

Планетарная модель атома

Впервые была предложена датским физиком Н. Бором в 1913 году. Это первая теория строения атома, основанная на научных фактах. К тому же она положила основу современной тематической терминологии. В ней электроны-частицы производят вращательные движения вокруг атома по такому же принципу, как планеты вокруг Солнца. Бор высказал предположение, что они могут существовать исключительно на орбитах, находящихся на строго определённом расстоянии от ядра. Почему именно так, учёный с позиции науки не смог объяснить, но такая модель потдтверждалась многими экспериментами. Для обозначения орбит использовались целые числа, начиная с единицы, которой нумеровалась, самая близкая к ядру. Все эти орбиты также называют уровнями. У атома водорода только один уровень, на котором вращается один электрон. Но сложные атомы имеют ещё уровни. Они делятся на составляющие, которые объединяют близкие по энергетическому потенциалу электроны. Так, второй уже имеет два подуровня — 2s и 2р. Третий имеет уже три — 3s, 3р и 3d. И так далее. Сначала «заселяются» более близкие к ядру подуровни, а потом дальние. На каждом из них может быть размещено только определённое количество электронов. Но это ещё не конец. Каждый подуровень делится на орбитали. Давайте проведём сравнение с обычной жизнью. Электронное облако атома сравнимо с городом. Уровни — это улицы. Подуровень — частный дом или квартира. Орбиталь — комната. В каждой из них «проживает» один или два электрона. Все они имеют конкретные адреса. Вот такой была первая схема строения атома. А напоследок про адреса электронов: они определяются наборами чисел, которые называют «квантовыми».

Волновая модель атома

Но со временем планетарная модель подверглась пересмотру. Была предложена вторая теория строения атома. Она более совершенна и позволяет объяснить результаты практических экспериментов. На смену первой пришла волновая модель атома, которую предложит Э. Шредингер. Тогда уже было установлено, что электрон может проявлять себя не только в качестве частицы, но и как волна. А что сделал Шредингер? Он применил уравнение, описывающее движение волны в Таким образом можно найти не траекторию движения электрона в атоме, а вероятность его обнаружения в определённой точке. Объединяет обе теории то, что элементарные частицы находятся на конкретных уровнях, подуровнях и орбиталях. На этом похожесть моделей заканчивается. Приведу один пример — в волновой теории орбиталью называется область, где можно будет найти электрон с вероятностью в 95%. На всё остальное пространство приходится 5%.Но в конечном итоге получилось, что особенности строения атомов изображаются с использование волновой модели, при том, что используется терминология используется общая.

Понятие вероятности в данном случае

Почему был использован этот термин? Гейзенбергом в 1927 г. был сформулирован принцип неопределенности, который сейчас используется, чтобы описывать движение микрочастиц. Он основан на их фундаментальном отличии от обычных физических тел. В чем оно заключается? Классическая механика предполагала, что человек может наблюдать явления, не влияя на них (наблюдение за небесными телами). На основе полученных данных можно рассчитать, где объект будет в определенный момент времени. Но в микромире дела необходимо обстоят по-другому. Так, к примеру, наблюдать за электроном, не влияя на него, сейчас не представляется возможным ввиду того, что энергии инструмента и частицы несопоставимы. Это приводит к тому, что меняется его местоположение элементарной частицы, состояние, направление, скорость движения и другие параметры. И бессмысленно говорить о точных характеристиках. Сам принцип неопределенности говорит нам о том, что невозможно вычислить точную траекторию полёта электрона вокруг ядра. Можно только указать вероятность нахождения частицы в определённом участке пространства. Вот такую особенность имеет строение атомов химических элементов. Но это следует учитывать исключительно ученым в практических экспериментах.

Состав атома

Но давайте сконцентрируемся на всём объекте рассмотрения. Итак, кроме неплохо рассмотренной электронной оболочки, второй составляющей атома является ядро. Оно состоит из позитивно заряженных протонов и нейтральных нейтронов. Все мы знакомы с таблицей Менделеева. Номер каждого элемента соответствует количеству протонов, что в нём есть. Количество нейтронов равняется разнице между массой атома и его количеством протонов. Могут и быть отклонения от этого правила. Тогда говорят о том, что присутствует изотоп элемента. Схема строения атома такова, что его «окружает» электронная оболочка. обычно равняется количеству протонов. Масса последнего примерно в 1840 раз больше, чем у первого, и примерно равна весу нейтрона. Радиус ядра составляет около 1/200000 диаметра атома. Сам он имеет сферическую форму. Таково, в общем, строение атомов химических элементов. Несмотря на различие в массе и свойствах, выглядят они примерно одинаково.

Орбиты

Говоря о том, что такое схема строения атома, нельзя умолчать о них. Итак, есть такие виды:

  1. s. Имеют сферическую форму.
  2. p. Являются похожими на объемные восьмерки или веретено.
  3. d и f. Имеют сложную форму, которая с трудом описывается формальным языком.

Электрон каждого типа можно с вероятностью в 95% найти на территории соответствующей орбитали. К представленной информации необходимо относиться спокойно, поскольку это, скорее, абстрактная математическая модель, нежели физическое реальное положение дел. Но при всём этом она обладает хорошей предсказательной силой относительно химических свойств атомов и даже молекул. Чем дальше от ядра расположен уровень, тем больше электронов можно на нём разместить. Так, количество орбиталей можно подсчитать с помощью специальной формулы: х 2 . Здесь х равно количеству уровней. А поскольку на орбитали можно разместить до двух электронов, то в конечном итоге формула их численного поиска будет выглядеть следующим образом: 2х 2 .

Орбиты: технические данные

Если говорить про строение атома фтора, то он будет иметь три орбитали. Все они будут заполнены. Энергия орбиталей в рамках одного подуровня одинакова. Чтобы их обозначить, добавляют номер слоя: 2s, 4p, 6d. Возвращаемся к разговору про строение атома фтора. У него будет два s- и один p-подуровень. У него девять протонов и столько же электронов. Сначала один s-уровень. Это два электрона. Потом второй s-уровень. Ещё два электрона. И 5 заполняют p-уровень. Вот такое у него строение. После прочтения следующего подзаголовка можно собственноручно проделать необходимые действия и убедиться в этом. Если говорить про к которым относится и фтор, то следует отметить, что они, хотя и в одной группе, полностью различаются по своим характеристикам. Так, их температура кипения колеблется от -188 до 309 градусов Цельсия. Так почему их объединили? Все благодаря химическим свойствам. Все галогены, а в наибольшей степени фтор обладают высочайшей окислительной способностью. Они реагируют с металлами и без проблем могут самостоятельно воспламеняться при комнатной температуре.

Как заполняются орбиты?

По каким правилам и принципам располагаются электроны? Предлагаем ознакомиться с тремя основными, формулировка которых была упрощена для лучшего понимания:

  1. Принцип наименьшей энергии. Электронам свойственно заполнять орбитали в порядке увеличения их энергии.
  2. Принцип Паули. На одной орбитали не может располагаться больше двух электронов.
  3. Правило Хунда. В пределах одного подуровня электроны заполняют сначала свободные орбитали, и только потом образуют пары.

В деле заполнения поможет и строение атома в таком случае станет более понятным в плане изображения. Поэтому при практической работе с построением схем элементов, необходимо держать её под рукой.

Пример

Для того, чтобы обобщить всё сказанное в рамках статьи, можно составить образец, как же распределяются электроны атома по своим уровням, подуровням и орбиталям (то есть, какой является конфигурация уровней). Он может быть изображен как формула, энергетическая диаграмма или как схема слоев. Здесь присутствуют очень хорошие иллюстрации, которые при внимательном рассмотрении помогают понять структуру атома. Так, сначала заполняется первый уровень. В нём имеется только один подуровень, в котором только одна орбиталь. Все уровни заполняются последовательно, начиная с меньшего. Сначала в рамках одного подуровня по одному электрону размещается на каждой орбитали. Потом создаются пары. И при наличии свободных происходит переключение на другой субъект заполнения. А теперь можно самостоятельно узнать, каково строение атома азота или фтора (который рассматривался раньше). Первоначально может быть немного сложно, но можно ориентироваться по картинкам. Давайте для ясности рассмотрим и строение атома азота. Он имеет 7 протонов (вместе с нейтронами составляющих ядро) и столько же электронов (которые составляют электронную оболочку). Сначала заполняется первый s-уровень. На нем 2 электрона. Потом идёт второй s-уровень. На ней тоже 2 электрона. И три остальных размещаются на p-уровне, где каждый из них занимает по одной орбитали.

