Podívejme se, jak se staví atom. Mějte na paměti, že budeme mluvit výhradně o modelech. V praxi jsou atomy mnohem složitější strukturou. Ale díky modernímu vývoji jsme schopni vysvětlit a dokonce úspěšně předpovídat vlastnosti (i když ne všechny). Jaká je tedy struktura atomu? Z čeho je to vyrobeno?
Planetární model atomu
Poprvé to navrhl dánský fyzik N. Bohr v roce 1913. Toto je první teorie atomové struktury založená na vědecká fakta. Navíc položila základ moderní tematické terminologii. V něm produkují částice elektronů rotační pohyby kolem atomu podle stejného principu jako planety kolem Slunce. Bohr navrhl, že by mohly existovat výhradně na drahách umístěných v přesně definované vzdálenosti od jádra. Vědec nedokázal vysvětlit, proč tomu tak bylo, z vědeckého hlediska, ale takový model byl potvrzen mnoha experimenty. K označení drah byla použita celá čísla, počínaje jedničkou, která byla očíslována nejblíže k jádru. Všechny tyto dráhy se také nazývají úrovně. Atom vodíku má pouze jednu úroveň, na které rotuje jeden elektron. Ale komplexní atomy mají také úrovně. Jsou rozděleny na složky, které kombinují elektrony s podobným energetickým potenciálem. Takže druhá už má dvě podúrovně - 2s a 2p. Třetí už má tři - 3s, 3p a 3d. A tak dále. Nejprve jsou „obsazeny“ podúrovně blíže k jádru a poté ty vzdálené. Každý z nich může pojmout pouze určitý počet elektronů. Ale to není konec. Každá podúroveň je rozdělena na orbitaly. Udělejme srovnání s běžným životem. Elektronový mrak atomu je srovnatelný s městem. Úrovně jsou ulice. Podúroveň - soukromý dům nebo byt. Orbitální - pokoj. Každý z nich „žije“ jeden nebo dva elektrony. Všechny mají konkrétní adresy. Toto byl první diagram struktury atomu. A konečně o adresách elektronů: jsou určeny sadami čísel, které se nazývají „kvantové“.
Vlnový model atomu
Ale postupem času byl planetární model revidován. Byla navržena druhá teorie atomové struktury. Je pokročilejší a umožňuje vysvětlit výsledky praktických experimentů. První byl nahrazen vlnovým modelem atomu, který navrhl E. Schrödinger. Tehdy již bylo zjištěno, že elektron se může projevit nejen jako částice, ale také jako vlna. Co udělal Schrödinger? Aplikoval rovnici, která popisuje pohyb vlny v roce Lze tedy najít nikoli dráhu elektronu v atomu, ale pravděpodobnost jeho detekce v určitém bodě. Obě teorie spojuje to, že elementární částice se nacházejí na konkrétních úrovních, podúrovních a orbitalech. Zde podobnost mezi modely končí. Uvedu jeden příklad: v teorii vln je orbital oblast, kde lze s 95% pravděpodobností nalézt elektron. Zbytek prostoru tvoří 5 %, ale nakonec se ukázalo, že strukturní rysy atomů jsou znázorněny pomocí vlnového modelu, přestože použitá terminologie je běžná.
Pojem pravděpodobnosti v tomto případě
Proč byl tento termín použit? Heisenberg v roce 1927 formuloval princip neurčitosti, který se nyní používá k popisu pohybu mikročástic. Vychází z jejich zásadní odlišnosti od běžných fyzických těl. Co je to? Klasická mechanika předpokládala, že člověk může pozorovat jevy, aniž by je ovlivňoval (pozorování nebeská těla). Na základě získaných dat je možné vypočítat, kde se objekt v určitém časovém okamžiku bude nacházet. Ale v mikrokosmu jsou věci nutně jiné. Takže například nyní není možné pozorovat elektron bez jeho ovlivnění kvůli tomu, že energie přístroje a částice jsou nesrovnatelné. To způsobí změnu jeho umístění elementární částice, stav, směr, rychlost pohybu a další parametry. A nemá smysl mluvit o přesných charakteristikách. Samotný princip neurčitosti nám říká, že je nemožné vypočítat přesnou dráhu elektronu kolem jádra. Můžete uvést pouze pravděpodobnost nalezení částice v určité oblasti vesmíru. To je zvláštnost struktury atomů chemických prvků. S tím by ale měli počítat výhradně vědci při praktických experimentech.
Atomové složení
Ale soustřeďme se na celé téma. Takže kromě dobře promyšleného elektronového obalu je druhou složkou atomu jádro. Skládá se z kladně nabitých protonů a neutrálních neutronů. Všichni známe periodickou tabulku. Počet každého prvku odpovídá počtu protonů, které obsahuje. Počet neutronů se rovná rozdílu mezi hmotností atomu a jeho počtem protonů. Mohou existovat odchylky od tohoto pravidla. Pak říkají, že je přítomen izotop prvku. Struktura atomu je taková, že je „obklopen“. elektronový obal. se obvykle rovná počtu protonů. Hmotnost druhého je přibližně 1840krát větší než hmotnost prvního a přibližně se rovná hmotnosti neutronu. Poloměr jádra je asi 1/200 000 průměru atomu. Sám má kulovitý tvar. To je obecně struktura atomů chemických prvků. Navzdory rozdílu v hmotnosti a vlastnostech vypadají přibližně stejně.
Orbity
Když mluvíme o tom, co je diagram atomové struktury, nelze o nich mlčet. Takže existují tyto typy:
- s. Mají kulovitý tvar.
- p. Vypadají jako trojrozměrné osmičky nebo vřeteno.
- d a f. Mají složitý tvar, který je obtížné popsat formálním jazykem.
