Silmapaistev Taani füüsik Niels Bohr (joonis 1) väitis, et aatomis olevad elektronid võivad liikuda mitte mis tahes, vaid rangelt määratletud orbiitidel.
Sel juhul erinevad aatomi elektronid oma energia poolest. Nagu katsed näitavad, tõmbavad mõned neist tuuma külge tugevamini, teised - vähem. Selle peamiseks põhjuseks on elektronide erinev kaugus aatomi tuumast. Mida lähemal on elektronid tuumale, seda tihedamalt on nad sellega seotud ja seda keerulisem on neid elektronkihist välja rebida. Seega elektroni aatomi tuumast eemaldudes elektroni energiavaru suureneb.
Tuuma lähedal liikuvad elektronid näivad blokeerivat (ekraani) tuuma teiste elektronide eest, mis tõmbuvad tuuma poole vähem tugevalt ja liiguvad sellest suuremale kaugusele. Nii moodustuvad elektroonilised kihid.
Iga elektronikiht koosneb sarnaste energiaväärtustega elektronidest; Seetõttu nimetatakse elektroonilisi kihte ka energiatasemeteks.
Tuum on iga elemendi aatomi keskel ja elektronid, mis moodustavad elektronkihi, paiknevad kihtidena ümber tuuma.
Elektronikihtide arv elemendi aatomis on võrdne perioodi arvuga, milles element paikneb.
Näiteks naatrium Na on 3. perioodi element, mis tähendab, et selle elektronkiht sisaldab 3 energiataset. Broomi aatomil Br on 4 energiataset, kuna broom paikneb 4. perioodis (joonis 2).
Naatriumi aatomi mudel: broomi aatomi mudel:
Maksimaalne elektronide arv energiatasemel arvutatakse valemiga: 2n 2, kus n on energiataseme arv.
Seega maksimaalne elektronide arv:
3. kiht - 18 jne.
Peamiste alamrühmade elementide puhul on selle rühma arv, kuhu element kuulub, võrdne aatomi väliste elektronide arvuga.
Välimised elektronid on viimase elektronkihi elektronid.
Näiteks naatriumi aatomil on 1 välimine elektron (kuna see on IA alarühma element). Broomiaatomi viimases elektronkihis on 7 elektroni (see on VIIA alarühma element).
Perioodide 1-3 elementide elektrooniliste kestade struktuur
Vesinikuaatomis on tuumalaeng +1 ja selle laengu neutraliseerib üks elektron (joonis 3).
Järgmine element pärast vesinikku on heelium, samuti 1. perioodi element. Järelikult on heeliumi aatomis 1 energiatase, mis sisaldab kahte elektroni (joonis 4). See on maksimaalne võimalik elektronide arv esimese energiataseme jaoks.
Element nr 3 on liitium. Liitiumi aatomis on 2 elektronikihti, kuna see on 2. perioodi element. Liitiumi aatomi esimesel kihil on 2 elektroni (see kiht on valmis) ja teisel kihil on 1 elektron. Berülliumi aatomis on 1 elektron rohkem kui liitiumi aatomil (joonis 5).
Samamoodi võib kujutada teise perioodi ülejäänud elementide aatomistruktuuri diagramme (joonis 6).
Teise perioodi viimase elemendi - neooni - aatomis on viimane energiatase täielik (selles on 8 elektroni, mis vastab 2. kihi maksimaalsele väärtusele). Neoon on inertgaas, mis ei osale keemilistes reaktsioonides, seetõttu on selle elektronkiht väga stabiilne.
Ameerika keemik Gilbert Lewis andis sellele selgituse ja esitas okteti reegel, mille järgi kaheksaelektroni kiht on stabiilne(välja arvatud 1 kiht: kuna see ei saa sisaldada rohkem kui 2 elektroni, on kahe elektroni olek selle jaoks stabiilne).
Pärast neooni tuleb 3. perioodi element – naatrium. Naatriumi aatomil on 3 elektronikihti, millel paikneb 11 elektroni (joonis 7).
Riis. 7. Naatriumi aatomi ehituse skeem
Naatrium on 1. rühmas, selle valents ühendites on võrdne I-ga, nagu liitium. See on tingitud asjaolust, et naatriumi- ja liitiumiaatomite välises elektronkihis on 1 elektron.
Elementide omadused korduvad perioodiliselt, kuna elementide aatomid kordavad perioodiliselt elektronide arvu nende välises elektronkihis.
Ülejäänud kolmanda perioodi elementide aatomite struktuuri saab esitada analoogia põhjal 2. perioodi elementide aatomite struktuuriga.
4. perioodi elementide elektrooniliste kestade struktuur
Neljas periood sisaldab 18 elementi, nende hulgas on nii põhi- (A) kui ka teisese (B) alarühma elemente. Kõrvalrühmade elementide aatomite struktuuri eripära on see, et nende välimised (sisemised), mitte välimised elektroonilised kihid täidetakse järjestikku.
Neljas periood algab kaaliumiga. Kaalium on leelismetall, mille ühendites on valents I. See on üsna kooskõlas selle aatomi järgmise struktuuriga. 4. perioodi elemendina on kaaliumiaatomil 4 elektronikihti. Kaaliumi viimane (neljas) elektronkiht sisaldab 1 elektroni, elektronide koguarv kaaliumiaatomis on 19 (selle elemendi seerianumber) (joonis 8).
Riis. 8. Kaaliumi aatomi ehituse skeem
Kaaliumile järgneb kaltsium. Kaltsiumiaatomi välisel elektronkihil on 2 elektroni, nagu berülliumil ja magneesiumil (need on samuti II A alarühma elemendid).
Järgmine element pärast kaltsiumi on skandium. See on sekundaarse (B) alarühma element. Kõik sekundaarsete alarühmade elemendid on metallid. Nende aatomite struktuuri tunnuseks on mitte rohkem kui 2 elektroni olemasolu viimases elektroonilises kihis, s.o. eelviimane elektronkiht täitub järjestikku elektronidega.
Seega võime skandiumi jaoks ette kujutada järgmist aatomistruktuuri mudelit (joonis 9):
Riis. 9. Skandiumi aatomi ehituse skeem
Selline elektronide jaotus on võimalik, kuna kolmandal kihil on maksimaalne lubatud elektronide arv 18, st kaheksa elektroni 3. kihis on kihi stabiilne, kuid mitte täielik olek.
Neljanda perioodi sekundaarsete alarühmade kümne elemendi puhul skandiumist tsinkini täidetakse järjestikku kolmas elektronkiht.
