Zasada budowy elektronowej atomów pierwiastków chemicznych. Elektroniczna konfiguracja atomu. Elektroniczna struktura atomu

Chemikalia to rzeczy, które tworzą otaczający nas świat.

Właściwości każdej substancji chemicznej dzielą się na dwa typy: chemiczne, charakteryzujące zdolność do tworzenia innych substancji, oraz fizyczne, które są obiektywnie obserwowane i można je rozpatrywać w oderwaniu od przemian chemicznych. Na przykład właściwości fizyczne substancji to stan skupienia (stały, ciekły lub gazowy), przewodność cieplna, pojemność cieplna, rozpuszczalność w różnych mediach (woda, alkohol itp.), gęstość, kolor, smak itp. .

Przekształcenie niektórych substancji chemicznych w inne substancje nazywamy zjawiskami chemicznymi lub reakcjami chemicznymi. Należy zauważyć, że istnieją również zjawiska fizyczne, którym oczywiście towarzyszy zmiana dowolnych właściwości fizycznych substancji bez jej przemiany w inne substancje. Zjawiska fizyczne obejmują na przykład topnienie lodu, zamarzanie lub parowanie wody itp.

O tym, że podczas dowolnego procesu zachodzi zjawisko chemiczne, można wywnioskować obserwując charakterystyczne objawy reakcji chemicznych, takie jak zmiana koloru, tworzenie osadu, wydzielanie się gazu, wydzielanie ciepła i/lub światła.

Na przykład wniosek o przebiegu reakcji chemicznych można wyciągnąć, obserwując:

Powstawanie osadu podczas gotowania wody, zwane kamieniem w życiu codziennym;

Uwalnianie ciepła i światła podczas palenia ognia;

Zmiana koloru plasterka świeżego jabłka w powietrzu;

Powstawanie pęcherzyków gazu podczas fermentacji ciasta itp.

Najmniejsze cząstki materii, które w wyniku reakcji chemicznych praktycznie nie ulegają zmianom, a jedynie w nowy sposób łączą się ze sobą, nazywamy atomami.

Sam pomysł istnienia takich jednostek materii zrodził się w starożytnej Grecji w umysłach starożytnych filozofów, co właściwie tłumaczy pochodzenie terminu „atom”, ponieważ „atomos” dosłownie przetłumaczone z greckiego oznacza „niepodzielny”.

Jednak wbrew idei starożytnych filozofów greckich atomy nie są absolutnym minimum materii, czyli same mają złożoną strukturę.

Każdy atom składa się z tzw. cząstek subatomowych - protonów, neutronów i elektronów, oznaczonych odpowiednio symbolami p + , no i e - . Indeks górny w używanym zapisie wskazuje, że proton ma jednostkowy ładunek dodatni, elektron ma jednostkowy ładunek ujemny, a neutron nie ma ładunku.

Jeśli chodzi o jakościową budowę atomu, to każdy atom ma wszystkie protony i neutrony skupione w tzw. jądrze, wokół którego elektrony tworzą powłokę elektronową.

Proton i neutron mają praktycznie te same masy, tj. m p ≈ m n , a masa elektronu jest prawie 2000 razy mniejsza od masy każdego z nich, tj. m p / m e m n / m e 2000.

Ponieważ podstawową właściwością atomu jest jego neutralność elektryczna, a ładunek jednego elektronu jest równy ładunkowi jednego protonu, można z tego wywnioskować, że liczba elektronów w każdym atomie jest równa liczbie protonów.

Na przykład poniższa tabela pokazuje możliwy skład atomów:

Rodzaj atomów o tym samym ładunku jądrowym, tj. z taką samą liczbą protonów w swoich jądrach nazywamy pierwiastkiem chemicznym. Tak więc z powyższej tabeli możemy wywnioskować, że atom1 i atom2 należą do jednego pierwiastka chemicznego, a atom3 i atom4 należą do innego pierwiastka chemicznego.

Każdy pierwiastek chemiczny ma swoją nazwę i indywidualny symbol, który jest odczytywany w określony sposób. Na przykład najprostszy pierwiastek chemiczny, którego atomy zawierają tylko jeden proton w jądrze, ma nazwę „wodór” i jest oznaczony symbolem „H”, który jest czytany jako „popiół”, a pierwiastek chemiczny z ładunkiem jądrowym +7 (tj. zawierającym 7 protonów) - "azot", ma symbol "N", który czyta się jako "en".