Elektron každého typu lze s 95% pravděpodobností nalézt v odpovídajícím orbitalu. S prezentovanými informacemi je třeba zacházet klidně, protože jsou spíše abstraktní matematický model spíše než fyzickou realitu situace. Ale s tím vším má dobrou prediktivní schopnost ohledně chemických vlastností atomů a dokonce i molekul. Čím dále je hladina umístěna od jádra, tím více elektronů na ni může být umístěno. Počet orbitalů lze tedy vypočítat pomocí speciálního vzorce: x 2. Zde se x rovná počtu úrovní. A protože na orbital mohou být umístěny až dva elektrony, nakonec vzorec pro jejich numerické hledání bude vypadat takto: 2x 2.
Oběžné dráhy: technická data
Pokud mluvíme o struktuře atomu fluoru, bude mít tři orbitaly. Všechny budou naplněny. Energie orbitalů v rámci jedné podúrovně je stejná. Chcete-li je označit, přidejte číslo vrstvy: 2s, 4p, 6d. Vraťme se k rozhovoru o struktuře atomu fluoru. Bude mít dvě s- a jednu p-podúroveň. Má devět protonů a stejný počet elektronů. První úroveň S. To jsou dva elektrony. Pak druhá s-úroveň. Další dva elektrony. A 5 vyplňuje p-úroveň. Toto je jeho struktura. Po přečtení následujícího podnadpisu můžete provést potřebné kroky sami a ujistit se o tom. Pokud mluvíme o tom, který fluor také patří, je třeba poznamenat, že i když jsou ve stejné skupině, jsou ve svých vlastnostech zcela odlišné. Jejich bod varu se tedy pohybuje od -188 do 309 stupňů Celsia. Tak proč byli jednotní? Díky chemické vlastnosti. Všechny halogeny a v největší míře fluor mají nejvyšší oxidační schopnost. Reagují s kovy a při pokojové teplotě se mohou bez problémů samovolně vznítit.
Jak se vyplňují oběžné dráhy?
Podle jakých pravidel a principů jsou elektrony uspořádány? Doporučujeme, abyste se seznámili se třemi hlavními, jejichž znění bylo pro lepší pochopení zjednodušeno:
- Princip nejmenší energie. Elektrony mají tendenci vyplňovat orbitaly v pořadí rostoucí energie.
- Pauliho princip. Jeden orbital nemůže obsahovat více než dva elektrony.
- Hundovo pravidlo. V rámci jedné podúrovně elektrony nejprve vyplňují prázdné orbitaly a teprve poté tvoří páry.
Struktura atomu pomůže při jeho vyplňování a v tomto případě se stane srozumitelnější z hlediska obrazu. Proto je při praktické práci se stavbou schémat zapojení nutné mít jej po ruce.
Příklad
Abychom shrnuli vše, co bylo v rámci článku řečeno, můžete si sestavit ukázku toho, jak jsou elektrony atomu distribuovány mezi jejich úrovněmi, podúrovněmi a orbitaly (tedy jaká je konfigurace úrovní). Může být znázorněn jako vzorec, energetický diagram nebo diagram vrstev. Jsou zde velmi dobré ilustrace, které při pečlivém prozkoumání pomáhají pochopit strukturu atomu. První úroveň je tedy vyplněna jako první. Má pouze jednu podúroveň, ve které je pouze jeden orbitál. Všechny úrovně se vyplňují postupně, počínaje nejmenší. Za prvé, v rámci jedné podúrovně je do každého orbitalu umístěn jeden elektron. Poté se vytvoří dvojice. A pokud jsou volné, dojde k přechodu na jiný vyplňující předmět. A nyní můžete sami zjistit, jaká je struktura atomu dusíku nebo fluoru (o čemž se uvažovalo dříve). Zpočátku to může být trochu obtížné, ale můžete použít obrázky, které vám pomohou. Pro názornost se podívejme na strukturu atomu dusíku. Má 7 protonů (spolu s neutrony, které tvoří jádro) a stejný počet elektronů (které tvoří elektronový obal). První s-úroveň je vyplněna jako první. Má 2 elektrony. Pak přichází druhá s-úroveň. Má také 2 elektrony. A další tři jsou umístěny na p-úrovni, kde každý z nich zabírá jeden orbital.
Závěr
Jak vidíte, struktura atomu není zas tak těžké téma (pokud k tomu přistupujete samozřejmě z pohledu školní chemie). A pochopit toto téma není těžké. Nakonec bych vám rád řekl o některých funkcích. Například, když mluvíme o struktuře atomu kyslíku, víme, že má osm protonů a 8-10 neutronů. A protože vše v přírodě má tendenci se vyrovnávat, dva atomy kyslíku tvoří molekulu, kde dva nepárové elektrony tvoří kovalentní vazbu. Podobným způsobem vzniká další stabilní molekula kyslíku, ozon (O3). Znáte-li strukturu atomu kyslíku, můžete správně sestavit vzorce pro oxidační reakce, kterých se účastní nejběžnější látka na Zemi.
Složení atomu.
Atom se skládá z atomové jádro A elektronový obal.
Jádro atomu se skládá z protonů ( p+) a neutrony ( n 0). Většina atomů vodíku má jádro skládající se z jednoho protonu.
Počet protonů N(p+) se rovná jadernému náboji ( Z) a pořadové číslo prvku v přirozené řadě prvků (a v periodické tabulce prvků).
N(p +) = Z
Součet neutronů N(n 0), označované jednoduše písmenem N a počet protonů Z volal hromadné číslo a je označen písmenem A.
A = Z + N
Elektronový obal atomu se skládá z elektronů pohybujících se kolem jádra ( E -).
Počet elektronů N(E-) v elektronovém obalu neutrálního atomu se rovná počtu protonů Z v jeho jádru.