Tsingi aatomi ehitust saab kujutada järgmiselt: välisel elektronkihil on kaks elektroni, välisel 18 (joonis 10).
Riis. 10. Tsingi aatomi ehituse skeem
Tsingile järgnevad elemendid kuuluvad põhialarühma elementide hulka: gallium, germaanium jne kuni krüptoonini. Nende elementide aatomites täidetakse järjestikku 4. (st välimine) elektronikiht. Väärisgaasi krüptoni aatomi väliskesta peal on oktett, st stabiilne olek.
Õppetunni kokkuvõte
Selles õppetükis õppisite, kuidas aatomi elektronkiht on üles ehitatud ja kuidas seletada perioodilisuse nähtust. Tutvusime aatomite elektrooniliste kestade ehitusmudelitega, mille abil saame ennustada ja selgitada keemiliste elementide ja nende ühendite omadusi.
Bibliograafia
- Oržekovski P.A. Keemia: 8. klass: üldharidus. asutamine / P.A. Oržekovski, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašova. - M.: Astrel, 2013. (§44)
- Rudzitis G.E. Keemia: anorgaaniline. keemia. Organ. keemia: õpik. 9. klassi jaoks. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Haridus, OJSC “Moskva õpikud”, 2009. (§37)
- Khomchenko I.D. Ülesannete ja harjutuste kogumik keemias keskkooli jaoks. - M.: RIA “Uus laine”: Kirjastus Umerenkov, 2008. (lk 37-38)
- Entsüklopeedia lastele. Köide 17. Keemia / Peatükk. toim. V.A. Volodin, Ved. teaduslik toim. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (lk 38-41)
- Chem.msu.su ().
- Dic.academic.ru ().
- Krugosvet.ru ().
Kodutöö
- Koos. 250 nr 2-4õpikust P.A. Oržekovski “Keemia: 8. klass” / P.A. Oržekovski, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašova. - M.: Astrel, 2013.
- Kirjutage üles elektronide jaotus kihtide vahel argooni ja krüptoni aatomis. Selgitage, miks nende elementide aatomid astuvad suurte raskustega keemilistesse vastasmõjudesse.
Esimese nelja perioodi elementide aatomite elektronkestade struktuur: $s-$, $p-$ ja $d-$elemendid. Aatomi elektrooniline konfiguratsioon. Aatomite põhi- ja ergastatud olekud
Aatomi mõiste tekkis antiikmaailmas aineosakeste tähistamiseks. Kreeka keelest tõlgituna tähendab aatom "jagamatut".
Elektronid
Iiri füüsik Stoney jõudis katsete põhjal järeldusele, et elektrit kannavad kõigi keemiliste elementide aatomites olevad väikseimad osakesed. 1891 dollaris tegi hr Stoney ettepaneku neid osakesi nimetada elektronid, mis tähendab kreeka keeles "merevaigust".
Mõni aasta pärast elektroni nime saamist tõestasid inglise füüsik Joseph Thomson ja prantsuse füüsik Jean Perrin, et elektronid kannavad negatiivset laengut. See on väikseim negatiivne laeng, mida keemias võetakse ühikuna $(–1)$. Thomsonil õnnestus isegi määrata elektroni kiirus (see võrdub valguse kiirusega - 300 000 $ km/s) ja elektroni mass (see on $ 1836 $ korda väiksem kui vesinikuaatomi mass).
Thomson ja Perrin ühendasid vooluallika poolused kahe metallplaadiga - katood ja anoodiga, joodeti klaastorusse, millest õhk evakueeriti. Kui elektroodiplaatidele rakendati umbes 10 tuhande volti pinget, vilkus torus valguslahendus ja osakesed lendasid katoodilt (negatiivne poolus) anoodile (positiivsele poolusele), mida teadlased kõigepealt nimetasid. katoodkiired, ja sai siis teada, et see oli elektronide voog. Elektronid, mis tabavad spetsiaalseid aineid, näiteks teleriekraanil, põhjustavad kuma.
Tehti järeldus: elektronid põgenevad selle materjali aatomitest, millest katood on valmistatud.
Vabu elektrone või nende voogu saab saada muul viisil, näiteks kuumutades metalltraati või valgustades metalle, mis on moodustatud perioodilisuse tabeli I rühma põhialarühma elementidest (näiteks tseesium).
Elektronide olek aatomis
Elektroni olekut aatomis mõistetakse kui teabe kogumit selle kohta energiat teatud elektron sisse ruumi, milles see asub. Teame juba, et elektronil aatomis ei ole liikumistrajektoori, s.t. saame ainult rääkida tõenäosused selle asukoht tuuma ümbritsevas ruumis. See võib paikneda selle tuuma ümbritseva ruumi mis tahes osas ja erinevate positsioonide kogumit peetakse teatud negatiivse laengutihedusega elektronpilveks. Piltlikult võib seda ette kujutada nii: kui oleks võimalik pildistada elektroni asendit aatomis sekundi sajandikute või miljondikukese möödudes nagu fotoviimistluses, siis elektron oleks sellistel fotodel kujutatud punktina. Kui üksteise peale asetataks lugematu arv selliseid fotosid, oleks pilt suurima tihedusega elektronpilvest seal, kus neid punkte on kõige rohkem.
Joonisel on kujutatud sellise elektrontiheduse "lõiget" tuuma läbivas vesinikuaatomis ja katkendjoon kujutab sfääri, milles elektroni tuvastamise tõenäosus on $90%$. Tuumale lähim kontuur katab ruumipiirkonna, milles elektroni tuvastamise tõenäosus on $10%$, teise kontuuri sees oleva elektroni tuvastamise tõenäosus tuumast on $20%$, kolmanda sees on $≈30% $ jne. Elektroni olekus on teatav ebakindlus. Selle erilise seisundi iseloomustamiseks võttis saksa füüsik W. Heisenberg kasutusele mõiste määramatuse põhimõte, st. näitas, et elektroni energiat ja asukohta on võimatu üheaegselt ja täpselt määrata. Mida täpsemalt määratakse elektroni energia, seda ebakindlam on tema asukoht ja vastupidi, pärast asukoha määramist on elektroni energiat võimatu määrata. Elektroni tuvastamise tõenäosusvahemikul pole selgeid piire. Küll aga on võimalik valida ruum, kus elektroni leidmise tõenäosus on maksimaalne.
Aatomituuma ümbritsevat ruumi, milles elektron kõige tõenäolisemalt leidub, nimetatakse orbitaaliks.