Jak widać z powyższej tabeli, atomy jednego pierwiastka chemicznego mogą różnić się liczbą neutronów w jądrach.

Atomy należące do tego samego pierwiastka chemicznego, ale mające różną liczbę neutronów, a co za tym idzie masę, nazywane są izotopami.

Na przykład pierwiastek chemiczny wodór ma trzy izotopy - 1 H, 2 H i 3 H. Indeksy 1, 2 i 3 nad symbolem H oznaczają całkowitą liczbę neutronów i protonów. Tych. wiedząc, że wodór jest pierwiastkiem chemicznym, który charakteryzuje się tym, że w jądrach jego atomów znajduje się jeden proton, możemy wywnioskować, że w izotopie 1H w ogóle nie ma neutronów (1-1 = 0). izotop 2H - 1 neutron (2-1=1), aw izotopie 3H - dwa neutrony (3-1=2). Ponieważ, jak już wspomniano, neutron i proton mają te same masy, a masa elektronu jest w porównaniu z nimi znikoma, oznacza to, że izotop 2H jest prawie dwa razy cięższy niż izotop 1H, a 3H izotop jest nawet trzy razy cięższy. W związku z tak dużym rozrzutem mas izotopów wodoru izotopom 2H i 3H nadano nawet odrębne indywidualne nazwy i symbole, co nie jest typowe dla żadnego innego pierwiastka chemicznego. Izotop 2H został nazwany deuterem i oznaczony symbolem D, a izotop 3H otrzymał nazwę tryt i symbol T.

Jeśli przyjmiemy masę protonu i neutronu jako jedność, a pominiemy masę elektronu, w rzeczywistości lewy górny wskaźnik, oprócz całkowitej liczby protonów i neutronów w atomie, można uznać za jego masę, a dlatego indeks ten nazywa się liczbą masową i jest oznaczony symbolem A. Ponieważ ładunek jądra dowolnych protonów odpowiada atomowi, a ładunek każdego protonu jest warunkowo uważany za równy +1, liczba protonów w jądro nazywa się liczbą ładunku (Z). Oznaczając liczbę neutronów w atomie literą N, matematycznie zależność między liczbą masową, liczbą ładunku i liczbą neutronów można wyrazić jako:

Zgodnie ze współczesnymi koncepcjami elektron ma charakter dwoisty (falowy). Ma właściwości zarówno cząstki, jak i fali. Podobnie jak cząstka, elektron ma masę i ładunek, ale jednocześnie przepływ elektronów, podobnie jak fala, charakteryzuje się zdolnością do dyfrakcji.

Do opisu stanu elektronu w atomie stosuje się pojęcia mechaniki kwantowej, zgodnie z którymi elektron nie ma określonej trajektorii ruchu i może znajdować się w dowolnym punkcie przestrzeni, ale z różnymi prawdopodobieństwami.

Obszar przestrzeni wokół jądra, w którym najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalem atomowym.

Orbital atomowy może mieć inny kształt, rozmiar i orientację. Orbital atomowy jest również nazywany chmurą elektronów.

Graficznie jeden orbital atomowy jest zwykle oznaczany jako kwadratowa komórka:

Mechanika kwantowa ma niezwykle złożony aparat matematyczny, dlatego w ramach szkolnego kursu chemii brane są pod uwagę tylko konsekwencje teorii mechaniki kwantowej.

Zgodnie z tymi konsekwencjami każdy orbital atomowy i znajdujący się na nim elektron są całkowicie scharakteryzowane przez 4 liczby kwantowe.

• Główna liczba kwantowa - n - określa całkowitą energię elektronu na danym orbicie. Zakres wartości głównej liczby kwantowej to wszystkie liczby naturalne, tj. n = 1,2,3,4, 5 itd.
• Orbitalna liczba kwantowa - l - charakteryzuje kształt orbitalu atomowego i może przyjmować dowolne wartości całkowite od 0 do n-1, gdzie n, przypomnijmy, jest główną liczbą kwantową.