Заключение

Как видите, строение атома — не такая сложная тема (если подходить к ней с позиции школьного курса химии, конечно). И понять данную тему не составляет труда. Напоследок хочется сообщить про некоторые особенности. К примеру, говоря про строение атома кислорода, мы знаем, что он имеет восемь протонов, и 8-10 нейтронов. И так как все в природе стремится к равновесию, два атома кислорода образуют молекулу, где два непарных электрона образуют ковалентную связь. Подобным же образом образуется другая стойкая молекула кислорода — озон (O 3). Зная строение атома кислорода, можно правильно составлять формулы окислительных реакций, в которых участвует самое распространенное на Земле вещество.

Строение атома

В далёком прошлом философы Древней Греции предполагали, что вся материя едина, но приобретает те или иные свойства в зависимости от её «сущности». Некоторые из них утверждали, что вещество состоит из мельчайших частиц, называемых атомами. Научные основы атомно-молекулярного учения были заложены позднее в работах русского учёного М.В. Ломоносова, французских химиков Л. Лавуазье и Ж. Пруста, английского химика Д. Дальтона, итальянского физика А. Авогадро и других исследователей.

Периодический закон Д.И. Менделеева показывает существование закономерной связи между всеми химическими элементами. Это говорит о том что в основе всех атомов лежит нечто общее. До конца XIX века в химии царило убеждение, что атом есть наименьшая неделимая частица простого вещества. Считалось, что при всех химических превращениях разрушаются и создаются только молекулы, атомы же остаются неизменными и не могут дробиться на части. И наконец в конце XIX века были сделаны открытия, показавшие сложность строения атома и возможность превращения одних атомов в другие.
Это послужило толчком к образованию и развитию нового раздела химии «Строение атома». Первым указанием на сложную структуру атома — были опыты по изучению катодных лучей, возникающих при электрическом разряде в сильно разреженных газах. Для наблюдения этих лучей из стеклянной трубки, в которую впаяны два металлических электрода, выкачивается по возможности весь воздух и затем пропускается сквозь нее ток высокого напряжения. При таких условиях от катода трубки перпендикулярно к его поверхности распространяются «невидимые» катодные лучи, вызывающие яркое зеленое свечение в том месте, куда они попадают. Катодные лучи обладают способностью приводить в движение. На их пути легко подвижные тела откланяются от своего первоначального пути в магнитном и электрическом поле (в последнем в сторону положительно заряженной пластины). Действие катодных лучей обнаруживается только внутри трубки, так как стекло для них непроницаемо. Изучение свойств катодных лучей привело к заключению, что они состоят из мельчайших частиц, несущих отрицательный заряд и летящих со скоростью, достигающей половины скорости света. Также удалось определить массу и величину их заряда. Масса каждой частицы равнялась 0,00055 углеродной частицы. Заряд равняется 1,602 на 10 в минус 19 степени. Особенно замечательно, что масса частиц и величина их заряда не зависит ни от природы газа, остающегося в трубке, ни от вещества из которого сделаны электроды, ни от прочих условий опыта. Кроме того, катодные частицы известны только в заряженном состоянии и не могут существовать без своих зарядов, не могут быть превращены в электронейтральные частицы: электрический заряд составляет, самую сущность их природы. Эти частицы получили название электронов. В катодных трубках электроны отделяются от катода под влиянием электрического заряда. Но они могут возникать и вне всякой связи с электрическим зарядом. Так, например при электронной эмиссии металлы испускают электроны; при фотоэффекте многие вещества также выбрасывают электроны. Выделение электронов самыми разнообразными веществами указывает на то, что эти частицы входят в состав всех атомов; следовательно атомы являются сложными образованиями, построенными из более мелких «составных частей».
Изучение строения атома практически началось в 1897-1898 гг., после того как была окончательно установлена природа катодных лучей как потока электронов и были определены величина заряда и масса электрона. Факт выделения электронов самыми разнообразными веществами приводил к выводу, что электроны входят в состав всех атомов. Но атом, как известно, электрически нейтрален, из этого следовало, что в его состав должна была входить ещё одна составная часть, уравновешивавшая сумму отрицательных зарядов электронов. Эта положительно заряженная часть атома была открыта в 1911 г. Резерфордом при исследовании движения
a-частиц в газах и других веществах.

Резерфорд Эрнест (1871-1937)

a- частицы, выбрасываемые веществами активных элементов представляют собой положительно заряженные ионы гелия, скорость движения которых достигает 20000 км/сек. Благодаря такой огромной скорости a-частицы, пролетая через воздух и сталкиваясь с молекулами газов, выбивают из них электроны. Молекулы, потерявшие электроны, становятся заряженными положительно, выбитые же электроны тотчас присоединяются к другим молекулам, заряжая их отрицательно. Таким образом, в воздухе на пути a-частиц образуются положительно и отрицательно заряженные ионы газа. Способность a-частиц ионизировать воздух была использована английским физиком Вильсоном для того, чтобы сделать видимыми пути движения отдельных частиц и сфотографировать их.

Впоследствии аппарат для фотографирования частиц получил название камеры Вильсона. (Первый трековый детектор заряженных частиц. Изобретена Ч. Вильсоном в 1912. Действие Вильсона камеры основано на конденсации пересыщенного пара (образовании мелких капелек жидкости) на ионах, возникающих вдоль следа (трека) заряженной частицы. В дальнейшем вытеснена другими трековыми детекторами.)

Исследуя пути движения частиц с помощью камеры, Резерфорд заметил, что в камере они параллельны (пути), а при пропускании пучка параллельных лучей через слой газа или тонкую металлическую пластинку, они выходят не параллельно, а несколько расходятся, т.е. происходит отклонение частиц от их первоначального пути. Некоторые частицы отклонялись очень сильно, некоторые вообще не проходили через тонкую пластинку.

Модель атома Бор-Резерфорд

Исходя из этих наблюдений, Резерфорд предложил свою схему строения атома: в центре атома находится положительное ядро, вокруг которого по разным орбиталям вращаются отрицательные электроны. Центростремительные силы, возникающие при их вращении удерживают их на своих орбиталях и не дают им улететь. Эта модель атома легко объясняет явление отклонения a- частиц. Размеры ядра и электронов очень малы по сравнению с размерами всего атома, которые определяются орбитами наиболее удаленных от ядра электронов; поэтому большинство a-частиц пролетает через атомы без заметного отклонения. Только в тех случаях, когда a-частицы очень близко подходит к ядру, электрическое отталкивание вызывает резкое отклонение ее от первоначального пути. Таким образом, изучение рассеяние a-частиц положило начало ядерной теории атома. Одной из задач, стоявших перед теорией строения атома в начале ее развития, было определение величины заряда ядра различных атомов. Так как атом в целом электрически нейтрален, то, определив заряд ядра, можно было бы установить и число окружающих ядро электронов. В решении этой задачи этой большую помощь оказало изучение спектров рентгеновских лучей. Рентгеновские лучи возникают при ударе быстро летящих электронов о какое-либо твердое тело и отличаются от лучей видимого света только значительно меньшей длиной волны. В то время как короткие световые волны имеют длину около 4000 ангстремов (фиолетовые лучи), длины волн рентгеновских лучей лежат в пределах от 20 до 0,1 ангстрема. Чтобы получить спектр рентгеновских лучей, нельзя пользоваться обыкновенной призмой или дифракционной решеткой. (Дифракционная РЕШЕТКА, оптический прибор; совокупность большого количества параллельных щелей в непрозрачном экране или отражающих зеркальных полосок (штрихов), равноотстоящих друг от друга, на которых происходит дифракция света. Дифракционная решетка разлагает падающий на нее пучок света в спектр, что используется в спектральных приборах. )

Для рентгеновских лучей требовалась решётка с очень большим количеством делений на один миллиметр (примерно 1млн./1мм.). Такую решётку искусственно приготовить было невозможно. В 1912 г. у швейцарского физика Лауэ возникла мысль использовать кристаллы в качестве дифракционной решетки для рентгеновских лучей.