See sisaldab ligikaudu $90%$ elektronipilvest, mis tähendab, et ligikaudu $90%$ ajast, mil elektron selles ruumiosas viibib. Nende kuju põhjal on teada nelja tüüpi orbitaale, mida tähistatakse ladina tähtedega $s, p, d$ ja $f$. Mõne elektronorbitaali vormi graafiline esitus on toodud joonisel.
Elektroni liikumise kõige olulisem omadus teatud orbitaalil on tema tuumaga seondumise energia. Sarnaste energiaväärtustega elektronid moodustavad ühe elektronikiht, või energia tase. Energiatasemed on nummerdatud alates tuumast: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ ja $ 7 $.
Energiataseme arvu tähistavat täisarvu $n$ nimetatakse peamiseks kvantarvuks.
See iseloomustab elektronide energiat, mis hõivavad teatud energiataseme. Tuumale kõige lähemal asuvatel esimese energiataseme elektronidel on madalaim energia. Võrreldes esimese taseme elektronidega, iseloomustab järgnevate tasandite elektrone suur energiahulk. Järelikult on välise tasandi elektronid kõige vähem aatomituumaga seotud.
Energiatasemete (elektrooniliste kihtide) arv aatomis on võrdne perioodi arvuga D.I. Mendelejevi süsteemis, kuhu keemiline element kuulub: esimese perioodi elementide aatomitel on üks energiatase; teine periood - kaks; seitsmes periood - seitse.
Suurim elektronide arv energiatasemel määratakse järgmise valemiga:
kus $N$ on maksimaalne elektronide arv; $n$ on taseme number ehk peamine kvantarv. Järelikult: tuumale lähimal esimesel energiatasemel ei saa olla rohkem kui kaks elektroni; teisel - mitte rohkem kui 8 dollarit; kolmandal - mitte rohkem kui 18 dollarit; neljandal - mitte rohkem kui 32 dollarit. Ja kuidas on omakorda paigutatud energiatasemed (elektroonilised kihid)?
Alates teisest energiatasemest $(n = 2)$ jagunevad kõik tasemed alamtasanditeks (alamkihtideks), mis erinevad üksteisest veidi tuumaga seondumise energia poolest.
Alamtasandite arv on võrdne peamise kvantarvu väärtusega: esimesel energiatasemel on üks alamtase; teine - kaks; kolmas - kolm; neljas - neli. Alamtasandid omakorda moodustavad orbitaalid.
Iga väärtus $n$ vastab orbitaalide arvule, mis on võrdne $n^2$. Tabelis toodud andmete järgi saab jälgida seost peakvantarvu $n$ ja alamtasandite arvu, orbitaalide tüübi ja arvu ning alam- ja tasandi elektronide maksimaalse arvu vahel.
Peamine kvantarv, orbitaalide tüübid ja arv, maksimaalne elektronide arv alamtasanditel ja tasanditel.
| Energiatase $(n)$ | Alamtasandite arv, mis võrdub $n$ | Orbitaalne tüüp | Orbitaalide arv | Maksimaalne elektronide arv | ||
| alamtasandil | tasemel, mis võrdub $n^2$ | alamtasandil | tasemel, mis võrdub $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Alamtasemeid tähistatakse tavaliselt ladina tähtedega, samuti orbitaalide kuju, millest need koosnevad: $s, p, d, f$. Niisiis:
- $s$-alamtase – iga aatomituumale lähim energiataseme esimene alamtase koosneb ühest $s$-orbitaalist;
- $p$-alamtase – iga teine alamtase, välja arvatud esimene, energiatase, koosneb kolmest $p$-orbitaalist;
- $d$-alamtase – igaühe kolmas alamtase, alates kolmandast, energiatasemest, koosneb viiest $d$-orbitaalist;
- Iga $f$-alamtase, alates neljandast energiatasemest, koosneb seitsmest $f$-orbitaalist.
Aatomituum
Kuid mitte ainult elektronid ei kuulu aatomite hulka. Füüsik Henri Becquerel avastas, et ka uraanisoola sisaldav looduslik mineraal kiirgab tundmatut kiirgust, paljastades valguse eest kaitstud fotofilmid. Seda nähtust nimetati radioaktiivsus.
Radioaktiivseid kiiri on kolme tüüpi:
- $α$-kiired, mis koosnevad $α$-osakestest, mille laeng on $2$ korda suurem kui elektroni laeng, kuid millel on positiivne märk, ja mille mass on $4$ korda suurem kui vesinikuaatomi mass;
- $β$-kiired kujutavad elektronide voolu;
- $γ$-kiired on tühise massiga elektromagnetlained, mis ei kanna elektrilaengut.
Järelikult on aatomil keeruline struktuur – see koosneb positiivselt laetud tuumast ja elektronidest.
Kuidas on aatom üles ehitatud?
1910. aastal uurisid Ernest Rutherford koos oma õpilaste ja kolleegidega Cambridge'is Londoni lähedal õhukesest kuldfooliumist läbivate ja ekraanile langevate $α$ osakeste hajumist. Alfaosakesed kaldusid algsest suunast tavaliselt vaid ühe kraadi võrra kõrvale, näiliselt kinnitades kullaaatomite omaduste ühtlust ja ühtlust. Ja järsku märkasid teadlased, et mõned $ α $ osakesed muutsid järsult oma tee suunda, justkui puutuksid kokku mingi takistusega.
Asetades fooliumi ette ekraani, suutis Rutherford tuvastada isegi need harvad juhud, kui kullaaatomitelt peegelduvad $α$ osakesed vastassuunas lendasid.
Arvutused näitasid, et vaadeldavad nähtused võivad toimuda, kui kogu aatomi mass ja kogu selle positiivne laeng on koondunud tillukesse kesktuuma. Tuuma raadius, nagu selgus, on 100 000 korda väiksem kui kogu aatomi raadius, piirkond, kus paiknevad negatiivse laenguga elektronid. Kui kasutame kujundlikku võrdlust, siis saab kogu aatomi ruumala võrrelda Lužniki staadioniga ja tuuma saab võrrelda väljaku keskel asuva jalgpallipalliga.
Mis tahes keemilise elemendi aatom on võrreldav pisikese päikesesüsteemiga. Seetõttu nimetatakse seda Rutherfordi pakutud aatomimudelit planetaarseks.
Prootonid ja neutronid
Selgub, et tilluke aatomituum, millesse on koondunud kogu aatomi mass, koosneb kahte tüüpi osakestest – prootonitest ja neutronitest.