Orbitale z l = 0 są nazywane s-orbitale. Orbitale s są sferyczne i nie mają kierunku w przestrzeni:

Orbitale z l = 1 są nazywane orbitale p. Orbitale te mają kształt trójwymiarowej ósemki, tj. kształt uzyskany przez obrót ósemki wokół osi symetrii i na zewnątrz przypomina hantle:

Orbitale z l = 2 są nazywane d-orbitale, a przy l = 3 – f-orbitale. Ich struktura jest znacznie bardziej złożona.

3) Magnetyczna liczba kwantowa - m l - określa orientację przestrzenną konkretnego orbity atomowej i wyraża rzut momentu pędu orbity na kierunek pola magnetycznego. Magnetyczna liczba kwantowa m l odpowiada orientacji orbity względem kierunku wektora natężenia zewnętrznego pola magnetycznego i może przyjmować dowolne wartości całkowite od –l do +l, w tym 0, tj. łączna liczba możliwych wartości to (2l+1). Na przykład dla l = 0 ml = 0 (jedna wartość), dla l = 1 ml = -1, 0, +1 (trzy wartości), dla l = 2 ml = -2, -1, 0, + 1 , +2 (pięć wartości magnetycznej liczby kwantowej) itp.

Na przykład orbitale p, czyli orbitale o orbitalnej liczbie kwantowej l = 1, mające kształt „trójwymiarowej ósemki”, odpowiadają trzem wartościom magnetycznej liczby kwantowej (-1, 0, +1), co z kolei odpowiada w trzech kierunkach w przestrzeni prostopadłych do siebie.

4) Spinowa liczba kwantowa (lub po prostu spin) - m s - może być warunkowo uznana za odpowiedzialną za kierunek obrotu elektronu w atomie, może przyjmować wartości. Elektrony o różnych spinach są oznaczone pionowymi strzałkami skierowanymi w różnych kierunkach: ↓ i .

Zbiór wszystkich orbitali w atomie, które mają taką samą wartość głównej liczby kwantowej, nazywany jest poziomem energii lub powłoką elektronową. Dowolny poziom energii o pewnej liczbie n składa się z n 2 orbitali.

Zbiór orbitali o tych samych wartościach głównej liczby kwantowej i orbitalnej liczby kwantowej jest podpoziomem energetycznym.

Każdy poziom energii, który odpowiada głównej liczbie kwantowej n, zawiera n podpoziomów. Z kolei każdy podpoziom energii z orbitalną liczbą kwantową l składa się z (2l+1) orbitali. Tak więc podwarstwa s składa się z jednego orbitalu s, podwarstwa p z trzech orbitali p, podwarstwa d z pięciu orbitali d, a podwarstwa f z siedmiu orbitali f. Ponieważ, jak już wspomniano, jeden orbital atomowy jest często oznaczany przez jedną komórkę kwadratową, podpoziomy s, p, d i f można przedstawić graficznie w następujący sposób:

Każdy orbital odpowiada indywidualnemu, ściśle określonemu zestawowi trzech liczb kwantowych n, l i ml .

Rozkład elektronów na orbitalach nazywa się konfiguracją elektronową.

Wypełnianie orbitali atomowych elektronami następuje zgodnie z trzema warunkami:

• Zasada minimalnej energii: Elektrony wypełniają orbitale zaczynając od najniższego podpoziomu energii. Sekwencja podpoziomów w kolejności rosnącej energii jest następująca: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Aby ułatwić zapamiętanie tej sekwencji wypełniania podpoziomów elektronicznych, bardzo wygodna jest poniższa ilustracja graficzna:

• Zasada Pauliego: Każdy orbital może pomieścić maksymalnie dwa elektrony.

Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywamy go niesparowanym, a jeśli są dwa, nazywamy je parą elektronów.

• Zasada Hunda: najbardziej stabilny stan atomu to taki, w którym w obrębie jednego podpoziomu atom ma maksymalną możliwą liczbę niesparowanych elektronów. Ten najbardziej stabilny stan atomu nazywany jest stanem podstawowym.

