Elektronische Konfiguration von Elementen online. Schema der Struktur des Atoms: Kern, Elektronenhülle

Es wird in Form sogenannter elektronischer Formeln geschrieben. In elektronischen Formeln bezeichnen die Buchstaben s, p, d, f die Energieunterniveaus von Elektronen; Die Zahlen vor den Buchstaben geben das Energieniveau an, in dem sich das jeweilige Elektron befindet, und der Index oben rechts ist die Anzahl der Elektronen in diesem Unterniveau. Um die elektronische Formel eines Atoms eines beliebigen Elements zu erstellen, reicht es aus, die Nummer dieses Elements im Periodensystem zu kennen und die grundlegenden Bestimmungen zu erfüllen, die die Verteilung von Elektronen in einem Atom regeln.

Der Aufbau der Elektronenhülle eines Atoms lässt sich auch in Form einer Anordnung von Elektronen in Energiezellen darstellen.

Für Eisenatome hat ein solches Schema die folgende Form:

Dieses Diagramm zeigt deutlich die Implementierung der Hundschen Regel. Auf der 3d-Unterebene ist die maximale Anzahl von Zellen (vier) mit ungepaarten Elektronen gefüllt. Das Bild der Struktur der Elektronenhülle im Atom in Form elektronischer Formeln und in Form von Diagrammen gibt die Welleneigenschaften des Elektrons nicht eindeutig wieder.

Der Wortlaut des periodischen Gesetzes in der geänderten Fassung JAWOHL. Mendelejew : die Eigenschaften einfacher Körper sowie die Formen und Eigenschaften der Elementverbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Größe der Atomgewichte der Elemente.

Moderne Formulierung Periodisches Gesetz : Die Eigenschaften der Elemente sowie die Formen und Eigenschaften ihrer Verbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Größe der Kernladung ihrer Atome.

Somit ist die positive Ladung des Kerns (und nicht Atommasse) erwies sich als genaueres Argument, von dem die Eigenschaften der Elemente und ihrer Verbindungen abhängen

Wertigkeit- ist die Anzahl der chemischen Bindungen, die ein Atom an ein anderes gebunden hat.
Die Valenzmöglichkeiten eines Atoms werden durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen und das Vorhandensein freier Atomorbitale auf der äußeren Ebene bestimmt. Die Struktur der äußeren Energieniveaus von Atomen chemische Elemente und bestimmt im Wesentlichen die Eigenschaften ihrer Atome. Daher werden diese Ebenen Valenzebenen genannt. Die Elektronen dieser Ebenen und manchmal der vorexternen Ebenen können an der Bildung chemischer Bindungen teilnehmen. Solche Elektronen werden auch Valenzelektronen genannt.

Stöchiometrische Wertigkeit Chemisches Element - ist die Anzahl der Äquivalente, die ein bestimmtes Atom an sich selbst binden kann, oder ist die Anzahl der Äquivalente im Atom.

Äquivalente werden durch die Anzahl der angehängten oder substituierten Wasserstoffatome bestimmt, daher ist die stöchiometrische Wertigkeit gleich der Anzahl der Wasserstoffatome, mit denen dieses Atom wechselwirkt. Aber nicht alle Elemente interagieren frei, aber fast alles interagiert mit Sauerstoff, sodass die stöchiometrische Wertigkeit als die doppelte Anzahl angehängter Sauerstoffatome definiert werden kann.

Zum Beispiel ist die stöchiometrische Wertigkeit von Schwefel in Schwefelwasserstoff H 2 S 2, in Oxid SO 2 – 4, in Oxid SO 3 –6.

Bei der Bestimmung der stöchiometrischen Wertigkeit eines Elements nach der Formel einer binären Verbindung sollte man sich an der Regel orientieren: Die Gesamtwertigkeit aller Atome eines Elements muss gleich der Gesamtwertigkeit aller Atome eines anderen Elements sein.

Oxidationszustand Auch charakterisiert die Zusammensetzung des Stoffes und ist gleich der stöchiometrischen Wertigkeit mit Pluszeichen (für ein Metall oder ein elektropositiveres Element in einem Molekül) oder Minuszeichen.