Prootonid nende laeng on võrdne elektronide laenguga, kuid vastandmärgiga $(+1)$ ja mass, mis on võrdne vesinikuaatomi massiga (keemias võetakse seda ühtsusena). Prootoneid tähistatakse märgiga $↙(1)↖(1)p$ (või $p+$). Neutronid ei kanna laengut, nad on neutraalsed ja nende mass on võrdne prootoni massiga, s.t. 1 $. Neutronid on tähistatud märgiga $↙(0)↖(1)n$ (või $n^0$).
Prootoneid ja neutroneid koos nimetatakse nukleonid(alates lat. tuum- tuum).
Nimetatakse prootonite ja neutronite arvu summat aatomis massiarv. Näiteks alumiiniumi aatomi massiarv on:
Kuna elektroni massi, mis on tühine, võib tähelepanuta jätta, on ilmne, et kogu aatomi mass on koondunud tuumasse. Elektronid on tähistatud järgmiselt: $e↖(-)$.
Kuna aatom on elektriliselt neutraalne, on ka ilmne, et et prootonite ja elektronide arv aatomis on sama. See on võrdne keemilise elemendi aatomnumbriga, mis on sellele perioodilises tabelis määratud. Näiteks raua aatomi tuum sisaldab $ 26 $ prootoneid ja $ 26 $ elektronid tiirlevad ümber tuuma. Kuidas määrata neutronite arvu?
Nagu teada, koosneb aatomi mass prootonite ja neutronite massist. Teades elemendi $(Z)$ seerianumbrit, s.o. prootonite arvu ja massiarvu $(A)$, mis võrdub prootonite ja neutronite arvu summaga, neutronite arvu $(N)$ saab leida valemiga:
Näiteks neutronite arv rauaaatomis on:
$56 – 26 = 30$.
Tabelis on toodud elementaarosakeste peamised omadused.
Elementaarosakeste põhiomadused.
Isotoobid
Sama elemendi aatomite sorte, millel on sama tuumalaeng, kuid erinev massiarv, nimetatakse isotoopideks.
Sõna isotoop koosneb kahest kreeka sõnast: isos- identsed ja topos- koht, tähendab "ühe koha hõivamist" (lahtrit) elementide perioodilises tabelis.
Looduses leiduvad keemilised elemendid on isotoopide segu. Seega on süsinikul kolm isotoopi massiga 12, 13, 14 $; hapnik - kolm isotoopi massiga 16, 17, 18 jne.
Tavaliselt on perioodilises tabelis antud keemilise elemendi suhteline aatommass antud elemendi isotoopide loodusliku segu aatommasside keskmine väärtus, võttes arvesse nende suhtelist arvukust looduses, seega aatommassi väärtusi. massid on üsna sageli murdosalised. Näiteks looduslikud klooriaatomid on segu kahest isotoobist – $35$ (looduses on $75%$) ja $37$ (looduses on $25%$); seetõttu on kloori suhteline aatommass 35,5 $. Kloori isotoobid on kirjutatud järgmiselt:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ ja $↖(37)↙(17)(Cl)$
Kloori isotoopide keemilised omadused on täpselt samad, nagu enamiku keemiliste elementide, näiteks kaaliumi, argooni, isotoopidel:
$↖(39)↙(19)(K)$ ja $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ ja $↖(40)↙(18 )(Ar)$
Siiski on vesiniku isotoopide omadused väga erinevad, kuna nende suhteline aatommass suureneb mitmekordselt; neile anti isegi üksikud nimed ja keemilised sümbolid: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuteerium - $↖(2)↙(1)(H)$ või $↖(2)↙(1)(D)$; triitium - $↖(3)↙(1)(H)$ või $↖(3)↙(1)(T)$.
Nüüd saame anda keemilise elemendi kaasaegse, rangema ja teaduslikuma määratluse.
Keemiline element on ühesuguse tuumalaenguga aatomite kogum.
Esimese nelja perioodi elementide aatomite elektrooniliste kestade struktuur
Vaatleme elementide aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide kuvamist vastavalt Mendelejevi süsteemi perioodidele.
Esimese perioodi elemendid.
Aatomite elektronstruktuuri diagrammid näitavad elektronide jaotust elektrooniliste kihtide vahel (energiatasemed).
Aatomite elektroonilised valemid näitavad elektronide jaotust energiatasemete ja alamtasandite vahel.
Aatomite graafilised elektroonilised valemid näitavad elektronide jaotust mitte ainult tasandite ja alamtasandite vahel, vaid ka orbitaalide vahel.
Heeliumi aatomis on esimene elektronikiht valmis – see sisaldab $2$ elektrone.
Vesinik ja heelium on $s$ elemendid, nende aatomite $s$ orbitaal on täidetud elektronidega.
Teise perioodi elemendid.
Kõigi teise perioodi elementide puhul täidetakse esimene elektronikiht ja elektronid täidavad teise elektronkihi $s-$ ja $p$ orbitaalid vastavalt vähima energia põhimõttele (esmalt $s$ ja seejärel $p$ ) ning Pauli ja Hundi reeglid.
Neoonaatomis on teine elektronikiht valmis – see sisaldab $8$ elektrone.
Kolmanda perioodi elemendid.
Kolmanda perioodi elementide aatomite puhul valmivad esimene ja teine elektronikiht, seega täitub kolmas elektronikiht, milles elektronid võivad hõivata 3s-, 3p- ja 3d-alatasandi.
Kolmanda perioodi elementide aatomite elektrooniliste kestade struktuur.
Magneesiumiaatom lõpetab oma 3,5-dollarilise elektronorbitaali. $Na$ ja $Mg$ on $s$-elemendid.
Alumiiniumist ja järgnevates elementides on $3d$ alamtase täidetud elektronidega.
| $↙(18)(Ar)$ Argoon |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Argooni aatomi väliskihis (kolmandas elektronkihis) on $8 $ elektrone. Kuna välimine kiht on valmis, aga kokku kolmandas elektronkihis, nagu te juba teate, võib elektrone olla 18, mis tähendab, et kolmanda perioodi elementidel on täitmata $3d$ orbitaalid.
Kõik elemendid alates $Al$ kuni $Ar$ on $р$ -elemendid.
$s-$ ja $p$ -elemendid vormi peamised alarühmad perioodilises tabelis.
Neljanda perioodi elemendid.
Kaaliumi ja kaltsiumi aatomitel on neljas elektronkiht ja $4s$ alamtase on täidetud, sest sellel on madalam energia kui $3d$ alamtasemel. Neljanda perioodi elementide aatomite graafiliste elektrooniliste valemite lihtsustamiseks:
- Tähistame argooni tavapärast graafilist elektroonilist valemit järgmiselt: $Ar$;
- Me ei kujuta alamtasandiid, mis pole nendes aatomites täidetud.