Hmotnost protonu se přibližně rovná hmotnosti neutronu a 1840násobku hmotnosti elektronu, takže hmotnost atomu je téměř stejná jako hmotnost jádra.
Tvar atomu je kulový. Poloměr jádra je přibližně 100 000krát menší než poloměr atomu.
Chemický prvek- typ atomů (soubor atomů) se stejným jaderným nábojem (se stejným počtem protonů v jádře).
Izotop- soubor atomů stejného prvku se stejným počtem neutronů v jádře (nebo typ atomu se stejným počtem protonů a stejným počtem neutronů v jádře).
Různé izotopy se od sebe liší počtem neutronů v jádrech jejich atomů.
Označení jednotlivého atomu nebo izotopu: (E - symbol prvku), například: .
Struktura elektronového obalu atomu
Atomový orbital- stav elektronu v atomu. Symbol pro orbital je . Každý orbital má odpovídající elektronový mrak.
Orbitaly skutečných atomů v základním (neexcitovaném) stavu jsou čtyř typů: s, p, d A F.
Elektronický cloud- část prostoru, ve které lze nalézt elektron s pravděpodobností 90 (nebo více) procent.
Poznámka: někdy se pojmy „atomový orbital“ a „elektronový mrak“ nerozlišují a oba nazývají „atomový orbital“.
Elektronový obal atomu je vrstvený. Elektronická vrstva tvořené elektronovými mračny stejné velikosti. Vznikají orbitaly jedné vrstvy elektronická („energetická“) hladina, jejich energie jsou stejné pro atom vodíku, ale odlišné pro ostatní atomy.
Orbitaly stejného typu jsou seskupeny do elektronický (energie) podúrovně:
s-podúroveň (skládá se z jednoho s-orbitaly), symbol - .
p-podúroveň (skládá se ze tří p
d-podúroveň (skládá se z pěti d-orbitaly), symbol - .
F-podúroveň (skládá se ze sedmi F-orbitaly), symbol - .
Energie orbitalů stejné podúrovně jsou stejné.
Při označování podúrovní se k symbolu podúrovně přidá číslo vrstvy (elektronická úroveň), například: 2 s, 3p, 5d prostředek s- podúroveň druhého stupně, p-podúroveň třetí úrovně, d-podúroveň páté úrovně.
Celkový počet podúrovní na jedné úrovni se rovná číslu úrovně n. Celkový počet orbitalů na jedné úrovni je roven n 2. Podle toho je celkový počet mraků v jedné vrstvě také roven n 2 .
Označení: - volný orbital (bez elektronů), - orbital s nepárovým elektronem, - orbital s elektronovým párem (se dvěma elektrony).
Pořadí, ve kterém elektrony vyplňují orbitaly atomu, je určeno třemi přírodními zákony (formulace jsou uvedeny zjednodušeně):
1. Princip nejmenší energie - elektrony vyplňují orbitaly v pořadí rostoucí energie orbitalů.
2. Pauliho princip - v jednom orbitalu nemohou být více než dva elektrony.
3. Hundovo pravidlo - v podúrovni elektrony nejprve vyplňují prázdné orbitaly (po jednom) a teprve poté tvoří elektronové páry.
Celkový počet elektronů v elektronické hladině (nebo elektronové vrstvě) je 2 n 2 .
Rozdělení podúrovní podle energie je vyjádřeno následovně (v pořadí rostoucí energie):
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4F, 5d, 6p, 7s, 5F, 6d, 7p ...
Tato posloupnost je jasně vyjádřena energetickým diagramem:
Rozložení elektronů atomu přes úrovně, podúrovně a orbitaly (elektronická konfigurace atomu) lze znázornit jako elektronový vzorec, energetický diagram nebo jednodušeji jako diagram elektronových vrstev ("elektronový diagram").
Příklady elektronové struktury atomů:
valenční elektrony- elektrony atomu, které se mohou podílet na tvorbě chemických vazeb. Pro jakýkoli atom jsou to všechny vnější elektrony plus ty předvnější elektrony, jejichž energie je větší než energie vnějších. Například: atom Ca má 4 vnější elektrony s 2, jsou také valence; atom Fe má 4 vnější elektrony s 2 ale má 3 d 6, proto má atom železa 8 valenčních elektronů. Valenční elektronový vzorec atomu vápníku je 4 s 2 a atomy železa - 4 s 2 3d 6 .
Periodická tabulka chemických prvků od D. I. Mendělejeva
(přirozený systém chemických prvků)
Periodický zákon chemických prvků(moderní formulace): vlastnosti chemických prvků, jakož i jimi tvořených jednoduchých a složitých látek, jsou periodicky závislé na hodnotě náboje atomových jader.
Periodická tabulka- grafické vyjádření periodického zákona.
Přirozená řada chemických prvků- řada chemických prvků uspořádaných podle rostoucího počtu protonů v jádrech jejich atomů, nebo, což je stejné, podle rostoucích nábojů jader těchto atomů. Atomové číslo prvku v této řadě se rovná počtu protonů v jádře kteréhokoli atomu tohoto prvku.
Tabulka chemických prvků je vytvořena „rozřezáním“ přirozené řady chemických prvků období(vodorovné řádky tabulky) a seskupení (svislé sloupce tabulky) prvků s podobnou elektronovou strukturou atomů.
V závislosti na způsobu, jakým kombinujete prvky do skupin, může být tabulka dlouhá doba(prvky se stejným počtem a typem valenčních elektronů se shromažďují do skupin) a krátké období(prvky se stejným počtem valenčních elektronů se shromažďují ve skupinách).
Skupiny krátkodobých tabulek jsou rozděleny do podskupin ( hlavní A boční), které se shodují se skupinami dlouhodobé tabulky.