1. In einfachen Substanzen ist die Oxidationsstufe der Elemente Null.

2. Die Oxidationsstufe von Fluor in allen Verbindungen ist -1. Die restlichen Halogene (Chlor, Brom, Jod) mit Metallen, Wasserstoff und anderen elektropositiveren Elementen haben ebenfalls eine Oxidationsstufe von -1, aber in Verbindungen mit elektronegativeren Elementen haben sie positive Oxidationsstufen.

3. Sauerstoff in Verbindungen hat eine Oxidationsstufe von -2; Ausnahmen sind Wasserstoffperoxid H 2 O 2 und seine Derivate (Na 2 O 2, BaO 2 usw., bei denen Sauerstoff eine Oxidationsstufe von -1 hat, sowie Sauerstofffluorid OF 2, bei dem die Oxidationsstufe von Sauerstoff ist ist +2.

4. Alkalische Elemente (Li, Na, K usw.) und Elemente der Hauptnebengruppe der zweiten Gruppe des Periodensystems (Be, Mg, Ca usw.) haben immer eine Oxidationsstufe gleich der Gruppenzahl, d.h ist +1 bzw. +2 .

5. Alle Elemente der dritten Gruppe außer Thallium haben eine konstante Oxidationsstufe gleich der Gruppennummer, d.h. +3.

6. Die höchste Oxidationsstufe eines Elements ist gleich der Gruppennummer des Periodensystems, und die niedrigste ist die Differenz: Gruppennummer - 8. Zum Beispiel, Höchster Abschluss Die Stickstoffoxidation (sie befindet sich in der fünften Gruppe) beträgt +5 (in Salpetersäure und ihren Salzen) und die niedrigste -3 (in Ammoniak und Ammoniumsalzen).

7. Die Oxidationsstufen der Elemente in der Verbindung kompensieren sich gegenseitig, so dass ihre Summe für alle Atome in einem Molekül oder einer neutralen Formeleinheit Null ist und für ein Ion - seine Ladung.

Diese Regeln können verwendet werden, um die unbekannte Oxidationsstufe eines Elements in einer Verbindung zu bestimmen, wenn die Oxidationsstufen der anderen bekannt sind, und um Verbindungen mit mehreren Elementen zu formulieren.

Oxidationsgrad (Oxidationszahl,) — Hilfskonditionswert zur Erfassung der Prozesse von Oxidations-, Reduktions- und Redoxreaktionen.

Konzept Oxidationszustand wird in der anorganischen Chemie oft anstelle des Konzepts verwendet Wertigkeit. Die Oxidationsstufe eines Atoms ist gleich dem Zahlenwert elektrische Ladung einem Atom unter der Annahme zugeordnet, dass die Bindungselektronenpaare vollständig zu elektronegativeren Atomen vorgespannt sind (dh basierend auf der Annahme, dass die Verbindung nur aus Ionen besteht).

Die Oxidationsstufe entspricht der Anzahl der Elektronen, die einem positiven Ion hinzugefügt werden müssen, um es zu einem neutralen Atom zu reduzieren, oder einem negativen Ion entnommen werden müssen, um es zu einem neutralen Atom zu oxidieren:

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Die Eigenschaften der Elemente ändern sich je nach Struktur der Elektronenhülle des Atoms entsprechend den Perioden und Gruppen des Periodensystems. Da bei einer Reihe analoger Elemente die elektronischen Strukturen nur ähnlich, aber nicht identisch sind, beobachtet man beim Übergang von einem Element einer Gruppe zu einem anderen nicht eine einfache Wiederholung von Eigenschaften, sondern ihre mehr oder weniger deutlich ausgedrückte regelmäßige Änderung.

Die chemische Natur eines Elements wird durch die Fähigkeit seines Atoms bestimmt, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen. Diese Fähigkeit wird durch die Werte der Ionisierungsenergien und der Elektronenaffinität quantifiziert.

Ionisationsenergie (Ei) genannt minimale Menge die zum Ablösen benötigte Energie und vollständige Entfernung Elektron eines Atoms in der Gasphase bei T = 0

K ohne Übertragung von kinetischer Energie auf das freigesetzte Elektron mit der Umwandlung des Atoms in ein positiv geladenes Ion: E + Ei = E + + e-. Die Ionisationsenergie ist ein positiver Wert und hat die niedrigsten Werte für Alkalimetallatome und die höchsten für Edelgasatome.