$K, Ca$ - $s$ - elemendid, kuuluvad põhialarühmadesse. Aatomite puhul vahemikus $Sc$ kuni $Zn$ on 3d alamtase täidetud elektronidega. Need on $3d$ elemendid. Need on kaasatud külgmised alarühmad, nende välimine elektronkiht on täidetud, klassifitseeritakse need järgmiselt üleminekuelemendid.
Pöörake tähelepanu kroomi ja vase aatomite elektrooniliste kestade struktuurile. Neis üks elektron "tõrjub" $4s-$ alatasemelt $3d$, mis on seletatav saadud elektrooniliste konfiguratsioonide $3d^5$ ja $3d^(10)$ suurema energiastabiilsusega:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Elemendi sümbol, seerianumber, nimi | Elektrooniline struktuuriskeem | Elektrooniline valem | Graafiline elektrooniline valem |
| $↙(19)(K)$ Kaalium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Kaltsium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ skandium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titaan |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanaadium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Сu)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ või $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Tsink |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ või $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ gallium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ või $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Krüpton |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ või $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
Tsingi aatomis on kolmas elektronikiht valmis – selles on täidetud kõik $3s, 3p$ ja $3d$ alamtasandid, kokku $18$ elektronidega.
Tsingile järgnevates elementides täitub jätkuvalt neljas elektronkiht, alamtase $4p$. Elemendid alates $Ga$ kuni $Kr$ – $р$ -elemendid.
Krüptoni aatomi välimine (neljas) kiht on täielik ja sellel on 8 dollarit elektrone. Aga kokku võib neljandas elektronkihis, nagu teate, olla $32$ elektrone; krüptoni aatomil on veel täitmata $4d-$ ja $4f$ alamtasandid.
Viienda perioodi elementide puhul täidetakse alamtasemed järgmises järjekorras: $5s → 4d → 5p$. Ja on ka erandeid, mis on seotud elektronide "tõrgetega" $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ ilmub kuuendal ja seitsmendal perioodil -elemendid, st. elemendid, mille jaoks on täidetud vastavalt kolmanda välise elektroonilise kihi $4f-$ ja $5f$ alamtasemed.
$4f$ -elemendid helistas lantaniidid.
$5f$ -elemendid helistas aktiniidid.
Elektrooniliste alamtasandite täitmise järjekord kuuenda perioodi elementide aatomites: $↙(55)Cs$ ja $↙(56)Ba$ - $6s$ elemendid; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemendid; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemendid; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemendid. Kuid ka siin on elemente, mille puhul on rikutud elektronide orbitaalide täitmise järjekorda, mis on näiteks seotud poolte ja täielikult täidetud $f$-alatasandite suurema energiastabiilsusega, s.t. $nf^7$ ja $nf^(14)$.
Sõltuvalt sellest, milline aatomi alamtase on elektronidega täidetud viimati, jagatakse kõik elemendid, nagu te juba aru saite, nelja elektronide perekonda või plokkidesse:
- $s$ -elemendid; aatomi välistasandi $s$-alamtase on täidetud elektronidega; $s$-elementide hulka kuuluvad vesinik, heelium ning I ja II rühma peamiste alarühmade elemendid;
- $r$ -elemendid; aatomi välistasandi $p$-alamtase on täidetud elektronidega; $p$-elemendid hõlmavad III–VIII rühma põhialarühmade elemente;
- $d$ -elemendid; aatomi eelvälise tasandi $d$-alamtase on täidetud elektronidega; $d$-elemendid hõlmavad I–VIII rühma sekundaarsete alarühmade elemente, s.o. suurte perioodide interkalaarsete aastakümnete elemendid, mis paiknevad $s-$ ja $p-$ elementide vahel. Neid kutsutakse ka üleminekuelemendid;
- $f$ -elemendid; elektronid täidavad aatomi kolmanda välistasandi $f-$ alamtaseme; nende hulka kuuluvad lantaniidid ja aktiniidid.
Aatomi elektrooniline konfiguratsioon. Aatomite põhi- ja ergastatud olekud
Šveitsi füüsik W. Pauli 1925 dollaris leidis, et aatomil ei saa ühel orbitaalil olla rohkem kui kaks elektroni, millel on vastandlikud (antiparalleelsed) seljad (inglise keelest tõlgituna spindle), st. millel on omadused, mida võib tavapäraselt ette kujutada kui elektroni pöörlemist ümber oma kujuteldava telje päri- või vastupäeva. Seda põhimõtet nimetatakse Pauli põhimõte.
Kui orbitaalil on üks elektron, nimetatakse seda paaritu, kui kaks, siis see paaritud elektronid, st. vastassuunaliste spinnidega elektronid.
Joonisel on diagramm energiatasemete jagamisest alamtasanditeks.
$s-$ Orbitaalne, nagu te juba teate, on sfääriline kuju. Vesinikuaatomi $(n = 1)$ elektron asub sellel orbitaalil ja on paaritu. Sel põhjusel see elektrooniline valem, või elektrooniline konfiguratsioon, on kirjutatud järgmiselt: $1s^1$. Elektroonilistes valemites tähistatakse energiataseme numbrit tähe $(1...)$ ees oleva numbriga, ladina täht tähistab alamtaset (orbitaali tüüpi) ja paremale ülalpool kirjutatud numbriga. täht (eksponentina) näitab elektronide arvu alamtasandil.
Heeliumi aatomi He puhul, mille ühes $s-$orbitaalis on kaks paariselektroni, on see valem: $1s^2$. Heeliumi aatomi elektronkiht on terviklik ja väga stabiilne. Heelium on väärisgaas. Teisel energiatasemel $(n = 2)$ on neli orbitaali, üks $s$ ja kolm $p$. Teise taseme $s$-orbitaali ($2s$-orbitaali) elektronidel on suurem energia, kuna on tuumast suuremal kaugusel kui $1s$ orbitaali $(n = 2)$ elektronid. Üldjuhul on iga $n$ väärtuse jaoks üks $s-$orbitaal, kuid sellel on vastav elektronenergia varu ja seega ka vastava läbimõõduga, mis kasvab $n$ väärtuse kasvades s-$Orbital, nagu te juba teate, on sfäärilise kujuga. Vesinikuaatomi $(n = 1)$ elektron asub sellel orbitaalil ja on paaritu. Seetõttu on selle elektrooniline valem ehk elektrooniline konfiguratsioon kirjutatud järgmiselt: $1s^1$. Elektroonilistes valemites tähistatakse energiataseme numbrit tähe $(1...)$ ees oleva numbriga, ladina täht tähistab alamtaset (orbitaali tüüpi) ja paremale ülalpool kirjutatud numbriga. täht (eksponentina) näitab elektronide arvu alamtasandil.