Všechny atomy prvků stejné periody mají stejný počet elektronových vrstev, rovný číslu periody.
Počet prvků v obdobích: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Většina prvků osmého období byla získána uměle, poslední prvky tohoto období nebyly dosud syntetizovány. Všechna období kromě prvního začínají prvkem tvořícím alkalický kov (Li, Na, K atd.) a končí prvkem tvořícím vzácný plyn (He, Ne, Ar, Kr atd.).
V krátkodobé tabulce je osm skupin, z nichž každá je rozdělena na dvě podskupiny (hlavní a vedlejší), v dlouhodobé tabulce je šestnáct skupin, které jsou číslovány římskými číslicemi písmeny A nebo B, pro příklad: IA, IIIB, VIA, VIIB. Skupina IA tabulky dlouhého období odpovídá hlavní podskupině první skupiny tabulky krátkého období; skupina VIIB - sekundární podskupina sedmé skupiny: zbytek - podobně.
Charakteristiky chemických prvků se přirozeně mění ve skupinách a obdobích.
V obdobích (s rostoucím sériové číslo)
- jaderný náboj se zvyšuje
- počet vnějších elektronů se zvyšuje,
- poloměr atomů se zmenšuje,
- zvyšuje se síla vazby mezi elektrony a jádrem (ionizační energie),
- elektronegativita se zvyšuje,
- zlepšují se oxidační vlastnosti jednoduchých látek ("nekovovost"),
- redukční vlastnosti jednoduchých látek oslabují ("kovovost"),
- oslabuje bazický charakter hydroxidů a odpovídajících oxidů,
- zvyšuje se kyselý charakter hydroxidů a odpovídajících oxidů.
Ve skupinách (se zvyšujícím se sériovým číslem)
- jaderný náboj se zvyšuje
- zvětšuje se poloměr atomů (pouze v A-skupinách),
- snižuje se síla vazby mezi elektrony a jádrem (ionizační energie; pouze u skupin A),
- elektronegativita klesá (pouze v A-skupinách),
- slábnou oxidační vlastnosti jednoduchých látek ("nekovovost"; pouze ve skupinách A),
- jsou zlepšeny redukční vlastnosti jednoduchých látek ("kovovost"; pouze ve skupinách A),
- zásaditý charakter hydroxidů a odpovídajících oxidů se zvyšuje (pouze ve skupinách A),
- oslabuje kyselý charakter hydroxidů a odpovídajících oxidů (pouze ve skupinách A),
- klesá stabilita vodíkových sloučenin (zvyšuje se jejich redukční aktivita; pouze u A-skupin).
Úkoly a testy na téma "Téma 9. "Struktura atomu. Periodický zákon a periodický systém chemických prvků od D. I. Mendělejeva (PSHE) "."
- Periodický zákon - Periodický zákon a struktura atomů 8.–9
Musíte znát: zákony plnění orbitalů elektrony (princip nejmenší energie, Pauliho princip, Hundovo pravidlo), struktura periodická tabulka Prvky.Musíte být schopni: určit složení atomu podle polohy prvku v periodické tabulce, a naopak najít prvek v periodické soustavě se znalostí jeho složení; nakreslete schéma struktury, elektronická konfigurace atom, iont, a naopak určují polohu chemický prvek v PSHE; charakterizovat prvek a látky, které tvoří, podle jeho pozice v PSCE; určit změny poloměru atomů, vlastností chemických prvků a látek, které tvoří v rámci jedné periody a jedné hlavní podskupiny periodického systému.
Příklad 1 Určete počet orbitalů ve třetí elektronové hladině. Co jsou tyto orbitaly?
Pro určení počtu orbitalů použijeme vzorec N orbitaly = n 2 kde n- číslo úrovně. N orbitaly = 3 2 = 9. Jedna 3 s-, tři 3 p- a pět 3 d-orbitály.Příklad 2 Určete, který atom prvku má elektronový vzorec 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Abyste mohli určit, o jaký prvek se jedná, musíte zjistit jeho atomové číslo, které se rovná celkovému počtu elektronů atomu. V v tomto případě: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Toto je hliník.Poté, co se ujistíte, že jste se naučili vše, co potřebujete, pokračujte v plnění úkolů. přejeme úspěch.
Doporučená četba:- O. S. Gabrielyan a další.Chemie 11. tř. M., Drop, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemie 11. třída. M., Vzdělávání, 2001.
Elektronová konfigurace atomu je vzorec ukazující uspořádání elektronů v atomu podle úrovní a podúrovní. Po prostudování článku se dozvíte, kde a jak se elektrony nacházejí, seznámíte se s kvantovými čísly a dokážete sestrojit elektronovou konfiguraci atomu podle jeho čísla, na konci článku je tabulka prvků.
Proč studovat elektronickou konfiguraci prvků?
Atomy jsou jako stavebnice: existuje určitý počet částí, liší se od sebe, ale dvě části stejného typu jsou naprosto stejné. Tato stavebnice je ale mnohem zajímavější než ta plastová a tady je proč. Konfigurace se mění v závislosti na tom, kdo je poblíž. Například kyslík vedle vodíku Možná se promění ve vodu, v blízkosti sodíku se promění v plyn a v blízkosti železa jej zcela promění v rez. Abychom odpověděli na otázku, proč se to děje, a předpověděli chování atomu vedle druhého, je nutné studovat elektronickou konfiguraci, o které bude řeč níže.
Kolik elektronů je v atomu?
Atom se skládá z jádra a elektronů rotujících kolem něj; jádro se skládá z protonů a neutronů. V neutrálním stavu má každý atom počet elektronů rovný počtu protonů v jeho jádře. Počet protonů je určen atomovým číslem prvku, např. síra má 16 protonů - 16. prvek periodické tabulky. Zlato má 79 protonů – 79. prvek periodické tabulky. Podle toho má síra v neutrálním stavu 16 elektronů a zlato má 79 elektronů.