Модель кристалла

Упорядоченное расположение атомов в кристалле и малое расстояние между ними давало повод предполагать что как раз кристаллы и подойдут на роль требуемой дифракционной решётки.

Опыт блестяще подтвердил предположение Лауэ, вскоре удалось построить приборы, которые давали возможность получать спектр рентгеновских лучей почти всех элементов. Для получения рентгеновских спектров антикатод в рентгеновских трубках делают из того металла, спектр которого хотят получить, или же наносят соединение исследуемого элемента. Экраном для спектра служит фотобумага; после проявления на ней видны все линии спектра. В 1913 г. английский ученый Мозли, изучая рентгеновские спектры нашел соотношение между длинами волн рентгеновских лучей и порядкового номерами соответствующих элементов — это носит название закона Мозли и может быть сформулировано следующим образом: Корни квадратные из обратных значений длин волн находятся в линейной зависимости от порядковых номеров элементов.
Еще до работ Мозли некоторые учёные предполагали, что порядковый номер элемента указывает число зарядов ядра его атома. В тоже время Резерфорд, изучая рассеивание a-частиц при прохождении через тонкие металлические пластинки, выяснил, что если заряд электрона принять за единицу, то выражаемый в таких единицах заряд ядра приблизительно равен половине атомного веса элемента. Порядковый номер, по крайне мере более легких элементов, тоже равняется примерно половине атомного веса. Все вместе взятое привело к выводу, что Заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента. Таким образом, закон Мозли позволил определить заряды атомных ядер. Тем самым, ввиду нейтральности атомов, было установлено и число электронов, вращающихся вокруг ядра в атоме каждого элемента. Ядерная модель атома Резерфорда получила свое дальнейшее развитие благодаря работам Нильс Бора, в которых учение о строении атома неразрывно связывается с учением о происхождении спектров.

Бор (Bohr) Нильс Хенрик Давид (1885-1962)

Линейчатые спектры получаются при разложении света испускаемого раскаленными парами или газами. Каждому элементу отвечает свой спектр, отличающийся от спектров других элементов. Большинство металлов дает очень сложные спектры, содержащие огромное число линий (в железе до 5000), но встречаются и сравнительно простые спектры.
Развивая ядерную теорию Резерфорда, ученые пришли к мысли, что сложная структура линейчатых спектров обусловлена происходящими внутри атомов колебаниями электронов. По теории Резерфорда, каждый электрон вращается вокруг ядра, причем сила притяжения ядра уравновешивается центробежной силой, возникающей при вращении электрона. Вращение электрона совершенно аналогично его быстрым колебаниям и должно вызвать испускание электромагнитных волн. Поэтому можно предположить, что вращающийся электрон излучает свет определенной длины волны, зависящий от частоты обращения электрона по орбите. Но, излучая свет, электрон теряет часть своей энергии, в следствие чего нарушается равновесие между ним и ядром; для восстановления равновесия электрон должен постепенно передвигаться ближе к ядру, причем так же постепенно будет изменяться частота обращения электрона и характер испускаемого им света. В конце концов, исчерпав всю энергию, электрон должен «упасть» на ядро, и излучение света прекратится. Если бы на самом деле происходило такое непрерывное изменение движения электрона, то и спектр получался бы всегда непрерывный, а не с лучами определенной длины волны. Кроме того, «падение» электрона на ядро означало бы разрушение атома и прекращения его существования. Таким образом, теория Резерфорда была бессильна объяснить не только закономерности в распределении

Планк (Planck) Макс
(1858-1947)

линий спектра, ни и само существование линейчатых спектров. В 1913 г. Бор предложил сою теорию строения атома, в которой ему удалось с большим искусством согласовать спектральные явления с ядерной моделью атома, применив к последней так называемую квантовую теорию излучения, введенную в науку немецким ученым-физиком Планком. Сущность теории квантов сводится к тому, что лучистая энергия испускается и поглощается не непрерывно, как принималось раньше, а отдельными малыми, но вполне определенными порциями — квантами энергии. Запас энергии излучающего тела изменяется скачками, квант за квантом; дробное число квантов тело не может ни испускать, ни поглощать. Величина кванта энергии зависит от частоты излучения: чем больше частота излучения, тем больше величина кванта. Кванты лучистой энергии называются также фотонами. Применив квантовые представления к вращению электронов вокруг ядра, Бор положил в основу своей теории очень смелые предположения, или постулаты. Хотя эти постулаты и противоречат законам классической электродинамики, но они находят свое оправдание в тех поразительных результатах, к которым приводят, и в том полнейшем согласии, которое обнаруживается между теоретическими результатами и огромным числом экспериментальных фактов. Постулаты Бора заключаются в следующем: Электрон может двигаться вокруг не по любым орбитам, а только по таким, которые удовлетворяют определенными условиям, вытекающим из теории квантов. Эти орбиты получили название устойчивых или квантовых орбит. Когда электрон движется по одной из возможных для него устойчивых орбит, то он не излучает. Переход электрона с удаленной орбиты на более близкую сопровождается потерей энергии. Потерянная атомом при каждом переходе энергия превращается в один квант лучистой энергии. Частота излучаемого при этом света определяется радиусами тех двух орбит, между которыми совершается переход электрона. Чем больше расстояние от орбиты, на которой находится электрон, до той, на которую он переходит, тем больше частота излучения. Простейшим из атомов является атом водорода; вокруг ядра которого вращается только один электрон. Исходя из приведенных постулатов, Бор рассчитал радиусы возможных орбит для этого электрона и нашел, что они относятся, как квадраты натуральных чисел: 1 : 2 : 3 : … n Величина n получила название главного квантового числа. Радиус ближайшей к ядру орбиты в атоме водорода равняется 0,53 ангстрема. Вычисленные отсюда частоты излучений, сопровождающих переходы электрона с одной орбиты на другую, оказались в точности совпадающими с частотами, найденными на опыте для линий водородного спектра .Тем самым была доказана правильность расчета устойчивых орбит, а вместе с тем и приложимость постулатов Бора для таких расчетов. В дальнейшем теория Бора была распространена и на атомную структуру других элементов, хотя это было связанно с некоторым трудностями из-за ее новизны.
Теория Бора позволила разрешить очень важный вопрос о расположении электронов в атомах различных элементов и установить зависимость свойств элементов от строения электронных оболочек их атомов. В настоящее время разработаны схемы строения атомов всех химических элементов. Однако, иметь ввиду, что все эти схемы это лишь более или менее достоверная гипотеза, позволяющая объяснить многие физические и химические свойства элементов. Как раньше уже было сказано, число электронов, вращающихся вокруг ядра атома, соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. Электроны расположены по слоям, т.е. каждому слою принадлежит определенное заполняющие или как бы насыщающее его число электронов. Электроны одного и того же слоя характеризуются почти одинаковым запасом энергии, т.е. находятся примерно на одинаковом энергетическом уровне. Вся оболочка атома распадается
на несколько энергетических уровней. Электроны каждого следующего слоя находятся на более высоком энергетическом уровне, чем электроны предыдущего слоя. Наибольшее число электронов N, могущих находиться на данном энергетическом уровне, равно удвоенному квадрату номера слоя:
N=2n*n
где n-номер слоя. Кроме того, установлено, что число электронов в наружном слое для всех элементов, кроме палладия, не превышает восьми, а в предпоследнем — восемнадцати. Электроны наружного слоя, как наиболее удаленные от ядра и, следовательно, наименее прочно связанные с ядром, могут отрываться от атома и присоединяться к другим атомам, входя в состав наружного слоя последних. Атомы, лишившиеся одного или нескольких электронов, становятся заряженные положительно, так как заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Наоборот атомы присоединившие электроны становятся заряженные отрицательно. Образующиеся таким путем заряженные частицы, качественно отличные от соответствующих атомов. называются ионами. Многие ионы в свою очередь могут терять или присоединять электроны, превращаясь при этом или в электронейтральные атомы, или в новые ионы с другим зарядом. Теория Бора оказала огромные услуги физике и химии, подойдя, с одной стороны, к раскрытию законов спектроскопии и объяснению механизма лучеиспускания, а с другой — к выяснению структуры отдельных атомов и установлению связи между ними. Однако оставалось еще много явлений в этой области, объяснить которые теория Бора не могла.
Движение электронов в атомах Бор представлял как простое механическое, однако оно является сложным и своеобразным. Это своеобразие было объяснено новой квантовой теорией. Отсюда и пошло: «Карпускулярно-вролновой дуализм».
И так, электрон в атоме характеризуется:
1. Главным квантовым числом n, указывающим на энергию электрона;
2. Орбитальным квантовым числом l , указывающим на характер орбиты;
3. Магнитным квантовым числом, характеризующим положение облаков в пространстве;
4. И спиновым квантовым числом, характеризующим веретенообразное движение электрона вокруг своей оси.
      … В далёком прошлом философы Древней Греции предполагали, что вся материя едина, но приобретает те или иные свойства в зависимости от её «сущности». А сейчас, в наше время, благодаря великим учёным, мы точно знаем, из чего на самом деле она состоит.