Heeliumi aatomi $He$ puhul, mille ühes $s-$orbitaalis on kaks paariselektroni, on see valem: $1s^2$. Heeliumi aatomi elektronkiht on terviklik ja väga stabiilne. Heelium on väärisgaas. Teisel energiatasemel $(n = 2)$ on neli orbitaali, üks $s$ ja kolm $p$. Teise taseme $s-$orbitaalide elektronidel ($2s$-orbitaalid) on suurem energia, kuna on tuumast suuremal kaugusel kui $1s$ orbitaali $(n = 2)$ elektronid. Üldiselt on iga $n$ väärtuse kohta üks $s-$orbitaal, kuid sellel on vastav elektronenergia varu ja seega ka vastava läbimõõduga, mis kasvab $n$ väärtuse kasvades. 
$p-$ Orbitaalne on hantli või mahuka kaheksakujulise kujuga. Kõik kolm $p$-orbitaali paiknevad aatomis üksteisega risti piki ruumilisi koordinaate, mis on tõmmatud läbi aatomi tuuma. Tuleb veel kord rõhutada, et igal energiatasemel (elektroonilisel kihil), alates $n=2$, on kolm $p$-orbitaali. $n$ väärtuse kasvades hõivavad elektronid $p$-orbitaalid, mis asuvad tuumast suurel kaugusel ja on suunatud piki $x, y, z$ telge.
Teise perioodi $(n = 2)$ elementide puhul täidetakse esmalt üks $s$-orbitaal ja seejärel kolm $p$-orbitaali; elektrooniline valem $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ elektron on nõrgemalt seotud aatomi tuumaga, nii et liitiumiaatom võib sellest kergesti loobuda (nagu ilmselt mäletate, nimetatakse seda protsessi oksüdatsiooniks), muutudes liitiumiooniks $Li^+$ .
Berüllium Be aatomis paikneb neljas elektron samuti $2s$ orbitaalil: $1s^(2)2s^(2)$. Berülliumi aatomi kaks välimist elektroni eralduvad kergesti – $B^0$ oksüdeerub $Be^(2+)$ katiooniks.
Boori aatomis asub viies elektron $2p$ orbitaalil: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Järgmisena täidetakse $C, N, O, F$ aatomid $2p$-orbitaalidega, mis lõppevad väärisgaasi neooniga: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Kolmanda perioodi elementide puhul täidetakse vastavalt $3s-$ ja $3p$ orbitaalid. Viis kolmanda taseme $d$-orbitaali jäävad vabaks:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Mõnikord on elektronide jaotust aatomites kujutavatel diagrammidel näidatud ainult elektronide arv igal energiatasemel, s.t. kirjutage keemiliste elementide aatomite lühendatud elektroonilised valemid, erinevalt ülaltoodud täielikest elektroonilistest valemitest, näiteks:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Suure perioodiga elementide (neljas ja viies) puhul hõivavad esimesed kaks elektroni vastavalt $4s-$ ja $5s$ orbitaalid: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Alates iga põhiperioodi kolmandast elemendist lähevad järgmised kümme elektroni vastavalt eelmistele $3d-$ ja $4d-$ orbitaalidele (külgmiste alamrühmade elementide puhul): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 dollarit. Reeglina, kui eelmine $d$-alamtase on täidetud, hakatakse täitma välimist (vastavalt $4р-$ ja $5р-$) $р-$ alamtaset: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6 $.
Suurte perioodide elementide puhul - kuues ja mittetäielik seitsmes - täidetakse elektroonilised tasemed ja alamtasandid elektronidega reeglina järgmiselt: kaks esimest elektroni sisenevad välimisele $s-$alamtasemele: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)R 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; järgmine üks elektron ($La$ ja $Ca$ jaoks) eelmisele $d$-alamtasemele: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ja $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 dollarit.
Seejärel lähevad järgmised $14$ elektronid kolmandale välisele energiatasemele, vastavalt $4f$ ja $5f$ lantaniidide ja aktiniidide orbitaalidele: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ ↙ (92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.
Seejärel hakkab külgmiste alamrühmade elementide teine väline energiatase ($d$-alamtase) uuesti kogunema: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 dollarit. Ja lõpuks, alles pärast seda, kui $d$-alamtase on täielikult kümne elektroniga täidetud, täitub $p$-alatase uuesti: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Väga sageli on aatomite elektrooniliste kestade ehitust kujutatud energia- või kvantrakkude abil - nn. graafilised elektroonilised valemid. Selle tähistuse jaoks kasutatakse järgmist tähistust: iga kvantrakk on tähistatud rakuga, mis vastab ühele orbitaalile; Iga elektron on tähistatud pöörlemissuunale vastava noolega. Graafilise elektroonilise valemi kirjutamisel peaksite meeles pidama kahte reeglit: Pauli põhimõte, mille kohaselt ei saa rakus (orbitaalis) olla rohkem kui kaks elektroni, kuid antiparalleelsete spinnidega ja F. Hundi reegel, mille kohaselt elektronid hõivavad vabu rakke kõigepealt ükshaaval ja neil on sama spinniväärtus ning alles seejärel paarituvad, kuid spinnid on Pauli põhimõtte kohaselt vastupidises suunas.
Aatom on aine väikseim osake, mis koosneb tuumast ja elektronidest. Aatomite elektrooniliste kestade struktuuri määrab elemendi asukoht keemiliste elementide perioodilises tabelis, mille autor on D.I.
Aatomi elektron ja elektronkiht
Aatom, mis on üldiselt neutraalne, koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronkihist (elektronipilvest), kusjuures positiivsete ja negatiivsete laengute kogusumma on absoluutväärtuses võrdne. Suhtelise aatommassi arvutamisel ei võeta elektronide massi arvesse, kuna see on tühine ja 1840 korda väiksem kui prootoni või neutroni mass.
Riis. 1. Aatom.
Elektron on täiesti ainulaadne osake, millel on kahetine olemus: tal on nii laine kui ka osakese omadused. Nad liiguvad pidevalt ümber tuuma.
Tuuma ümbritsevat ruumi, kus elektroni leidmise tõenäosus on kõige tõenäolisem, nimetatakse elektroniorbitaaliks ehk elektronpilveks. Sellel ruumil on konkreetne kuju, mis on tähistatud tähtedega s-, p-, d- ja f-. S-elektroni orbitaal on sfäärilise kujuga, p-orbitaal on hantli või ruumilise kaheksakujulise kujuga, d- ja f-orbitaalide kuju on palju keerulisem.