Kde hledat elektron?
Pozorováním chování elektronu byly odvozeny určité vzorce, které jsou popsány kvantovými čísly, celkem jsou čtyři:
- Hlavní kvantové číslo
- Orbitální kvantové číslo
- Magnetické kvantové číslo
- Spinové kvantové číslo
Orbitální
Dále místo slova orbita budeme používat termín „orbital“, orbital je vlnová funkce elektronu, zhruba je to oblast, ve které elektron tráví 90 % svého času.
N - úroveň
L - shell
M l - orbitální číslo
M s - první nebo druhý elektron v orbitalu
Orbitální kvantové číslo l
V důsledku studia elektronového oblaku bylo zjištěno, že v závislosti na energetickou hladinu, oblak má čtyři základní tvary: míč, činku a další dva složitější. V pořadí rostoucí energie se tyto formy nazývají s-, p-, d- a f-slupka. Každá z těchto skořepin může mít 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) a 7 (na f) orbitaly. Orbitální kvantové číslo je obal, ve kterém se orbitaly nacházejí. Orbitální kvantové číslo pro orbitaly s, p, d a f nabývá hodnot 0, 1, 2 nebo 3.
Na slupce je jeden orbital (L=0) - dva elektrony
Na obalu p jsou tři orbitaly (L=1) - šest elektronů
Na obalu d je pět orbitalů (L=2) - deset elektronů
Na f-slupce je sedm orbitalů (L=3) - čtrnáct elektronů
Magnetické kvantové číslo m l
Na obalu p jsou tři orbitaly, jsou označeny čísly od -L do +L, to znamená, že pro obal p (L=1) jsou orbitaly "-1", "0" a "1" . Magnetické kvantové číslo se značí písmenem m l.
Uvnitř obalu je snazší, aby se elektrony nacházely v různých orbitalech, takže první elektrony vyplní jeden v každém orbitalu a pak se ke každému přidá pár elektronů.
Zvažte d-shell:
d-slupce odpovídá hodnotě L=2, tedy pěti orbitalům (-2,-1,0,1 a 2), prvních pět elektronů vyplňuje obal nabývat hodnot M l =-2, M 1=-1, M|=0, M|=l, M|=2.
Spinové kvantové číslo m s
Spin je směr rotace elektronu kolem jeho osy, existují dva směry, takže spinové kvantové číslo má dvě hodnoty: +1/2 a -1/2. Jedna energetická podúroveň může obsahovat pouze dva elektrony s opačnými spiny. Spinové kvantové číslo se označuje ms
Hlavní kvantové číslo n
Hlavním kvantovým číslem je energetická hladina na tento moment je známo sedm energetické hladiny, každý je označen arabskou číslicí: 1,2,3,...7. Počet granátů na každé úrovni se rovná číslu úrovně: na první úrovni je jedna skořápka, na druhé dvě atd.
Elektronové číslo
Jakýkoli elektron lze tedy popsat čtyřmi kvantovými čísly, kombinace těchto čísel je jedinečná pro každou polohu elektronu, vezměte první elektron, nejnižší energetická hladina je N = 1, na první úrovni je jeden obal, tzv. první skořápka na libovolné úrovni má tvar koule (s -shell), tzn. L=0, magnetické kvantové číslo může nabývat pouze jedné hodnoty, M l =0 a spin bude roven +1/2. Vezmeme-li pátý elektron (v jakémkoli atomu), pak jeho hlavní kvantová čísla budou: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Zapisuje se formou tzv. elektronických vzorců. V elektronických vzorcích písmena s, p, d, f označují energetické podúrovně elektronů; Čísla před písmeny označují energetickou hladinu, ve které se daný elektron nachází, a index vpravo nahoře je počet elektronů v dané podúrovni. Pro sestavení elektronového vzorce atomu libovolného prvku stačí znát číslo tohoto prvku v periodické tabulce a dodržovat základní principy, kterými se řídí rozložení elektronů v atomu.
Strukturu elektronového obalu atomu lze znázornit i formou schématu uspořádání elektronů v energetických článcích.
Pro atomy železa má toto schéma následující formu:
Tento diagram jasně ukazuje implementaci Hundova pravidla. Na podúrovni 3d je maximální počet buněk (čtyři) vyplněn nepárovými elektrony. Obraz struktury elektronového obalu v atomu ve formě elektronických vzorců a ve formě diagramů jasně neodráží vlnové vlastnosti elektronu.
Znění dobového zákona v platném znění ANO. Mendělejev : vlastnosti jednoduchá těla, jakož i formy a vlastnosti sloučenin prvků jsou periodicky závislé na velikosti atomových hmotností prvků.
Moderní formulace periodického zákona: vlastnosti prvků, stejně jako formy a vlastnosti jejich sloučenin, jsou periodicky závislé na velikosti náboje jádra jejich atomů.
Kladný náboj jádra (spíše než atomová hmotnost) se tedy ukázal jako přesnější argument, na kterém závisí vlastnosti prvků a jejich sloučenin.
Mocenství- Jedná se o počet chemických vazeb, kterými je jeden atom spojen s druhým.
Valenční schopnosti atomu jsou určeny počtem nepárových elektronů a přítomností volných atomových orbitalů na vnější úrovni. Struktura vnějších energetických hladin atomů chemických prvků určuje především vlastnosti jejich atomů. Proto se těmto úrovním říká valenční úrovně. Elektrony těchto úrovní a někdy i předexterních úrovní se mohou podílet na tvorbě chemických vazeb. Takové elektrony se také nazývají valenční elektrony.