 

      Используемая литература:

1) Курс общеё химии (Н.В. Коровин)
2) Курс общей химии (А.Н. Харин )
3) Строение вещества (В.К. Васильев, А.Н. Шувалова)
4) Физическая химия ( А.Л. Дайнэко )

Рисование атомов — Монтессори Muddle

В этом году я основывал свое введение в основы химии для учеников средней школы на основе периодической таблицы элементов. Однако первый шаг — научить их рисовать базовые модели атомов.

Я начал это с того, что ученики запомнили первые 20 элементов (от H до Ca) в правильном порядке — по атомным номерам — во время зимних каникул.

Схема атома кислорода.

Чтобы у них был некоторый контекст, я рассмотрел основные части атома (протоны, нейтроны и электроны) и пояснил, что название элемента определяется исключительно количеством протонов.Я даже попросил их нарисовать несколько атомов с протонами и нейтронами в центре и электронами в оболочках. Поскольку я вылил все это на них за один урок, это, вероятно, было немного, но поскольку это было просто для того, чтобы дать им какой-то контекст, я не ожидал, что семиклассники, которые не видели этого раньше, вспомнят все это; для восьмиклассников это должен был быть просто обзор.

Большинство студентов хорошо запомнили. Кто-то нашел в Интернете песни, которые помогли, а кто-то просто протиснулся.Две недели зимнего перерыва для работы, вероятно, тоже помогли.

Когда мы вернулись в школу, я первым делом дал им схему верхней части таблицы Менделеева и попросил заполнить ее названиями элементов.

Шаблон для первых 20 элементов таблицы Менделеева. (pdf)

После того, как они заполнили свой шаблон периодической таблицы, я более подробно рассмотрел части атомов и попросил их попрактиковаться. Я хотел, чтобы они запомнили следующие ключевые моменты:

  • Атомный номер записывается нижним индексом слева от символа элемента.

    Атомный номер — это количество протонов. Поскольку они запоминали элементы по порядку, они должны быть в состоянии выяснить это самостоятельно, но они также могут быстро найти это в периодической таблице или посмотреть на символ элемента, где атомный номер иногда написан внизу оставил.

  • У атомов такое же количество электронов, что и у протонов. Протоны заряжены положительно, а электроны — отрицательно, поэтому для сбалансированного заряда у атома должно быть одинаковое количество обоих зарядов. Мы не будем говорить об ионах — там, где больше или меньше электронов — позже.
  • Атомная масса (4) записывается в виде верхнего индекса слева от символа элемента. Атомная масса — это сумма количества протонов (2) и количества нейтронов (2).

    Маленькие атомы, которые мы рассматриваем в , как правило, имеют такое же количество нейтронов, что и протоны, но это не обязательно так. Итак, как узнать, сколько нейтронов? Вы должны спросить или посмотреть на атомное массовое число, которое обычно пишется в верхнем левом углу атома.Поскольку атомная масса является суммой количества протонов и нейтронов, если вы знаете атомную массу и количество протонов, вы можете легко вычислить количество нейтронов. (Обратите внимание, что электроны не вносят вклад в массу атома, потому что их массы намного меньше масс нейтронов и протонов.

  • У этого атома кислорода 8 электронов в двух оболочках.

    Электронные оболочки : Электроны вращаются вокруг ядра в серии оболочек. Каждая оболочка может содержать определенное максимальное количество электронов (2 для первой оболочки, 8 для второй оболочки и 8 для третьей).И чтобы нарисовать атомы, вы сначала заполняете внутренние оболочки, а затем переходите к внешним оболочкам.

Итак, если бы я написал на доске только символ элемента и его атомную массу, учащиеся смогли бы вычислить количество частиц.

Пример: Углерод-12

Например, наиболее распространенная форма (изотоп) углерода-12 записывается как:

  • Протоны = 6 : Поскольку мы знаем, что атомный номер равен 6 (потому что мы его запомнили), у атома 6 протонов.
  • Нейтроны = 6 : Поскольку атомная масса равна 12 (верхний левый угол символа элемента), чтобы найти количество нейтронов, мы вычитаем количество протонов (12-6 = 6).
  • Электронов = 6 : Этот атом сбалансирован по заряду, поэтому ему нужно шесть электронов с их отрицательными зарядами, чтобы компенсировать шесть положительных зарядов шести протонов. (Примечание: мы еще не говорили о несбалансированных заряженных атомах, но заряд будет отображаться в виде верхнего индекса справа от символа.)
  • Электронные оболочки (2-4) : У нас шесть электронов, поэтому первые два идут на заполнение первой электронной оболочки, а остальные могут переходить во вторую оболочку, которая может содержать до 8 электронов. Это дает электронную конфигурацию 2-4.

Схема атома углерода-12.

Пример: Углерод-14

Углерод-14 — радиоактивный изотоп углерода, который часто используется при углеродном датировании исторических артефактов. Он записывается как:

  • Протоны = 6 : пока это углерод, в нем шесть протонов.
  • Электронов = 6 : Этот атом также сбалансирован по заряду, поэтому ему также нужно шесть электронов.
  • нейтронов = 8 : с атомной массой 14, когда мы вычитаем шесть протонов, количество нейтронов должно быть 8 (14-6 = 8).

Единственное различие между углеродом-12 и углеродом-14 состоит в том, что последний имеет еще два нейтрона. Следовательно, это два изотопа углерода.

Схема атома углерода-14.

Пример: Гелий-4

Схема атома гелия-4.

Пример: Натрий-23

Схема атома натрия-23.

Примечание: изображение атома водорода можно найти здесь.

Обновление

: я создал интерактивное приложение, которое будет рисовать атомы (первых 20 элементов), в дополнение к рабочему листу для студенческой практики.

Структура атома

Обзор атомной структуры

Атомы состоят из частиц, называемых протонами, нейтронами и электронами, которые отвечают за массу и заряд атомов.

Цели обучения

Обсудить электронные и структурные свойства атома

Основные выводы

Ключевые моменты
  • Атом состоит из двух областей: ядра, которое находится в центре атома и содержит протоны и нейтроны, и внешней области атома, которая удерживает свои электроны на орбите вокруг ядра.
  • Протоны и нейтроны имеют примерно одинаковую массу, около 1,67 × 10-24 грамма, которую ученые определяют как одну атомную единицу массы (а.е.м.) или один дальтон.
  • Каждый электрон имеет отрицательный заряд (-1), равный положительному заряду протона (+1).
  • Нейтроны — это незаряженные частицы, находящиеся внутри ядра.
Ключевые термины
  • атом : наименьшее возможное количество вещества, которое все еще сохраняет свою идентичность как химический элемент, состоящее из ядра, окруженного электронами.
  • протон : положительно заряженная субатомная частица, составляющая часть ядра атома и определяющая атомный номер элемента.Он весит 1 а.е.м.
  • нейтрон : субатомная частица, составляющая часть ядра атома. Это бесплатно. По массе он равен протону или весит 1 а.е.м.