Elektronenaffinität (Ee) ist die Energie, die freigesetzt oder absorbiert wird, wenn ein Elektron in der Gasphase bei T = 0 an ein Atom gebunden wird

K mit der Umwandlung des Atoms in ein negativ geladenes Ion ohne Übertragung von kinetischer Energie auf das Teilchen:

E + e- = E- + Ee.

Halogene, insbesondere Fluor, haben die maximale Elektronenaffinität (Ee = -328 kJ/mol).

Die Werte von Ei und Ee werden in Kilojoule pro Mol (kJ/mol) oder in Elektronenvolt pro Atom (eV) ausgedrückt.

Die Fähigkeit eines gebundenen Atoms, die Elektronen chemischer Bindungen zu sich selbst zu verschieben, wodurch die Elektronendichte um sich herum erhöht wird, wird als bezeichnet Elektronegativität.

Dieses Konzept wurde von L. Pauling in die Wissenschaft eingeführt. Elektronegativitätwird durch das Symbol ÷ bezeichnet und charakterisiert die Tendenz eines gegebenen Atoms, Elektronen zu binden, wenn es eine chemische Bindung bildet.

Nach R. Maliken wird die Elektronegativität eines Atoms durch die halbe Summe der Ionisationsenergien und der Elektronenaffinität freier Atome h = (Ee + Ei)/2 abgeschätzt

In Perioden gibt es Der allgemeine Trend eine Erhöhung der Ionisationsenergie und Elektronegativität mit Erhöhung der Ladung des Atomkerns, in Gruppen nehmen diese Größen mit Erhöhung der Ordnungszahl des Elements ab.

Es sollte betont werden, dass einem Element kein konstanter Elektronegativitätswert zugeordnet werden kann, da dies von vielen Faktoren abhängt, insbesondere vom Wertigkeitszustand des Elements, der Art der Verbindung, in der es enthalten ist, der Anzahl und Art der Nachbarn Atome.

Atom- und Ionenradien. Die Abmessungen von Atomen und Ionen werden durch die Abmessungen der Elektronenhülle bestimmt. Nach quantenmechanischen Konzepten hat die Elektronenhülle keine fest definierten Grenzen. Daher können wir für den Radius eines freien Atoms oder Ions nehmen theoretisch berechneter Abstand vom Kern zur Position des Hauptdichtemaximums der äußeren Elektronenwolken. Dieser Abstand wird Umlaufradius genannt. In der Praxis werden üblicherweise die aus experimentellen Daten berechneten Werte der Radien von Atomen und Ionen in Verbindungen verwendet. Dabei werden kovalente und metallische Atomradien unterschieden.

Die Abhängigkeit von Atom- und Ionenradien von der Ladung des Kerns eines Atoms eines Elements und ist periodisch. In Perioden mit zunehmender Ordnungszahl nehmen die Radien tendenziell ab. Die größte Abnahme ist typisch für Elemente mit kleinen Perioden, da die äußere elektronische Ebene in ihnen ausgefüllt ist. In großen Perioden in den Familien der d- und f-Elemente ist diese Änderung weniger scharf, da das Auffüllen von Elektronen in ihnen in der voräußeren Schicht erfolgt. In Untergruppen nehmen die Radien gleichartiger Atome und Ionen im Allgemeinen zu.

Das Periodensystem der Elemente ist gutes Beispiel Manifestationen verschiedene Sorten Periodizität in den Eigenschaften von Elementen, die horizontal (in einer Periode von links nach rechts), vertikal (in einer Gruppe beispielsweise von oben nach unten), diagonal, also d.h. eine Eigenschaft des Atoms nimmt zu oder ab, aber die Periodizität bleibt erhalten.