Stechiometrická valence chemický prvek - toto je počet ekvivalentů, které k sobě daný atom může připojit, nebo počet ekvivalentů v atomu.
Ekvivalenty jsou určeny počtem připojených nebo substituovaných atomů vodíku, takže stechiometrická valence je rovna počtu atomů vodíku, se kterými daný atom interaguje. Ale ne všechny prvky interagují volně, ale téměř všechny interagují s kyslíkem, takže stechiometrickou valenci lze definovat jako dvojnásobný počet připojených atomů kyslíku.
Například stechiometrické mocenství síry v sirovodíku H 2 S je 2, v oxidu SO 2 - 4, v oxidu SO 3 -6.
Při určování stechiometrické valence prvku pomocí vzorce binární sloučeniny je třeba se řídit pravidlem: celková valence všech atomů jednoho prvku se musí rovnat celkové valenci všech atomů jiného prvku.
Oxidační stav Taky charakterizuje složení látky a je rovna stechiometrické valenci se znaménkem plus (pro kov nebo elektropozitivnější prvek v molekule) nebo mínus.
1. V jednoduchých látkách je oxidační stav prvků nulový.
2. Oxidační stav fluoru ve všech sloučeninách je -1. Zbývající halogeny (chlor, brom, jod) s kovy, vodíkem a dalšími elektropozitivnějšími prvky mají také oxidační stav -1, ale ve sloučeninách s více elektronegativními prvky mají kladné oxidační stavy.
3. Kyslík ve sloučeninách má oxidační stav -2; výjimkou jsou peroxid vodíku H 2 O 2 a jeho deriváty (Na 2 O 2, BaO 2 atd., ve kterých má kyslík oxidační stav -1, stejně jako fluorid kyslíku OF 2, ve kterém je oxidační stav kyslíku je +2.
4. Alkalické prvky(Li, Na, K atd.) a prvky hlavní podskupiny druhé skupiny periodické tabulky (Be, Mg, Ca atd.) mají vždy oxidační stav rovný číslu skupiny, tedy +1 a +2, v tomto pořadí.
5. Všechny prvky třetí skupiny kromě thalia mají stálý oxidační stav rovný číslu skupiny, tzn. +3.
6. Nejvyšší oxidační stav prvku se rovná číslu skupiny periodické tabulky a nejnižší je rozdíl: číslo skupiny je 8. Například nejvyšší oxidační stav dusíku (nachází se v páté skupině) je +5 (u kyseliny dusičné a jejích solí) a nejnižší se rovná -3 (u amoniaku a amonných solí).
7. Oxidační stavy prvků ve sloučenině se navzájem ruší tak, že jejich součet pro všechny atomy v molekule nebo neutrální jednotce vzorce je nula a pro iont je to jeho náboj.
Tato pravidla lze použít k určení neznámého oxidačního stavu prvku ve sloučenině, pokud jsou známy oxidační stavy ostatních, a ke konstrukci vzorců pro víceprvkové sloučeniny.
Oxidační stav (oxidační číslo) — pomocná konvenční hodnota pro záznam procesů oxidace, redukce a redoxních reakcí.
Pojem oxidačním stavučasto používané v anorganická chemie místo konceptu mocenství. Oxidační stav atomu se rovná číselné hodnotě elektrický náboj, přiřazený atomu za předpokladu, že vazebné elektronové páry jsou zcela vychýleny směrem k více elektronegativním atomům (tj. za předpokladu, že sloučenina sestává pouze z iontů).
Oxidační číslo odpovídá počtu elektronů, které je třeba přidat ke kladnému iontu, aby se redukoval na neutrální atom, nebo odečíst od záporného iontu, aby se oxidoval na neutrální atom:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Vlastnosti prvků v závislosti na struktuře elektronového obalu atomu se liší podle period a skupin periodického systému. Protože v řadě analogových prvků jsou elektronické struktury pouze podobné, ale ne identické, pak při přechodu z jednoho prvku ve skupině do druhého není u nich pozorováno jednoduché opakování vlastností, ale jejich více či méně jasně vyjádřená přirozená změna. .
Chemická povaha prvku je určena schopností jeho atomu ztrácet nebo získávat elektrony. Tato schopnost je kvantifikována hodnotami ionizačních energií a elektronových afinit.
Ionizační energie (E a) se nazývá minimální množství energie potřebné pro separaci a úplné odstranění elektron z atomu v plynné fázi při T = 0
K bez předání kinetické energie uvolněnému elektronu s přeměnou atomu na kladně nabitý iont: E + Ei = E+ + e-. Ionizační energie je kladná veličina a má nejmenší hodnoty pro atomy alkalických kovů a největší pro atomy ušlechtilého (inertního) plynu.
Elektronová afinita (Ee) je energie uvolněná nebo absorbovaná při přidání elektronu k atomu v plynné fázi při T = 0
K s přeměnou atomu na záporně nabitý iont bez přenosu kinetické energie na částici:
E + e- = E- + Ee.
Halogeny, zejména fluor, mají maximální elektronovou afinitu (Ee = -328 kJ/mol).
Hodnoty Ei a Ee jsou vyjádřeny v kilojoulech na mol (kJ/mol) nebo v elektronvoltech na atom (eV).
Schopnost vázaného atomu posouvat elektrony chemických vazeb směrem k sobě, čímž se zvyšuje elektronová hustota kolem sebe se nazývá elektronegativita.
Tento koncept zavedl do vědy L. Pauling. Elektronegativitaoznačuje se symbolem ÷ a charakterizuje tendenci daného atomu přidávat elektrony, když tvoří chemickou vazbu.