Атом — это наименьшая единица вещества, которая сохраняет все химические свойства элемента. Атомы объединяются в молекулы, которые затем взаимодействуют с образованием твердых тел, газов или жидкостей. Например, вода состоит из атомов водорода и кислорода, которые объединились в молекулы воды.Многие биологические процессы посвящены расщеплению молекул на составляющие их атомы, чтобы из них можно было собрать более полезную молекулу.

Атомные частицы

Атомы состоят из трех основных частиц: протонов, электронов и нейтронов. Ядро (центр) атома содержит протоны (положительно заряженные) и нейтроны (без заряда). Внешние области атома называются электронными оболочками и содержат электроны (отрицательно заряженные). Атомы имеют разные свойства в зависимости от расположения и количества их основных частиц.

Атом водорода (H) содержит только один протон, один электрон и не содержит нейтронов. Это можно определить, используя атомный номер и массовое число элемента (см. Понятие атомных номеров и массовых чисел).

Структура атома : Изображенные здесь элементы, такие как гелий, состоят из атомов. Атомы состоят из протонов и нейтронов, расположенных внутри ядра, а электроны находятся на орбиталях, окружающих ядро.

Атомная масса

Протоны и нейтроны имеют примерно одинаковую массу, около 1.67 × 10 -24 грамм. Ученые определяют это количество массы как одну атомную единицу массы (а.е.м.) или один дальтон. Протоны схожи по массе, но заряжены положительно, а нейтроны не имеют заряда. Следовательно, количество нейтронов в атоме существенно влияет на его массу, но не на его заряд.

Электроны намного меньше по массе, чем протоны, всего 9,11 × 10 -28 грамма, или примерно 1/1800 атомной единицы массы. Следовательно, они не вносят большой вклад в общую атомную массу элемента.При рассмотрении атомной массы принято игнорировать массу любых электронов и вычислять массу атома, исходя только из числа протонов и нейтронов.

Электроны вносят большой вклад в заряд атома, поскольку каждый электрон имеет отрицательный заряд, равный положительному заряду протона. Ученые определяют эти обвинения как «+1» и «-1». В незаряженном нейтральном атоме количество электронов, вращающихся вокруг ядра, равно количеству протонов внутри ядра. В этих атомах положительный и отрицательный заряды нейтрализуют друг друга, в результате чего получается атом без чистого заряда.

Протоны, нейтроны и электроны : Протоны и нейтроны имеют массу 1 а.е.м. и находятся в ядре. Однако протоны имеют заряд +1, а нейтроны не заряжены. Электроны имеют массу приблизительно 0 а.е.м., вращаются вокруг ядра и имеют заряд -1.

Изучение свойств электрона : Сравните поведение электронов с поведением других заряженных частиц, чтобы обнаружить такие свойства электронов, как заряд и масса.

Объем атомов

С учетом размеров протонов, нейтронов и электронов большая часть объема атома — более 99 процентов — фактически является пустым пространством. Несмотря на все это пустое пространство, твердые объекты не проходят сквозь друг друга. Электроны, окружающие все атомы, заряжены отрицательно и заставляют атомы отталкиваться друг от друга, не позволяя атомам занимать одно и то же пространство. Эти межмолекулярные силы не позволяют вам провалиться сквозь такой предмет, как стул.

Interactive: создайте атом : создайте атом из протонов, нейтронов и электронов и посмотрите, как изменяются элемент, заряд и масса. Тогда сыграйте в игру, чтобы проверить свои идеи!

Атомный номер и массовое число

Атомный номер — это количество протонов в элементе, а массовое число — это количество протонов плюс количество нейтронов.

Цели обучения

Определите соотношение между массовым числом атома, его атомным номером, его атомной массой и количеством субатомных частиц.

Основные выводы

Ключевые моменты
  • Нейтральные атомы каждого элемента содержат равное количество протонов и электронов.
  • Число протонов определяет атомный номер элемента и используется, чтобы отличить один элемент от другого.
  • Количество нейтронов варьируется, в результате чего образуются изотопы, которые представляют собой разные формы одного и того же атома, которые различаются только количеством нейтронов, которыми они обладают.
  • Вместе количество протонов и количество нейтронов определяют массовое число элемента.
  • Поскольку изотопы элемента имеют несколько разные массовые числа, атомная масса рассчитывается путем получения среднего массового числа его изотопов.
Ключевые термины
  • массовое число : сумма количества протонов и количества нейтронов в атоме.
  • атомный номер : количество протонов в атоме.
  • атомная масса : Средняя масса атома с учетом всех его естественных изотопов.

Атомный номер

Нейтральные атомы элемента содержат равное количество протонов и электронов. Число протонов определяет атомный номер элемента (Z) и отличает один элемент от другого.Например, атомный номер углерода (Z) равен 6, потому что у него 6 протонов. Количество нейтронов может изменяться для получения изотопов, которые представляют собой атомы одного и того же элемента, имеющие разное количество нейтронов. Число электронов также может быть различным в атомах одного и того же элемента, в результате чего образуются ионы (заряженные атомы). Например, железо Fe может существовать в нейтральном состоянии или в ионных состояниях +2 и +3.

Массовое число

Массовое число элемента (A) — это сумма количества протонов и количества нейтронов.Небольшой вклад массы электронов не учитывается при вычислении массового числа. Это приближение массы можно использовать, чтобы легко вычислить, сколько нейтронов имеет элемент, просто вычтя количество протонов из массового числа. Протоны и нейтроны весят около одной атомной единицы массы или а.е.м. Изотопы одного и того же элемента будут иметь одинаковый атомный номер, но разные массовые числа.

Атомный номер, химический символ и массовое число : Углерод имеет атомный номер шесть и два стабильных изотопа с массовыми числами двенадцать и тринадцать соответственно.Его средняя атомная масса 12,11.

Ученые определяют атомную массу, вычисляя среднее значение массовых чисел естественных изотопов. Часто полученное число содержит десятичную дробь. Например, атомная масса хлора (Cl) составляет 35,45 а.е.м., потому что хлор состоит из нескольких изотопов, некоторые (большинство) с атомной массой 35 а.е.м. (17 протонов и 18 нейтронов), а некоторые с атомной массой 37 а.е.м. (17 протонов и 20 нейтронов).

Зная атомный номер (Z) и массовое число (A), вы можете найти количество протонов, нейтронов и электронов в нейтральном атоме.Например, атом лития (Z = 3, A = 7 а.е.м.) содержит три протона (находится из Z), три электрона (поскольку количество протонов равно количеству электронов в атоме) и четыре нейтрона (7 — 3 = 4).

Изотопы

Изотопы — это различные формы элементов, которые имеют одинаковое количество протонов, но разное количество нейтронов.

Цели обучения

Обсудить свойства изотопов и их использование в радиометрическом датировании

Основные выводы

Ключевые моменты
  • Изотопы — это атомы одного и того же элемента, содержащие одинаковое количество протонов, но разное количество нейтронов.
  • Несмотря на разное количество нейтронов, изотопы одного и того же элемента имеют очень похожие физические свойства.
  • Некоторые изотопы нестабильны и подвергаются радиоактивному распаду, чтобы превратиться в другие элементы.
  • Предсказуемый период полураспада различных распадающихся изотопов позволяет ученым датировать материал на основе его изотопного состава, например, с помощью датирования углерода-14.
Ключевые термины
  • изотоп : Любая из двух или более форм элемента, в которых атомы имеют одинаковое количество протонов, но разное количество нейтронов в их ядрах.
  • Период полураспада : время, необходимое для того, чтобы половина исходной концентрации изотопа распалась до более стабильной формы.
  • радиоактивные изотопы : атом с нестабильным ядром, характеризующийся избыточной доступной энергией, который подвергается радиоактивному распаду и чаще всего создает гамма-лучи, альфа- или бета-частицы.
  • радиоуглеродное датирование : Определение возраста объекта путем сравнения отношения обнаруженной в нем концентрации 14C к количеству 14C в атмосфере.