Im Zeitraum von links nach rechts (→) nehmen die oxidierenden und nichtmetallischen Eigenschaften der Elemente zu, während die reduzierenden und metallischen Eigenschaften abnehmen. Von allen Elementen der Periode 3 ist also Natrium das aktivste Metall und das stärkste Reduktionsmittel und Chlor das stärkste Oxidationsmittel.

chemische Bindung - Dies ist die Verbindung von Atomen in einem Molekül oder Kristallgitter als Ergebnis der Wirkung elektrischer Anziehungskräfte zwischen Atomen.

Dies ist die Wechselwirkung aller Elektronen und aller Kerne, die zur Bildung eines stabilen, mehratomigen Systems (Radikal, Molekülion, Molekül, Kristall) führt.

Die chemische Bindung erfolgt durch Valenzelektronen. Durch moderne Ideen Die chemische Bindung ist elektronischer Natur, wird aber auf unterschiedliche Weise durchgeführt. Daher gibt es drei Haupttypen von chemischen Bindungen: kovalent, ionisch, metallisch Zwischen Molekülen entsteht Wasserstoffverbindung, und passieren Van-der-Waals-Wechselwirkungen.

Die Hauptmerkmale einer chemischen Bindung sind:

- Bindungslänge - ist der Kernabstand zwischen chemisch gebundenen Atomen.

Sie hängt von der Natur der wechselwirkenden Atome und von der Multiplizität der Bindung ab. Mit zunehmender Multiplizität nimmt die Bindungslänge ab und folglich ihre Stärke zu;

- Bindungsmultiplizität - wird durch die Anzahl der Elektronenpaare bestimmt, die zwei Atome verbinden. Mit zunehmender Multiplizität steigt die Bindungsenergie;

- Verbindungswinkel- der Winkel zwischen imaginären geraden Linien, die durch die Kerne zweier chemisch miteinander verbundener benachbarter Atome verlaufen;

Bindungsenergie E CB - dies ist die Energie, die bei der Bildung dieser Bindung freigesetzt und für deren Aufbrechen aufgewendet wird, kJ / mol.

kovalente Bindung - Eine chemische Bindung, die entsteht, indem ein Elektronenpaar mit zwei Atomen geteilt wird.

Die Erklärung der chemischen Bindung durch das Auftreten gemeinsamer Elektronenpaare zwischen Atomen bildete die Grundlage der Spin-Valenztheorie, deren Werkzeug sie ist Valenzbindungsmethode (MVS) , 1916 von Lewis entdeckt. Zur quantenmechanischen Beschreibung der chemischen Bindung und der Struktur von Molekülen wird eine andere Methode verwendet - Molekularorbitalmethode (MMO) .

Valenzbindungsmethode

Die Grundprinzipien der Bildung einer chemischen Bindung nach MVS:

1. Eine chemische Bindung wird aufgrund von (ungepaarten) Valenzelektronen gebildet.

2. Elektronen mit antiparallelen Spins, die zu zwei verschiedenen Atomen gehören, werden gemeinsam.

3. Eine chemische Bindung entsteht nur, wenn bei Annäherung zweier oder mehrerer Atome die Gesamtenergie des Systems abnimmt.

4. Die im Molekül wirkenden Hauptkräfte sind elektrischen, Coulomb-Ursprungs.

5. Je stärker die Verbindung, desto mehr überlappen sich die wechselwirkenden Elektronenwolken.

Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung einer kovalenten Bindung:

Austauschmechanismus. Die Bindung wird gebildet, indem die Valenzelektronen zweier neutraler Atome geteilt werden. Jedes Atom gibt ein ungepaartes Elektron an ein gemeinsames Elektronenpaar ab:

Reis. 7. Austauschmechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung: a- unpolar; b- polar

Donor-Akzeptor-Mechanismus. Ein Atom (Donor) stellt ein Elektronenpaar bereit, und ein anderes Atom (Akzeptor) stellt ein leeres Orbital für dieses Paar bereit.

Verbindungen, gebildet nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gehören komplexe Verbindungen

Reis. 8. Donor-Akzeptor-Mechanismus der kovalenten Bindungsbildung

Eine kovalente Bindung hat bestimmte Eigenschaften.