W rzeczywistości oznacza to, że np. umieszczenie 1., 2., 3. i 4. elektronu na trzech orbitalach podpoziomu p zostanie przeprowadzone w następujący sposób:

Wypełnianie orbitali atomowych z wodoru o liczbie ładunku 1 do kryptonu (Kr) o ładunku 36 będzie przebiegać w następujący sposób:

Podobną reprezentację kolejności wypełniania orbitali atomowych nazywamy diagramem energetycznym. Na podstawie schematów elektronicznych poszczególnych elementów można spisywać ich tzw. formuły elektroniczne (konfiguracje). Czyli na przykład pierwiastek mający 15 protonów i w rezultacie 15 elektronów, czyli fosfor (P) będzie miał następujący wykres energetyczny:

Po przetłumaczeniu na wzór elektroniczny atom fosforu przyjmie postać:

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

Cyfry o normalnej wielkości po lewej stronie symbolu podpoziomu pokazują numer poziomu energii, a indeksy górne po prawej stronie symbolu podpoziomu pokazują liczbę elektronów w odpowiednim podpoziomie.

Poniżej znajdują się elektroniczne formuły pierwszych 36 elementów D.I. Mendelejew.

Jak już wspomniano, w stanie podstawowym elektrony na orbitalach atomowych ułożone są zgodnie z zasadą najmniejszej energii. Niemniej jednak, w obecności pustych orbitali p w stanie podstawowym atomu, często, gdy zostanie mu przekazana nadwyżka energii, atom może zostać przeniesiony do tzw. stanu wzbudzonego. Na przykład atom boru w stanie podstawowym ma konfigurację elektronową i wykres energii w postaci:

A w stanie wzbudzonym (*), tj. przy przekazaniu pewnej ilości energii atomowi boru, jego konfiguracja elektronowa i wykres energetyczny będą wyglądać tak:

W zależności od tego, który podpoziom w atomie jest wypełniony jako ostatni, pierwiastki chemiczne dzielą się na s, p, d lub f.

Znalezienie elementów s, p, d i f w tabeli D.I. Mendelejew:

• s-elementy mają ostatni s-podpoziom do wypełnienia. Elementy te obejmują elementy głównych (po lewej stronie w komórce tabeli) podgrup grup I i ​​II.
• W przypadku elementów p podpoziom p jest wypełniony. Elementy p obejmują sześć ostatnich elementów każdego okresu, z wyjątkiem pierwszego i siódmego, a także elementy głównych podgrup grup III-VIII.
• Elementy d znajdują się między elementami s i p w dużych okresach.
• Pierwiastki f nazywane są lantanowcami i aktynowcami. Umieszczono je na dole stołu przez D.I. Mendelejew.

Ponieważ jądra reagujących atomów pozostają niezmienione podczas reakcji chemicznych (z wyjątkiem przemian radioaktywnych), właściwości chemiczne atomów zależą od struktury ich powłok elektronowych. Teoria elektronowa struktura atomu oparty na aparacie mechaniki kwantowej. Tak więc strukturę poziomów energetycznych atomu można uzyskać na podstawie obliczeń mechaniki kwantowej prawdopodobieństw znalezienia elektronów w przestrzeni wokół jądra atomowego ( Ryż. 4,5).

Ryż. 4,5. Schemat podziału poziomów energetycznych na podpoziomy

Podstawy teorii budowy elektronowej atomu sprowadzają się do następujących postanowień: stan każdego elektronu w atomie charakteryzują cztery liczby kwantowe: główna liczba kwantowa n = 1, 2, 3,; orbitalny (azymut) l=0,1,2, n–1; magnetyczny m ja = –l, –1,0,1,  ja; kręcić się m s = -1/2, 1/2 .

Według Zasada Pauliego, w tym samym atomie nie mogą znajdować się dwa elektrony, które mają ten sam zestaw czterech liczb kwantowych n, l, m ja , m s; zbiory elektronów o tych samych głównych liczbach kwantowych n tworzą warstwy elektronowe lub poziomy energetyczne atomu, ponumerowane od jądra i oznaczone jako K, L, M, N, O, P, Q ponadto w warstwie energetycznej o podanej wartości n może być nie więcej niż 2n 2 elektrony. Zbiory elektronów o tych samych liczbach kwantowych n I ja,   tworzą podpoziomy, oznaczane jako oddalanie się od rdzenia jako s, p, d, f.