Что такое изотоп?

Изотопы — это различные формы элементов, которые имеют одинаковое количество протонов, но разное количество нейтронов. Некоторые элементы, такие как углерод, калий и уран, содержат несколько изотопов природного происхождения. Изотопы определяются сначала их элементом, а затем суммой присутствующих протонов и нейтронов.

  • Углерод-12 (или 12 C) содержит шесть протонов, шесть нейтронов и шесть электронов; следовательно, он имеет массовое число 12 а.е.м. (шесть протонов и шесть нейтронов).
  • Углерод-14 (или 14 C) содержит шесть протонов, восемь нейтронов и шесть электронов; его атомная масса 14 а.е.м. (шесть протонов и восемь нейтронов).

Хотя масса отдельных изотопов различна, их физические и химические свойства в основном не меняются.

Изотопы действительно различаются по стабильности. Углерод-12 ( 12 C) — самый распространенный изотоп углерода, составляющий 98,89% углерода на Земле. Углерод-14 ( 14 C) нестабилен и встречается только в следовых количествах.Нестабильные изотопы чаще всего испускают альфа-частицы (He 2+ ) и электроны. Также могут испускаться нейтроны, протоны и позитроны, а электроны могут быть захвачены для достижения более стабильной атомной конфигурации (более низкого уровня потенциальной энергии) посредством процесса, называемого радиоактивным распадом. Созданные новые атомы могут находиться в состоянии высокой энергии и испускать гамма-лучи, которые понижают энергию, но сами по себе не превращают атом в другой изотоп. Эти атомы называются радиоактивными изотопами или радиоизотопами.

Радиоуглеродное датирование

Углерод обычно присутствует в атмосфере в виде газообразных соединений, таких как диоксид углерода и метан. Углерод-14 ( 14 C) представляет собой радиоизотоп природного происхождения, который создается из атмосферного 14 N (азота) в результате добавления нейтрона и потери протона, вызванной космическими лучами. Это непрерывный процесс, поэтому в атмосфере всегда образуется больше 14 ° C. После производства 14 C часто соединяется с кислородом атмосферы с образованием диоксида углерода.Образовавшийся таким образом углекислый газ диффундирует в атмосфере, растворяется в океане и попадает в организм растений посредством фотосинтеза. Животные поедают растения, и в конечном итоге радиоуглерод распространяется по биосфере.

В живых организмах относительное количество 14 C в их теле приблизительно равно концентрации 14 C в атмосфере. Когда организм умирает, он больше не поглощает 14 C, поэтому соотношение между 14 C и 12 C будет снижаться по мере того, как 14 C постепенно возвращается к 14 N.Этот медленный процесс, который называется бета-распадом, высвобождает энергию за счет испускания электронов из ядра или позитронов.

Примерно через 5730 лет половина исходной концентрации 14 C будет преобразована обратно в 14 Н. Это называется периодом полураспада, или временем, которое требуется для получения половины исходной концентрации вещества. изотоп, чтобы вернуться в более стабильную форму. Поскольку период полураспада 14 C большой, он используется для датирования ранее живых объектов, таких как старые кости или дерево.Сравнивая отношение концентрации 14 C, обнаруженной в объекте, к количеству 14 C в атмосфере, можно определить количество изотопа, который еще не распался. На основе этого количества можно точно рассчитать возраст материала, если предполагается, что возраст материала составляет менее 50 000 лет. Этот метод называется радиоуглеродным датированием, или сокращенно углеродным датированием.

Применение углеродного датирования : Возраст углеродсодержащих останков менее 50 000 лет, таких как этот карликовый мамонт, можно определить с помощью углеродного датирования.

Другие элементы имеют изотопы с разным периодом полураспада. Например, 40 K (калий-40) имеет период полураспада 1,25 миллиарда лет, а 235 U (уран-235) имеет период полураспада около 700 миллионов лет. Ученые часто используют эти другие радиоактивные элементы для датирования объектов, возраст которых превышает 50 000 лет (предел углеродного датирования). Используя радиометрическое датирование, ученые могут изучать возраст окаменелостей или других останков вымерших организмов.

Диаграммы Бора атомов и ионов

Цели

  • Вспомните стабильность, связанную с атомом, который имеет полностью заполненную валентную оболочку
  • Построить атом по модели Бора

Ключевые термины

  • Правило октета: Правило, согласно которому атомы теряют, приобретают или делятся электронами, чтобы иметь полную валентную оболочку из 8 электронов.(Водород исключен, потому что он может удерживать максимум 2 электрона в своей валентной оболочке.)
  • Электронная оболочка : коллективные состояния всех электронов в атоме, имеющие одинаковое главное квантовое число (визуализированное как орбита, по которой движутся электроны).

Электронные оболочки

Нильс Бор предложил раннюю модель атома как центрального ядра, содержащего протоны и нейтроны, вращающиеся электронами в оболочках. Как обсуждалось ранее, существует связь между количеством протонов в элементе, атомным номером, который отличает один элемент от другого, и количеством электронов, которые он имеет.Во всех электрически нейтральных атомах количество электронов равно количеству протонов. Каждый элемент, когда он электрически нейтрален, имеет количество электронов, равное его атомному номеру.

Ранняя модель атома была разработана в 1913 году датским ученым Нильсом Бором (1885–1962). Модель Бора показывает атом как центральное ядро, содержащее протоны и нейтроны, с электронами на круговых орбиталях на определенных расстояниях от ядра (рис. \ (\ PageIndex {1} \)). Эти орбиты образуют электронные оболочки или уровни энергии, которые позволяют визуализировать количество электронов в различных оболочках.Эти уровни энергии обозначены числом и символом «n». Например, оболочка 1n представляет собой первый энергетический уровень, ближайший к ядру.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Модель Бора постулировала, что электрон вращается вокруг ядра в оболочках на фиксированном расстоянии.

Электрон обычно существует в оболочке с наименьшей доступной энергией, которая является ближайшей к ядру. Энергия фотона света может подтолкнуть его к более высокой энергетической оболочке, но эта ситуация нестабильна, и электрон быстро распадается обратно в основное состояние.

Диаграммы Бора

Диаграммы Бора показывают электроны, вращающиеся вокруг ядра атома, чем-то вроде планет, вращающихся вокруг Солнца. В модели Бора электроны изображаются движущимися по кругу на разных оболочках в зависимости от того, какой элемент у вас есть. Рисунок \ (\ PageIndex {2} \) противопоставляет диаграммы Бора для атомов лития, фтора и алюминия. Оболочка, ближайшая к ядру, называется K-оболочкой, далее идет L-оболочка, затем M-оболочка.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): диаграммы Бора для нейтральных атомов лития, фтора и алюминия.

Каждая оболочка может содержать только определенное количество электронов. Оболочка K может иметь 2, L может иметь 8, M может иметь 18 электронов и так далее.

  • Литий имеет три электрона:
    • два идут в оболочку K и
    • оставшаяся часть идет в оболочку L.
    • Его электронная конфигурация — K (2), L (1)
  • У фтора девять электронов:
    • два идут в оболочку K и
    • остальные семь идут в L-оболочку.
    • Его электронная конфигурация — K (2), L (7). Обратите внимание, что L может иметь 8 электронов.
  • Алюминий имеет тринадцать электронов:
    • два идут к оболочке К,
    • восемь идут на L-оболочку, а
    • Остальные

    • идут на снаряд М.
    • Его электронная конфигурация — K (2), L (8), M (3). Обратите внимание, что оболочка M может иметь 18 электронов.