Sättigungsfähigkeit - die Eigenschaft von Atomen, eine genau definierte Anzahl kovalenter Bindungen einzugehen. Durch die Sättigung der Bindungen haben die Moleküle eine bestimmte Zusammensetzung.

sp2-Hybridisierung- Ein s-Orbital und zwei p-Orbitale verwandeln sich in drei identische "hybride" Orbitale, deren Winkel zwischen den Achsen 120° beträgt. Moleküle, in denen eine sp 2 -Hybridisierung durchgeführt wird, haben eine flache Geometrie (BF 3 , AlCl 3 ).

sp 3-Hybridisierung- Ein s-Orbital und drei p-Orbitale verwandeln sich in vier identische "Hybrid" -Orbitale, deren Winkel zwischen den Achsen 109 ° 28 "beträgt. Moleküle, in denen eine sp 3-Hybridisierung stattfindet, haben eine tetraedrische Geometrie (CH 4 , NH3).

Reis. 10. Arten von Hybridisierungen von Valenzorbitalen: a-sp-Hybridisierung von Valenzorbitalen; b - sp2- Hybridisierung von Valenzorbitalen; in - sp 3 - Hybridisierung von Valenzorbitalen

Periodensystem der Elemente von Mendelejew. Die Struktur des Atoms.

PERIODENSYSTEM DER ELEMENTE MENDELEEV - Klassifizierung von Chemikalien. Elemente erstellt von Rus. Wissenschaftler D. I. Mendeleev auf der Grundlage der von ihm entdeckten Zeitschriften (1869). Gesetz.

Modern Wortlaut der Periode. Gesetz: St-va-Elemente (manifestiert in Simple-Wah und Verbindungen) sind in der Periode. Abhängigkeit von der Ladung der Kerne ihrer Atome.

Die Ladung des Atomkerns Z ist gleich der Ordnungszahl der Chemikalie. Element in P. s. e. M. Wenn Sie alle Elemente in aufsteigender Reihenfolge Z anordnen. (Wasserstoff H, Z \u003d 1; Helium He, Z \u003d 2; Lithium Li, Z \u003d 3; Beryllium Be, Z \u003d 4 usw.), dann bilden sie 7 Perioden. In jeder dieser Perioden wird eine regelmäßige Änderung der St-in-Elemente beobachtet, vom ersten Element der Periode (Alkalimetall) bis zum letzten (Edelgas). Die erste Periode enthält 2 Elemente, die 2. und 3. - je 8 Elemente, die 4. und 5. - je 18, die 6. - 32. In der 7. Periode sind 19 Elemente bekannt. Die 2. und 3. Periode werden normalerweise als klein bezeichnet, alle nachfolgenden - groß. Wenn Sie die Perioden in Form von horizontalen Reihen anordnen, dann im Empfangenen. In der Tabelle sind 8 Vertikalen zu finden. Säulen; das sind Gruppen von Elementen, die dir in ihrer St. ähnlich sind.

Auch die Eigenschaften der Elemente innerhalb der Gruppen ändern sich regelmäßig in Abhängigkeit von der Erhöhung von Z. Beispielsweise nimmt in der Gruppe Li - Na - K - Rb - Cs - Fr die Chemikalie zu. die Aktivität des Metalls, verbesserte DOS. Charakter von Oxiden und Hydroxiden.

Aus der Theorie der Atomstruktur folgt, dass die Periodizität der heiligen Elemente auf den Gesetzen der Bildung von Elektronenhüllen um den Kern beruht. Wenn das Element Z zunimmt, wird das Atom komplexer - die Anzahl der Elektronen, die den Kern umgeben, nimmt zu, und es kommt ein Moment, in dem die Füllung einer Elektronenhülle endet und die Bildung der nächsten, äußeren Hülle beginnt. Im Mendeleev-System fällt dies mit dem Beginn einer neuen Periode zusammen. Elemente mit 1, 2, 3 usw. Elektronen in einer neuen Schale ähneln in St. dir jenen Elementen, die auch 1, 2, 3 usw. äußere Elektronen hatten, obwohl ihre Anzahl interner ist. es gab eine (oder mehrere) Elektronenhüllen weniger: Na ist ähnlich wie Li (ein äußeres Elektron), Mg - ähnlich wie Be (2 äußere Elektronen); A1 - auf B (3 externe Elektronen) usw. Mit der Position des Elements in P. s. e. M. verbunden mit seiner chem. und viele andere. körperlich sv.