Probabilistyczne ustalenie położenia elektronu w przestrzeni wokół jądra atomowego odpowiada zasadzie nieoznaczoności Heisenberga. Zgodnie z koncepcjami mechaniki kwantowej elektron w atomie nie ma określonej trajektorii ruchu i może znajdować się w dowolnej części przestrzeni wokół jądra, a jego różne pozycje uważa się za chmurę elektronów o określonej ujemnej gęstości ładunku. Przestrzeń wokół jądra, w której najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalny. Zawiera około 90% chmury elektronowej. Każdy podpoziom 1s, 2s, 2p itp. odpowiada określonej liczbie orbitali o określonym kształcie. Na przykład, 1s- I 2s- Orbitale są sferyczne i 2p-orbitale ( 2p x , 2p tak , 2p z-orbitale) są zorientowane we wzajemnie prostopadłych kierunkach i mają kształt hantli ( Ryż. 4,6).

Ryż. 4,6. Kształt i orientacja orbitali elektronowych.

Podczas reakcji chemicznych jądro atomowe nie ulega zmianom, zmieniają się jedynie powłoki elektronowe atomów, których struktura wyjaśnia wiele właściwości pierwiastków chemicznych. W oparciu o teorię struktury elektronowej atomu ustalono głębokie fizyczne znaczenie prawa okresowego pierwiastków Mendelejewa i stworzono teorię wiązań chemicznych.

Teoretyczne uzasadnienie układu okresowego pierwiastków chemicznych zawiera dane dotyczące budowy atomu, potwierdzające istnienie związku między okresowością zmian właściwości pierwiastków chemicznych a okresowym powtarzaniem podobnych typów konfiguracji elektronowych ich atomów.

W świetle doktryny budowy atomu zasadny staje się podział Mendelejewa wszystkich pierwiastków na siedem okresów: liczba okresu odpowiada liczbie poziomów energetycznych atomów wypełnionych elektronami. W krótkich okresach wraz ze wzrostem ładunku dodatniego jąder atomów wzrasta liczba elektronów na poziomie zewnętrznym (od 1 do 2 w pierwszym okresie i od 1 do 8 w drugim i trzecim okresie), co wyjaśnia zmianę właściwości pierwiastków: na początku okresu (z wyjątkiem pierwszego) występuje metal alkaliczny, następnie następuje stopniowe osłabienie właściwości metalicznych i wzrost niemetalicznych. Prawidłowość tę można prześledzić dla elementów drugiego okresu w tabela 4.2.

Tabela 4.2.

W dużych okresach, wraz ze wzrostem ładunku jąder, wypełnianie poziomów elektronami jest trudniejsze, co tłumaczy bardziej złożoną zmianę właściwości pierwiastków w porównaniu do pierwiastków o małych okresach.

Ten sam charakter właściwości pierwiastków chemicznych w podgrupach tłumaczy się podobną strukturą zewnętrznego poziomu energii, jak pokazano na patka. 4.3 ilustrujący sekwencję elektronowego wypełnienia poziomów energetycznych dla podgrup metali alkalicznych.

Tabela 4.3.

Numer grupy z reguły wskazuje liczbę elektronów w atomie, które mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązań chemicznych. To jest fizyczne znaczenie numeru grupy. W czterech miejscach w układzie okresowym pierwiastki nie są w porządku rosnącym mas atomowych: Ar I K,współ I Ni,Tmi I i,Cz I Rocznie. Odchylenia te uznano za wady układu okresowego pierwiastków chemicznych. Doktryna budowy atomu wyjaśniała te odchylenia. Eksperymentalne wyznaczenie ładunków jądrowych wykazało, że ułożenie tych pierwiastków odpowiada wzrostowi ładunków ich jąder. Ponadto eksperymentalne wyznaczenie ładunków jąder atomowych pozwoliło określić liczbę pierwiastków między wodorem a uranem, a także liczbę lantanowców. Teraz wszystkie miejsca w układzie okresowym są wypełnione w przedziale od Z=1 zanim Z=114 Jednak układ okresowy pierwiastków nie jest kompletny, możliwe jest odkrycie nowych pierwiastków transuranowych.

Algorytm tworzenia wzoru elektronicznego elementu:

1. Wyznacz liczbę elektronów w atomie korzystając z Układu Okresowego Pierwiastków Chemicznych D.I. Mendelejew.

2. Przez numer okresu, w którym znajduje się element, określ liczbę poziomów energetycznych; liczba elektronów na ostatnim poziomie elektronicznym odpowiada numerowi grupy.