Орбитали в модели Бора

Электроны заполняют оболочки орбиты в последовательном порядке.В стандартных условиях атомы сначала заполняют внутренние оболочки (ближе к ядру), что часто приводит к переменному количеству электронов во внешней оболочке. Самая внутренняя оболочка имеет максимум два электрона, но следующие две электронные оболочки могут иметь максимум восемь электронов. Это известно как правило октета, которое гласит, что, за исключением самой внутренней оболочки, атомы более энергетически стабильны, когда у них есть восемь электронов в их валентной оболочке, самой внешней электронной оболочке.Примеры некоторых нейтральных атомов и их электронных конфигураций показаны на рисунке \ (\ PageIndex {3} \). Как показано, гелий имеет полную внешнюю электронную оболочку с двумя электронами, заполняющими его первую и единственную оболочку. Точно так же неон имеет полную внешнюю 2n-оболочку, содержащую восемь электронов. Напротив, хлор и натрий имеют семь и один электрон на своих внешних оболочках соответственно. Теоретически они были бы более энергетически стабильными, если бы следовали правилу октетов и имели восемь.

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \):

Диаграммы Бора

Диаграммы Бора показывают, сколько электронов заполняет каждую главную оболочку.Элементы группы 18 (показаны гелий, неон и аргон) имеют полную внешнюю или валентную оболочку. Полная валентная оболочка — наиболее стабильная электронная конфигурация. Элементы в других группах имеют частично заполненные валентные оболочки и приобретают или теряют электроны для достижения стабильной электронной конфигурации.

Атом может приобретать или терять электроны для достижения полной валентной оболочки, наиболее стабильной электронной конфигурации. Периодическая таблица разделена на столбцы и строки в зависимости от количества электронов и их расположения, что позволяет понять, как электроны распределяются во внешней оболочке атома.Как показано на фиг.1, группа из 18 атомов гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar) заполнила внешние электронные оболочки, что делает ненужным приобретение или потеря электронов для достижения стабильности; они очень стабильны как отдельные атомы. — \).Таким образом, столбцы периодической таблицы представляют потенциальное общее состояние внешних электронных оболочек этих элементов, которое отвечает за их схожие химические характеристики.

Символы Льюиса

Символы Льюиса — это упрощенные диаграммы Бора, которые отображают электроны только на внешнем энергетическом уровне.

Сводка

  • В модели атома Бора ядро ​​содержит большую часть массы атома в его протонах и нейтронах.
  • По орбите положительно заряженного ядра вращаются отрицательно заряженные электроны, которые имеют небольшой вклад в массе, но электрически эквивалентны протонам в ядре.
  • В большинстве случаев электроны сначала заполняют орбитали с более низкой энергией, затем следуют орбитали с более высокой энергией, пока она не заполнится, и так далее, пока не будут размещены все электроны.
  • Атомы, как правило, наиболее стабильны с полной внешней оболочкой (которая после первой содержит 8 электронов), что приводит к тому, что обычно называют «правилом октетов».
  • Свойства элемента определяются его внешними электронами или электронами на орбитали с наибольшей энергией.
  • Атомы, у которых нет полных внешних оболочек, будут иметь тенденцию приобретать или терять электроны, в результате чего получается полная внешняя оболочка и, следовательно, стабильность.

Авторы и авторство

Без границ (www.boundless.com)

Chem4Kids.com: Атомы: структура




Атомы — основа химии. Они являются основой всего во Вселенной. Как известно, материя состоит из атомов. Твердые тела состоят из плотно упакованных атомов, в то время как газы имеют рассредоточенные атомы. Мы собираемся охватить такие основы, как атомная структура и связь между атомами.По мере того, как вы узнаете больше, вы можете перейти к страницам реакций и биохимии и увидеть, как атомы образуют соединения, которые помогают выжить биологическому миру.

Есть ли куски материи меньше атомов? Конечно, есть. Сверхмалые частицы можно найти внутри кусочков атомов. Эти субатомные частицы включают нуклонов и кварков . Ядерные химики и физики работают вместе на ускорителях частиц , чтобы обнаружить присутствие этих крошечных, крошечных, крошечных кусочков материи.Однако наука основана на атоме, потому что это мельчайшая отдельная единица материи.

Несмотря на то, что существует множество сверхмалых атомных частиц, вам нужно помнить только о трех основных частях атома: электронах, протонах и нейтронах. Что такое электроны, протоны и нейтроны? Электроны — самые маленькие из трех частиц, составляющих атомы. Электроны находятся в оболочках или орбиталях, окружающих ядро ​​атома. Протоны и нейтроны находятся в ядре .Они группируются вместе в центре атома. Это все, что вам нужно запомнить. Три легких штуки!

В периодической таблице около 120 известных элементов. (117, пока мы пишем это) Химики и физики каждый день пытаются создавать новые в своих лабораториях. Атомы разных элементов имеют разное количество электронов, протонов и нейтронов. Каждый элемент уникален и имеет атомный номер. Это число сообщает вам количество протонов в каждом атоме элемента. Атомный номер также называется числом протона.

Вы можете видеть, что каждая часть атома помечена знаком «+», «-» или «0». Эти символы относятся к заряду частицы. Вы когда-нибудь слышали о поражении электрическим током от розетки, статическом электричестве или молнии? Все это связано с электрическими зарядами. Заряды также находятся в крошечных частицах материи.

Электрон всегда имеет «-» или отрицательный заряд. Протон всегда имеет «+» или положительный заряд. Если заряд всего атома равен «0» или нейтрален, имеется равное количество положительных и отрицательных зарядов.У нейтральных атомов одинаковое количество электронов и протонов. Третья частица — нейтрон. Он имеет нейтральный заряд, также известный как нулевой заряд.

Поскольку количество протонов в атоме не меняется, меньшее количество или больше электронов может создать особый атом, называемый ионом. Катионы имеют меньше электронов и положительный заряд. Анионы имеют лишние электроны, которые создают отрицательный заряд.

Самая маленькая письменность в мире (Stanford Univ.Видео)


Схема атома

— Вселенная сегодня

[/ caption] Изображение слева представляет собой базовую атомную диаграмму. На этом изображены протоны, нейтроны и электроны атома углерода. Каждый находится в группе по шесть человек. Это делает атом очень стабильным. На протяжении многих лет существовало много атомных моделей, но сейчас они широко считаются надежной базовой версией. Атомные диаграммы были разработаны для объяснения взаимодействия элементов Земли и космоса задолго до того, как атомы можно было наблюдать.В настоящее время ученые могут видеть частицы размером меньше атома. Эти субатомные частицы составляют основу физики элементарных частиц.

Ученые веками использовали атомные диаграммы для объяснения устройства мира. Древние греки, а до них китайцы и вавилоняне верили, что существуют невидимые силы, позволяющие соединять определенные металлы и работать на благо человека. Они этого не знали, но это был просто нагретый металл, обменивающийся субатомными частицами, чтобы стать новым металлом.

Основы химии лучше всего объясняют атом. В нем говорится, что фундаментальным строительным блоком материи является атом. Атом состоит из трех основных частей: протонов, нейтронов и электронов. Протоны имеют положительный электрический заряд. У нейтронов нет электрического заряда. Электроны имеют отрицательный электрический заряд. Протоны и нейтроны находятся вместе в так называемом ядре атома. Электроны вращаются вокруг ядра. Химические реакции включают взаимодействие между электронами одного атома и электронами другого атома.Атомы, которые имеют разное количество электронов и протонов, имеют положительный или отрицательный электрический заряд и называются ионами. Когда атомы соединяются вместе, они могут образовывать более крупные строительные блоки материи, называемые молекулами. Если бы наука не смоделировала атом, она никогда бы не поняла этот обмен электронами, и мы все еще могли бы застрять в темных веках.

Ранее я упоминал, что было разработано много моделей атомов. Некоторые из них — модель Бора, кубическая модель, модель сливового пудинга, модель Сатурна и модель Резерфорда.
Каждая из этих моделей улучшала другую и приближала науку к совершенной атомной модели. Модели Бора и Резерфорда были разработаны для квантовой механики и использовались в астрономических приложениях. Фактически, улучшение модели Бора, называемое моделью Бора-Саммерфилда, отвечает за некоторые из многих вещей, которые мы теперь знаем о квантовой механике.