Podle R. Malikena se elektronegativita atomu odhaduje polovičním součtem ionizačních energií a elektronových afinit volných atomů = (Ee + Ei)/2
V obdobích existuje Obecný trend ionizační energie a elektronegativita se zvyšují s rostoucím nábojem atomového jádra, ve skupinách tyto hodnoty klesají s rostoucím atomovým číslem prvku.
Je třeba zdůraznit, že prvku nelze přiřadit konstantní hodnotu elektronegativity, protože závisí na mnoha faktorech, zejména na stavu valence prvku, typu sloučeniny, ve které je obsažen, a počtu a typu sousedních atomů. .
Atomové a iontové poloměry. Velikosti atomů a iontů jsou určeny velikostí elektronového obalu. Podle kvantově mechanických konceptů nemá elektronový obal přesně definované hranice. Proto lze poloměr volného atomu nebo iontu brát jako teoreticky vypočtená vzdálenost od jádra k poloze hlavního maxima hustoty vnějších elektronových mraků. Tato vzdálenost se nazývá orbitální poloměr. V praxi se obvykle používají poloměry atomů a iontů ve sloučeninách vypočítané na základě experimentálních dat. V tomto případě se rozlišují kovalentní a kovové poloměry atomů.
Závislost atomových a iontových poloměrů na náboji jádra atomu prvku je periodické povahy. V obdobích, kdy se atomové číslo zvyšuje, poloměry mají tendenci klesat. Největší pokles je typický pro prvky krátkých period, protože jejich vnější elektronická úroveň je zaplněna. Ve velkých periodách v rodinách d- a f-prvků je tato změna méně ostrá, protože v nich dochází k plnění elektronů v pre-externí vrstvě. V podskupinách se poloměry atomů a iontů stejného typu obecně zvětšují.
Periodická tabulka prvků je jasným příkladem projevu různé druhy periodicita ve vlastnostech prvků, která se sleduje horizontálně (v období zleva doprava), vertikálně (ve skupině např. shora dolů), diagonálně, tzn. některá vlastnost atomu se zvětší nebo zmenší, ale periodicita zůstává.
V období zleva doprava (→) přibývají oxidační a neoxidační kovové vlastnosti prvků a snižují se redukční a kovové vlastnosti. Takže ze všech prvků období 3 bude sodík nejaktivnějším kovem a nejsilnějším redukčním činidlem a chlor bude nejsilnějším oxidačním činidlem.
Chemická vazba- Jedná se o vzájemné spojení atomů v molekule, neboli krystalové mřížce, v důsledku působení elektrických přitažlivých sil mezi atomy.
Jedná se o interakci všech elektronů a všech jader vedoucí k vytvoření stabilního, polyatomového systému (radikál, molekulární iont, molekula, krystal).
Chemické vazby jsou prováděny valenčními elektrony. Podle moderních koncepcí je chemická vazba elektronické povahy, ale probíhá různými způsoby. Proto existují tři hlavní typy chemických vazeb: kovalentní, iontové, kovové.Vzniká mezi molekulami vodíková vazba, a stane se van der Waalsovy interakce.
Mezi hlavní vlastnosti chemické vazby patří:
- délka připojení - Jedná se o mezijadernou vzdálenost mezi chemicky vázanými atomy.
Záleží na povaze interagujících atomů a násobnosti vazby. S rostoucí multiplicitou se délka vazby zmenšuje a následně se zvyšuje její pevnost;
- násobnost vazby je určena počtem elektronových párů spojujících dva atomy. Jak se multiplicita zvyšuje, zvyšuje se vazebná energie;
- úhel připojení- úhel mezi pomyslnými přímkami procházejícími jádry dvou chemicky propojených sousedních atomů;
Energie vazby E SV - to je energie, která se uvolní při vzniku dané vazby a vynaloží na její rozbití, kJ/mol.
Kovalentní vazba - Chemická vazba vytvořená sdílením páru elektronů mezi dvěma atomy.
Vysvětlení chemické vazby vznikem sdílených elektronových párů mezi atomy vytvořilo základ spinové teorie valence, jejímž nástrojem je metoda valenční vazby (MVS) , objevený Lewisem v roce 1916. Pro kvantově mechanický popis chemických vazeb a struktury molekul se používá jiná metoda - molekulární orbitální metoda (MMO) .
Metoda valenční vazby
Základní principy tvorby chemických vazeb pomocí MBC:
1. Chemická vazba je tvořena valenčními (nespárovými) elektrony.
2. Elektrony s antiparalelními spiny patřící dvěma různým atomům se stávají běžnými.
3. Chemická vazba vzniká pouze v případě, že při přiblížení dvou nebo více atomů k sobě klesá celková energie systému.
4. Hlavní síly působící v molekule jsou elektrického, coulombovského původu.
5. Čím silnější je spojení, tím více se vzájemně ovlivňující elektronová oblaka překrývají.
Existují dva mechanismy pro tvorbu kovalentních vazeb:
Výměnný mechanismus. Vazba vzniká sdílením valenčních elektronů dvou neutrálních atomů. Každý atom přispívá k součtu jedním nepárovým elektronem elektronový pár:
Rýže. 7. Mechanismus výměny pro tvorbu kovalentních vazeb: A- nepolární; b- polární
Donor-akceptorový mechanismus. Jeden atom (donor) poskytuje elektronový pár a druhý atom (akceptor) poskytuje tomuto páru prázdný orbital.
spojení, vzdělaný podle mechanismu donor-akceptor patří k komplexní sloučeniny
 |
Rýže. 8. Donor-akceptorový mechanismus tvorby kovalentní vazby
Kovalentní vazba má určité vlastnosti.