3. Podziel poziomy na podpoziomy i orbitale i wypełnij je elektronami zgodnie z zasadami wypełniania orbitali:

Należy pamiętać, że pierwszy poziom ma maksymalnie 2 elektrony. 1s2, na drugim - maksymalnie 8 (dwa s i sześć R: 2s 2 2p 6), na trzecim - maksymalnie 18 (dwa s, sześć P i dziesięć d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Główna liczba kwantowa n powinna być minimalna.
• Wypełnione jako pierwsze s- podpoziom, więc p-, d-b f- podpoziomy.
• Elektrony wypełniają orbitale w porządku rosnącym energii orbitalnej (reguła Klechkowskiego).
• W obrębie podpoziomu elektrony najpierw zajmują swobodne orbitale pojedynczo, a dopiero potem tworzą pary (reguła Hunda).
• Na jednym orbicie nie może być więcej niż dwa elektrony (zasada Pauliego).

Przykłady.

1. Skomponuj elektroniczną formułę azotu. Azot jest numerem 7 w układzie okresowym.

2. Skomponuj elektroniczną formułę argonu. W układzie okresowym argon jest pod numerem 18.

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

3. Skomponuj elektroniczną formułę chromu. W układzie okresowym chrom ma numer 24.

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

Wykres energetyczny cynku.

4. Skomponuj elektroniczną formułę cynku. W układzie okresowym cynk ma numer 30.

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

Zauważ, że część wzoru elektronicznego, a mianowicie 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, to elektroniczna formuła argonu.

Elektroniczna formuła cynku może być przedstawiona jako.

Położenie elektronów na powłokach energetycznych lub poziomach jest rejestrowane za pomocą wzorów elektronicznych pierwiastków chemicznych. Formuły elektroniczne lub konfiguracje pomagają przedstawić strukturę atomu pierwiastka.

Struktura atomu

Atomy wszystkich pierwiastków składają się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanych elektronów, które znajdują się wokół jądra.

Elektrony są na różnych poziomach energetycznych. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym więcej ma energii. Wielkość poziomu energii zależy od wielkości orbity atomowej lub chmury orbitalnej. To jest przestrzeń, w której porusza się elektron.

Ryż. 1. Ogólna budowa atomu.

Orbitale mogą mieć różne konfiguracje geometryczne:

• s-orbitale- kulisty;
• orbitale p, d i f- w kształcie hantle, leżące w różnych płaszczyznach.

Na pierwszym poziomie energetycznym dowolnego atomu zawsze znajduje się orbital s z dwoma elektronami (wyjątkiem jest wodór). Począwszy od drugiego poziomu orbitale s i p są na tym samym poziomie.

Ryż. 2. Orbitale s-, p-, d i f.

Orbitale istnieją niezależnie od umiejscowienia na nich elektronów i mogą być wypełnione lub puste.

Wpis formuły

Konfiguracje elektroniczne atomów pierwiastków chemicznych zapisywane są według następujących zasad:

• każdy poziom energii odpowiada numerowi seryjnemu oznaczonemu cyfrą arabską;
• po liczbie następuje litera oznaczająca orbital;
• nad literą napisany jest indeks górny, odpowiadający liczbie elektronów na orbicie.

Przykłady nagrań:

Elektroniczna konfiguracja atomu to wzór pokazujący układ elektronów w atomie według poziomów i podpoziomów. Po przestudiowaniu artykułu dowiesz się, gdzie i jak znajdują się elektrony, zapoznasz się z liczbami kwantowymi i będziesz w stanie zbudować konfigurację elektronową atomu według jego liczby, na końcu artykułu znajduje się tabela pierwiastków.

Po co studiować konfigurację elektroniczną elementów?

Atomy są jak konstruktor: jest pewna liczba części, różnią się od siebie, ale dwie części tego samego typu są dokładnie takie same. Ale ten konstruktor jest znacznie ciekawszy niż plastikowy i oto dlaczego. Konfiguracja zmienia się w zależności od tego, kto jest w pobliżu. Na przykład tlen obok wodoru może zamieniają się w wodę, obok sodu w gaz, a przebywanie w pobliżu żelaza całkowicie zamienia je w rdzę. Aby odpowiedzieć na pytanie, dlaczego tak się dzieje i przewidzieć zachowanie się atomu obok drugiego, konieczne jest przestudiowanie konfiguracji elektronowej, która zostanie omówiona poniżej.

Ile elektronów znajduje się w atomie?