Атомная диаграмма постоянно пересматривается, поскольку наука открывает все больше информации о субатомных частицах.Перейдите по этой ссылке, чтобы получить информацию о модели Бора и ее усовершенствованиях. На сайте Universe Today у нас есть две замечательные статьи: одна о протоне, а другая об электронах. Astronomy Cast предлагает хороший эпизод о материи от звезд.

Источники:
Википедия
Справка по химии

Как это:

Нравится Загрузка …

Атомная структура

Атомная структура

Атомная структура

Вся материя состоит из основных строительных блоков, называемых атомами .
Атомы состоят из еще более мелких частиц, называемых протонами ,
электронов и нейтронов . Протоны и нейтроны
живут в ядре атома и практически идентичны по массе. Тем не мение,
протоны имеют положительный заряд, тогда как нейтроны не имеют заряда. Электроны
имеют отрицательный заряд и вращаются вокруг ядра в оболочках или электрона
орбитали
и намного менее массивны, чем другие частицы.С
электроны в 1836 раз менее массивны, чем протоны или нейтроны, большинство из них
масса атома находится в ядре, которое составляет лишь 1/100 000 размера атома.
весь атом (!).

Организация атома водорода показана ниже:

Атом водорода

Красная точка — это протон в ядре. Имеет положительный
заряд +1 ед. Синяя точка — электрон. Имеет отрицательный
заряд -1 ед. Для любого нормального атома количество электронов и
протоны равны, что означает, что электрический заряд уравновешен.Там
это только одна орбиталь для водорода. Давайте посмотрим на атом углерода большего размера.

Атом углерода

В ядре появилась новая частица — нейтрон.
(представлен белыми точками). В ядре также 6 протонов,
всего 12 частиц. Кроме того, теперь есть 6 электронов.
вращается вокруг ядра по двум орбиталям. Причина, по которой атом углерода нуждается в
Вторая орбиталь сложна и выходит за рамки этого геологического класса.
Но правила, управляющие атомами, гласят, что первая орбиталь может иметь только две
электронов, на второй орбитали разрешено восемь электронов, на третьей — только
восемь электронов и т. д. (См. стр. 27 вашего текста с номерами
электронов на каждой орбитали для первых 20 элементов.)

В природе 91 элемент. Атомы — это самые маленькие из возможных элементов, и на самом деле слово
«атом» происходит от греческого слова «томос», что означает
«не резать» — то есть вы не можете вырезать меньше, чем это.Мы
обычно представляют элементы их атомным символом. Водород представлен
буквой «H»; углерод буквой «C».

Для атомов изменение числа протонов меняет вид
элемент
. Итак, если бы я бросил дополнительный протон в
ядра атома углерода, проиллюстрированного выше, у меня больше не будет углерода — я
будет азот. Точно так же, если бы я убрал протон из углерода
атом, у меня был бы другой элемент, бор. Число протонов в
ядро атома совпадает с атомным номером этого
атом.Если сложить количество протонов и нейтронов, получится атомных
массовое число
этого конкретного атома.

Быстрая проверка : Какой атомный номер показан атом водорода
выше? Что это за атомное массовое число? Что такое атомный номер
и массовое атомное число указанного выше атома углерода?

Ответы : атомный номер водорода 1 (посчитайте
протоны). Атомно-массовое число водорода тоже , одно (есть
нет нейтронов!).Для углерода атомный номер 6 , а атомный номер
массовое число 12 (6 протонов плюс 6 нейтронов).

Посмотрите еще раз на изображение атома углерода. Что, если бы мы добавили
нейтрон вместо протона? Будет ли у нас такой же элемент?
Да. Но атом был бы другим. A dding или
вычитание нейтронов из ядра атома создает изотопы этого атома
.
Например, давайте добавим два нейтрона к атому углерода, обозначенному зеленым
точки ниже:

Изотоп углерода

Сложение двух нейтронов меняет наш атом.Однако, поскольку
количество протонов то же самое, это все еще углерод, но теперь это изотоп
углерода. Мы представляем изотопы с помощью химического символа
(«C» для углерода) и число. Первый атом углерода только с 6
нейтроны будут называться 12 C или углерод-12. Новый с 8
нейтроны будут 14 C или углерод-14. Обратите внимание, что число
«14» также является атомным массовым числом для этого изотопа.

Химики работали над организацией элементов особым образом, называемым
Периодическая таблица.Он упорядочен так, что элементы в каждом столбце имеют
общие химические и физические свойства. Ниже приведено изображение
Периодическая таблица:

* Изображение с http://www.chemtutor.com/perich.htm

Каждый элемент имеет атомарный символ и атомарный символ.
номер.

Quick Quiz: Напомним, что атомный номер — это
количество протонов в ядре. Сколько протонов в
Атом натрия (Na)? Атом кислорода (O)? Атом урана (U)?

Ответы: Натрий имеет 11 протонов, Кислород 8
протонов и урана 92 протонов.

Продолжить и узнать об ионах.
Вернуться в главное меню.
Вернуться на страницу вводного курса наук о Земле.

(Для получения дополнительной информации по основам химии и атомной структуре,
посетите http://www.chemtutor.com/.)

Диаграммы Бора-Резерфорда и точечные диаграммы Льюиса

Диаграммы Бора-Резерфорда

ср.
рассмотрели атомные модели и структуру атомов. Сегодня мы будем
потренируйтесь рисовать эти модели элементов периодической таблицы.
Помните, что протоны и нейтроны находятся в ядре атома.
и электроны находятся вне ядра.

электронов
организованы по энергетическим уровням. На рисунке ниже показано, как первый
уровень энергии полный, когда у него есть 2 электрона, а второй и третий
каждый энергетический уровень содержит 8 электронов.
The
атомный номер элемента — это количество протонов. Поскольку
заряды протонов и электронов противоположны, но равны, атомная
число также сообщает нам количество электронов.

нейтронов
расположены в ядре, но не имеют заряда. Количество нейтронов в
атом может быть разным. Атомы одного и того же элемента с разными номерами
нейтронов называются изотопами. Большинство элементов содержат смесь двух
или более изотопов. Атомная масса элемента — это среднее значение всех
массы изотопов.

Практикуйтесь на доске.
построение атомной модели (называемой диаграммой Бора-Резерфорда) для
перечисленные элементы. Вставьте фото или компьютерные модели для
каждый элемент ниже.

Be

O

Ne

Na

Si

Cl

K

Исходя из того, что вы знаете о химических семействах, какой из перечисленных выше элементов НАИБОЛЕЕ реактивен? Откуда вы знаете?
Натрий и калий. Это потому, что у самого реактивного элемента есть один электрон.

Какой элемент НАИМЕНЕЕ реактивен? Откуда вы знаете?
Тот, у которого больше всего электронов на внешнем энергетическом уровне, наименее реактивен. Следовательно, это хлор

Диаграммы Льюиса
Когда
мы нарисовали атомные модели, вы видели, что для каждого атома концентрические круги
были использованы для представления уровней энергии и точек для электронов.
Есть
— это общий сокращенный способ представления атомов, называемый точкой Льюиса.
диаграммы. Точки по-прежнему представляют электроны, но они нарисованы вокруг
символ элемента. Только электроны во внешней энергии
уровень (валентные электроны) нарисованы. Чтобы нарисовать электронную точечную диаграмму,
поместите по одной точке вокруг символа для каждого валентного электрона. Поместите
сначала точки по отдельности с каждой стороны, а затем объедините оставшиеся точки в пары.

  • Точечная структура Льюиса подобна упрощенной модели Бора-Резерфорда.
  • Точечная диаграмма Льюиса содержит символ элемента с точками, представляющими электроны.
  • Показаны только электроны на внешнем энергетическом уровне или валентные электроны.
  • Электроны размещаются вокруг символа элемента по одному,
    по часовой стрелке или против часовой стрелки, а затем сгруппированы попарно как более
    электроны добавляются.

1. Сравните периодическую таблицу энергии.
уровней к точечным диаграммам Льюиса. Посмотрите на точки вокруг каждого символа
и уровни энергии в вашем графике.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.