Sytost - vlastnost atomů tvořit přesně definovaný počet kovalentních vazeb. Díky nasycení vazeb mají molekuly určité složení.
|
Směrovost - t . e. spojení je vytvořeno ve směru maximálního překrytí elektronových mraků . S ohledem na přímku spojující středy atomů tvořících vazbu rozlišují: σ a π (obr. 9): σ-vazba - vzniká překrytím AO podél čáry spojující středy interagujících atomů; Vazba π je vazba, která se vyskytuje ve směru osy kolmé k přímce spojující jádra atomu. Směr vazby určuje prostorovou strukturu molekul, tj. jejich geometrický tvar. Hybridizace - jde o změnu tvaru některých orbitalů při vytváření kovalentní vazby pro dosažení efektivnějšího překrytí orbitalů. Chemická vazba vytvořená za účasti elektronů hybridních orbitalů je silnější než vazba za účasti elektronů nehybridních s- a p-orbitalů, protože dochází k většímu překrývání. Rozlišují se následující typy hybridizace (obr. 10, tabulka 31): |
sp hybridizace - jeden s-orbital a jeden p-orbital se promění ve dva totožné „hybridní“ orbitaly, úhel mezi jejich osami je 180°. Molekuly, ve kterých dochází k sp-hybridizaci, mají lineární geometrii (BeCl 2).hybridizace sp2- jeden s-orbital a dva p-orbitaly se změní na tři stejné „hybridní“ orbitaly, úhel mezi jejich osami je 120°. Molekuly, ve kterých dochází k hybridizaci sp 2, mají plochou geometrii (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hybridizace- jeden s-orbital a tři p-orbitaly se transformují na čtyři identické „hybridní“ orbitaly, jejichž úhel mezi osami je 109°28". Molekuly, ve kterých dochází k hybridizaci sp 3, mají tetraedrickou geometrii (CH 4 , NH 3).
Rýže. 10. Typy hybridizace valenčních orbitalů: a - sp-hybridizace valenčních orbitalů; b - sp 2 - hybridizace valenčních orbitalů; PROTI - sp 3-hybridizace valenčních orbitalů
Jakákoli látka je tvořena velmi malými částicemi tzv atomy . Atom je nejmenší částice chemického prvku, která si zachovává všechny své charakteristické vlastnosti. Pro představu velikosti atomu stačí říci, že pokud by mohly být umístěny blízko sebe, pak by jeden milion atomů zabíral vzdálenost pouze 0,1 mm.
Další vývoj nauky o struktuře hmoty ukázal, že atom má také složitou strukturu a skládá se z elektronů a protonů. Tak vznikla elektronová teorie struktury hmoty.
V dávných dobách bylo zjištěno, že existují dva druhy elektřiny: pozitivní a negativní. Množství elektřiny obsažené v těle se začalo nazývat náboj. V závislosti na typu elektřiny, kterou tělo má, může být náboj kladný nebo záporný.
Experimentálně bylo také zjištěno, že podobné náboje se odpuzují a na rozdíl od nábojů přitahují.
Uvažujme elektronová struktura atomu. Atomy jsou tvořeny ještě menšími částicemi, než jsou ony samy, tzv elektrony.
DEFINICE:Elektron je nejmenší částice hmoty, která má nejmenší záporný elektrický náboj.
Elektrony obíhají kolem centrálního jádra sestávajícího z jednoho nebo více protony A neutrony, na soustředných drahách. Elektrony jsou záporně nabité částice, protony jsou kladně nabité a neutrony jsou neutrální (obrázek 1.1).
DEFINICE:Proton je nejmenší částice hmoty, která má nejmenší kladný elektrický náboj.
O existenci elektronů a protonů nelze pochybovat. Vědci nejen určovali hmotnost, náboj a velikost elektronů a protonů, ale dokonce je přiměli pracovat v různých elektrických a radiotechnických zařízeních.
Bylo také zjištěno, že hmotnost elektronu závisí na rychlosti jeho pohybu a že se elektron v prostoru nejen pohybuje dopředu, ale také se otáčí kolem své osy.
Nejjednodušší strukturou je atom vodíku (obr. 1.1). Skládá se z protonového jádra a elektronu rotujícího velkou rychlostí kolem jádra a tvořící vnější obal (orbitu) atomu. Složitější atomy mají několik obalů, kterými rotují elektrony.
Tyto slupky jsou plněny elektrony postupně od jádra (obrázek 1.2).
Nyní se na to podíváme . Nejvzdálenější plášť se nazývá mocenství, a počet elektronů v něm obsažených se nazývá mocenství. Čím dále od jádra valenční skořápka, tím menší přitažlivou sílu zažije každý valenční elektron z jádra. Atom tedy zvyšuje schopnost vázat na sebe elektrony v případě, že valenční obal není naplněn a nachází se daleko od jádra, nebo je ztratí.
Elektrony vnějšího obalu mohou přijímat energii. Pokud elektrony ve valenčním obalu přijímají požadovaná úroveň energie z vnější síly, mohou se od něj odtrhnout a opustit atom, to znamená stát se volnými elektrony. Volné elektrony se mohou náhodně pohybovat z jednoho atomu na atom. Nazývají se ty materiály, které obsahují velké množství volných elektronů vodičů
.
Izolátory
, je opakem vodičů. Zabraňují toku elektrického proudu. Izolátory jsou stabilní, protože valenční elektrony některých atomů vyplňují valenční obaly jiných atomů a spojují je. Tím se zabrání tvorbě volných elektronů.
Zaujměte mezilehlou polohu mezi izolátory a vodiči polovodiče
, ale o nich si povíme později
Uvažujme vlastnosti atomu. Atom, který má stejný počet elektronů a protonů, je elektricky neutrální. Atom, který získá jeden nebo více elektronů, se nabije záporně a nazývá se záporný iont. Pokud atom ztratí jeden nebo více elektronů, stane se kladným iontem, to znamená, že se nabije kladně.