Atom składa się z jądra i krążących wokół niego elektronów, jądro składa się z protonów i neutronów. W stanie neutralnym każdy atom ma taką samą liczbę elektronów, jak liczba protonów w jego jądrze. Liczba protonów została wyznaczona przez numer seryjny pierwiastka, na przykład siarka ma 16 protonów - 16. pierwiastek układu okresowego. Złoto ma 79 protonów - 79 element układu okresowego pierwiastków. W związku z tym w siarce w stanie neutralnym znajduje się 16 elektronów, aw złocie 79 elektronów.

Gdzie szukać elektronu?

Obserwując zachowanie elektronu wyprowadzono pewne wzorce, opisane są one liczbami kwantowymi, w sumie jest ich cztery:

• Główna liczba kwantowa
• Orbitalna liczba kwantowa
• Magnetyczna liczba kwantowa
• Zakręć liczbę kwantową

Orbitalny

Ponadto zamiast słowa orbita użyjemy terminu „orbital”, orbital jest w przybliżeniu funkcją falową elektronu - jest to obszar, w którym elektron spędza 90% czasu.

N - poziom
L - powłoka
M l - liczba orbitalna
M s - pierwszy lub drugi elektron na orbicie

Orbitalna liczba kwantowa l

W wyniku badania chmury elektronowej stwierdzono, że w zależności od poziomu energii, chmura przybiera cztery główne formy: kuli, hantli i dwóch pozostałych, bardziej złożonych. W porządku rosnącym energii formy te nazywane są s-, p-, d- i f-powłokami. Każda z tych powłok może mieć 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) i 7 (na f) orbitali. Orbitalna liczba kwantowa to powłoka, na której znajdują się orbitale. Orbitalna liczba kwantowa odpowiednio dla orbitali s, p, d i f przyjmuje wartości 0,1,2 lub 3.

Na powłoce s jeden orbital (L=0) - dwa elektrony
Na powłoce p znajdują się trzy orbitale (L=1) - sześć elektronów
Na powłoce d znajduje się pięć orbitali (L=2) - dziesięć elektronów
Na powłoce f znajduje się siedem orbitali (L=3) - czternaście elektronów

Magnetyczna liczba kwantowa m l

Na powłoce p znajdują się trzy orbitale, są one oznaczone liczbami od -L do +L, czyli dla powłoki p (L=1) są orbitale „-1”, „0” i „1” . Magnetyczna liczba kwantowa jest oznaczona literą m l .

Wewnątrz powłoki łatwiej jest umieścić elektrony na różnych orbitalach, więc pierwsze elektrony wypełniają jeden na każdy orbital, a następnie do każdego z nich dodawana jest jego para.

Rozważmy d-shell:
Powłoka d odpowiada wartości L=2, czyli pięciu orbitali (-2,-1,0,1 i 2), pierwsze pięć elektronów wypełnia powłokę, przyjmując wartości M l = -2, Ml=-1,Ml=0, Ml=1,Ml=2.

Spinowa liczba kwantowa m s

Spin to kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi, istnieją dwa kierunki, więc spinowa liczba kwantowa ma dwie wartości: +1/2 i -1/2. Tylko dwa elektrony o przeciwnych spinach mogą znajdować się na tym samym podpoziomie energetycznym. Spinowa liczba kwantowa jest oznaczona m s

Główna liczba kwantowa n

Główną liczbą kwantową jest poziom energii, w tej chwili znanych jest siedem poziomów energii, każdy oznaczony cyfrą arabską: 1,2,3,...7. Liczba pocisków na każdym poziomie jest równa numerowi poziomu: na pierwszym poziomie jest jedna, na drugim dwie i tak dalej.

Liczba elektronów

Czyli każdy elektron można opisać czterema liczbami kwantowymi, kombinacja tych liczb jest unikalna dla każdej pozycji elektronu, weźmy pierwszy elektron, najniższy poziom energii to N=1, jedna powłoka znajduje się na pierwszym poziomie, pierwsza powłoka na dowolnym poziomie ma kształt kuli (s -shell), tj. L=0, magnetyczna liczba kwantowa może przyjąć tylko jedną wartość, M l =0, a spin będzie równy +1/2. Jeśli weźmiemy piąty elektron (niezależnie od tego, jaki to atom), to głównymi liczbami kwantowymi dla niego będą: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.