Riis. 2. Elektronide orbitaalide kujundid.
Tuuma ümber paiknevad elektronid elektronkihtidesse. Iga kihti iseloomustab selle kaugus tuumast ja energia, mistõttu elektroonikakihte nimetatakse sageli elektroonilisteks energiatasemeteks. Mida lähemal on tase tuumale, seda madalam on selles olevate elektronide energia. Üks element erineb teisest prootonite arvu poolest aatomi tuumas ja vastavalt ka elektronide arvu poolest. Järelikult on neutraalse aatomi elektronkihis elektronide arv võrdne selle aatomi tuumas sisalduvate prootonite arvuga. Iga järgneva elemendi tuumas on veel üks prooton ja elektronkihis veel üks elektron.
Äsja sisenev elektron hõivab väikseima energiaga orbitaali. Maksimaalne elektronide arv taseme kohta määratakse aga valemiga:
kus N on maksimaalne elektronide arv ja n on energiataseme arv.
Esimesel tasemel saab olla ainult 2 elektroni, teisel 8 elektroni, kolmandal 18 elektroni ja neljandal tasemel võib olla 32 elektroni. Aatomi välistase ei saa sisaldada rohkem kui 8 elektroni: niipea, kui elektronide arv jõuab 8-ni, hakkab täituma järgmine, tuumast kaugemal asuv tase.
Aatomite elektrooniliste kestade ehitus
Iga element seisab teatud perioodis. Periood on elementide horisontaalne kogum, mis on paigutatud nende aatomite tuumade laengu suurenemise järjekorras, mis algab leelismetallist ja lõpeb inertgaasiga. Tabeli esimesed kolm perioodi on väikesed ja järgmised, alates neljandast perioodist, suured, koosnedes kahest reast. Perioodi numbril, milles element asub, on füüsiline tähendus. See tähendab, mitu elektroonilist energiataset on antud perioodi mis tahes elemendi aatomis. Seega on element kloor Cl 3. perioodis ehk selle elektronkihil on kolm elektroonilist kihti. Kloor on tabeli VII rühmas ja põhialagrupis. Peamine alarühm on iga rühma sees olev veerg, mis algab perioodiga 1 või 2.
Seega on klooriaatomi elektronkestade seis järgmine: kloorielemendi aatomnumber on 17, mis tähendab, et aatomi tuumas on 17 prootonit ja elektronkihis 17 elektroni. Tasemel 1 saab olla ainult 2 elektroni, tasemel 3 - 7 elektroni, kuna kloor on VII rühma peamises alarühmas. Siis 2. tasemel on: 17-2-7 = 8 elektroni.
Sõna "aatom" mainiti esmakordselt Vana-Kreeka filosoofide töödes ja tõlgituna tähendab see "jagamatut". Ilma kaasaegsete instrumentideta jõudis filosoof Demokritos loogikat ja vaatlust kasutades järeldusele, et ühtegi ainet ei saa lõputult purustada ja lõpuks peab alles jääma mingi jagamatu kõige väiksem aineosake – aine aatom.
Ja kui aatomeid poleks, siis võib iga aine või objekt täielikult hävida. Demokritosest sai atomismi rajaja – terve doktriini, mis põhines aatomi kontseptsioonil.
Mis on aatom?
Aatom on mis tahes keemilise elemendi väikseim elektriliselt neutraalne osake. See koosneb positiivselt laetud tuumast ja kestast, mille moodustavad negatiivselt laetud elektronid. Positiivselt laetud tuum on aatomi tuum. See võtab enda alla väikese osa aatomi keskpunktis olevast ruumist ning peaaegu kogu aatomi mass ja kogu positiivne laeng on sinna koondunud.
Millest aatom koosneb?
Aatomi tuum koosneb elementaarosakestest – neutronitest ja prootonitest ning elektronid liiguvad suletud orbitaalidel ümber aatomituuma.
Mis on neutron?
Neutron (n) on neutraalne elementaarosake, mille suhteline mass on 1,00866 aatommassiühikut (amu).
Mis on prooton?
Prooton (p) on elementaarosake, mille suhteline mass on 1,00728 aatommassiühikut, positiivne laeng +1 ja spinn 1/2. Prooton (kreeka keelest tõlgituna peamine, esimene) kuulub barüonitesse. Aatomi tuumas on prootonite arv võrdne perioodilise süsteemi keemilise elemendi seerianumbriga. Mendelejev.
Mis on elektron?
Elektron (e–) on elementaarosake, mille mass on 0,00055 amü; elektroni tingimuslik laeng: - 1. Elektronide arv aatomis võrdub aatomi tuuma laenguga (vastab Mendelejevi perioodilise süsteemi keemilise elemendi seerianumbrile).
Tuuma ümber liiguvad elektronid rangelt määratletud orbitaalidel ja tekib elektronipilv.
Aatomituuma ümbritsev ruumipiirkond, kus elektronid esinevad tõenäosusega üle 90%, määrab elektronipilve kuju.
P-elektroni elektronpilv meenutab välimuselt hantlit; Kolm p-orbitaali mahutavad maksimaalselt kuus elektroni.
s elektroni elektronpilv on kera; s-energia alamtasandil võib seal olla maksimaalne elektronide arv 2.
Orbitaalid on kujutatud ruudu kujul; seda orbitaali kirjeldavate peamiste ja sekundaarsete kvantarvude väärtused on kirjutatud selle alla või kohale.
Seda kirjet nimetatakse graafiliseks elektrooniliseks valemiks. See näeb välja selline:
Nooled selles valemis tähistavad elektroni. Noole suund vastab spinni suunale – see on elektroni enda magnetmoment. Elektrone, millel on vastupidised spinnid (pildil on need vastassuunas nooled), nimetatakse paarituks.
Elementide aatomite elektroonilisi konfiguratsioone saab esitada valemite kujul, milles:
- Märkige alataseme sümbolid;
- Sümboli aste näitab antud alamtaseme elektronide arvu;
- Koefitsient alamtaseme sümboli ees näitab, et see kuulub sellele tasemele.
Neutronite arvu määramine
Tuumas olevate neutronite N arvu määramiseks peate kasutama valemit:
N=A-Z, kus A on massiarv; Z on tuuma laeng, mis võrdub prootonite arvuga (keemilise elemendi seerianumber perioodilisustabelis).
Reeglina kirjutatakse tuumaparameetrid nii: ülaosas on massiarv ja vasakul all elemendi sümbol on tuumalaeng.
See näeb välja selline:
See kirje tähendab järgmist:
- Massiarv on 31;
- Tuuma laeng (ja sellest tulenevalt ka prootonite arv) fosfori aatomi jaoks on 15;
- Neutronite arv on 16. Arvutatakse järgmiselt: 31-15=16.
Massiarv vastab ligikaudu tuuma suhtelisele aatommassile. See on tingitud asjaolust, et neutroni ja prootoni massid praktiliselt ei erine.
Allpool oleme esitanud osa tabelist, mis näitab D.I. keemiliste elementide perioodilise tabeli kahekümne esimese elemendi aatomite elektronkihtide struktuuri. Mendelejev. Täisversioon on esitatud meie eraldi väljaandes.
Keemilisi elemente, mille aatomites on täidetud p-alatase, nimetatakse p-elementideks. Elektrone võib olla 1 kuni 6.
Keemilisi elemente, mille aatomites on välistasandi s-alamtase täienenud 1 või 2 elektroniga, nimetatakse s-elementideks.
Elektrooniliste kihtide arv keemilise elemendi aatomis on võrdne perioodinumbriga.
Hundi reegel
Kehtib Hundi reegel, mille kohaselt elektronid paiknevad sarnastel sama energiatasemega orbitaalidel nii, et koguspinn on maksimaalne võimalik. See tähendab, et kui energia alamtase on täidetud, hõivab iga elektron esmalt eraldi raku ja alles siis algab nende ühendamise protsess.
Lämmastiku elektroonilise valemi graafiline esitus
Hapniku elektroonilise valemi pilt graafilisel kujul
Neoni elektroonilise valemi graafiline esitus
Näiteks lämmastikuaatomis hõivavad kõik p-elektronid eraldi rakud ja hapnikus algab nende paaristumine, mis viiakse täielikult lõpule neoonis.
Mis on isotoobid
Isotoobid on sama elemendi aatomid, mille tuumades on sama arv prootoneid, kuid neutronite arv on erinev. Isotoobid on tuntud kõigi elementide kohta.
Sel põhjusel esindavad perioodilisuse tabeli elementide aatommassid isotoopide looduslike segude masside keskmist ja erinevad täisarvudest.
Kas on midagi väiksemat kui aatomituum
Teeme kokkuvõtte. Isotoopide looduslike segude aatommass ei saa olla aatomi ja sellest tulenevalt ka elemendi kõige olulisem omadus.
Aatomi sarnane omadus on tuuma laeng, mis määrab elektronkihi struktuuri ja elektronide arvu selles. See on huvitav! Teadus ei seisa paigal ja teadlased suutsid ümber lükata dogma, et aatom on keemiliste elementide väikseim osake. Tänapäeval tunneb maailm kvarke – need moodustavad neutroneid ja prootoneid.
Aastal 1803 avastas ta "mitme suhte seaduse". See teooria väidab, et kui konkreetne keemiline element võib moodustada ühendeid teiste elementidega, siis iga selle massiosa jaoks on osa teise aine massist ja nendevahelised seosed on samad kui väikeste täisarvude vahel. See oli esimene katse kompleksi selgitada 1808. aastal pakkus sama teadlane, püüdes selgitada enda avastatud seadust, et eri elementide aatomitel võib olla erinev mass.
Esimene aatomimudel loodi 1904. aastal. Teadlased nimetasid selle mudeli elektroonilist elementi rosinapudingiks. Usuti, et aatom on positiivse laenguga keha, milles selle komponendid on ühtlaselt segunenud. Selline teooria ei suutnud vastata küsimusele, kas aatomi komponendid on liikumises või paigal. Seetõttu pakkus jaapanlane Nagaoka peaaegu samaaegselt "pudingu" teooriaga välja teooria, milles ta võrdles aatomi elektronkihi struktuuri päikesesüsteemiga. Viidates aga asjaolule, et ümber aatomi pöörlemisel peavad selle komponendid energiat kaotama ja see ei vasta elektrodünaamika seadustele, lükkas Wien planetaarse teooria ümber.
Kahekümnenda sajandi alguseks võeti planeediteooria lõpuks vastu. Selgus, et igal elektronil, mis liigub mööda tuuma orbiiti nagu planeet ümber Päikese, on oma trajektoor.
Kuid edasised katsed ja uuringud lükkasid selle arvamuse ümber. Selgus, et elektronidel ei ole oma trajektoori, samas on võimalik ennustada piirkonda, kuhu see osake kõige sagedamini satub. Pöörledes ümber tuuma, moodustavad elektronid orbitaali, mida nimetatakse elektronkihiks. Nüüd tuli uurida aatomite elektronkestade ehitust. Füüsikuid huvitasid küsimused: kuidas täpselt elektronid liiguvad? Kas selles liikumises on kord? Võib-olla on liikumine kaootiline?
Aatomi eellane ja mitmed samad silmapaistvad teadlased tõestasid: elektronid pöörlevad kestades-kihtides ja nende liikumine vastab teatud seaduspärasustele. Oli vaja põhjalikult ja üksikasjalikult uurida aatomite elektrooniliste kestade ehitust.
Eriti oluline on seda struktuuri tunda keemia jaoks, sest aine omadused, nagu juba selgeks sai, sõltuvad elektronide struktuurist ja käitumisest. Sellest vaatenurgast on elektronorbitaali käitumine selle osakese kõige olulisem omadus. Leiti, et mida lähemal on elektronid aatomi tuumale, seda rohkem tuleb teha jõupingutusi elektroni-tuuma sideme katkestamiseks. Tuuma lähedal asuvatel elektronidel on sellega maksimaalne ühendus, kuid minimaalne energiahulk. Väliste elektronide puhul seevastu nõrgeneb ühendus tuumaga ja energiavaru suureneb. Seega moodustuvad aatomi ümber elektronkihid. Aatomite elektrooniliste kestade struktuur on muutunud selgemaks. Selgus, et energiatasemed (kihid) moodustavad sarnaste energiavarudega osakesi.
Tänapäeval on teada, et energiatase sõltub n-st (see vastab täisarvudele 1 kuni 7. Aatomite elektronkihtide struktuur ja suurim elektronide arv igal tasandil määratakse valemiga N = 2n2.
Suurtäht selles valemis tähistab suurimat elektronide arvu igal tasandil ja väike täht näitab selle taseme seerianumbrit.
Aatomite elektroonilise kesta struktuur näeb ette, et esimeses kestas ei saa olla rohkem kui kaks aatomit ja neljandas mitte rohkem kui 32. Välimine, lõpetatud tase sisaldab mitte rohkem kui 8 elektroni. Vähema elektronidega kihte peetakse mittetäielikeks.