Vorgeschlagenes Set (ca. 1000) Optionsgrafik. Bilder P.s. e. M. Die häufigsten 2 Varianten von P. s. e. M. - kurze und lange Tabellen; c.-l. es gibt keinen grundlegenden Unterschied zwischen ihnen. Anbei ist eine der Optionen für eine kurze Tabelle. In der Tabelle sind die Periodenzahlen in der ersten Spalte angegeben (gekennzeichnet durch arabische Ziffern 1 - 7). Die Gruppennummern sind oben mit den römischen Ziffern I - VIII angegeben. Jede Gruppe ist in zwei Untergruppen unterteilt - a und b. Die Gruppe von Elementen, die von Elementen kleiner Perioden angeführt werden, manchmal auch genannt. hauptsächlich Untergruppen a-m und (Li führt die Untergruppe der Alkalimetalle an. F - Halogene, He - Edelgase usw.). In diesem Fall werden die verbleibenden Untergruppen von Elementen großer Perioden aufgerufen. Seite.

Elemente mit Z = 58 - 71 aufgrund der besonderen Nähe der Struktur ihrer Atome und der Ähnlichkeit ihrer Chemikalie. Heilige bilden die Familie der Lanthanoide, die in Gruppe III enthalten ist, aber der Einfachheit halber am Ende der Tabelle platziert ist. Elemente mit Z = 90 - 103 werden aus den gleichen Gründen oft in die Aktinidenfamilie eingeteilt. Es folgen ein Element mit Z = 104 - kurchatov und ein Element mit Z = 105 (siehe Nilsborium). Im Juli 1974 Eulen. Physiker berichteten von der Entdeckung eines Elements mit Z = 106, und im 1. 1976 - Elemente mit Z = 107. Später wurden Elemente mit Z = 108 und 109 synthetisiert. Nizh. P.s Grenze zu. e. M. ist bekannt - es wird durch Wasserstoff gegeben, da es kein Element mit einer Kernladung von weniger als eins geben kann. Die Frage ist, was ist obere Grenze P.s. e. M., d.h. bis zu welchem ​​Grenzwert kann die Kunst gelangen. Die Synthese der Elemente bleibt ungelöst. (Schwere Kerne sind instabil, daher kommen Americium mit Z = 95 und nachfolgende Elemente nicht in der Natur vor, sondern werden bei Kernreaktionen gewonnen; jedoch ist im Bereich weiter entfernter Transurane das Auftreten sogenannter Stabilitätsinseln zu erwarten , insbesondere für Z = 114.) Kunst. Synthese neuer Elemente periodisch. Gesetz und P. s. e. M. eine herausragende Rolle spielen. Das Gesetz und das System von Mendeleev gehören zu den wichtigsten Verallgemeinerungen der Naturwissenschaft, sie liegen der Moderne zugrunde. Lehren über die Struktur der Inseln.

Die elektronische Struktur des Atoms.

Dieser und die folgenden Abschnitte beschreiben Modelle der Elektronenhülle des Atoms. Es ist wichtig, das zu verstehen wir reden um Modelle. Reale Atome sind natürlich komplexer, und wir wissen immer noch nicht alles über sie. Allerdings modern theoretisches Modell elektronische Struktur Atom ermöglicht es, viele Eigenschaften chemischer Elemente erfolgreich zu erklären und sogar vorherzusagen, weshalb es in den Naturwissenschaften weit verbreitet ist.

Betrachten wir zunächst das von N. Bohr vorgeschlagene "planetarische" Modell (Abb. 2-3 c) genauer.

Reis. 2-3 Zoll. Bohrs „planetarisches“ Modell.

Der dänische Physiker N. Bohr schlug 1913 ein Atommodell vor, in dem Elektronenteilchen um den Atomkern kreisen, ähnlich wie die Planeten um die Sonne kreisen. Bohr schlug vor, dass Elektronen in einem Atom nur in Umlaufbahnen in genau definierten Abständen vom Kern stabil existieren können. Diese Umlaufbahnen nannte er stationär. Ein Elektron kann außerhalb stationärer Umlaufbahnen nicht existieren. Warum das so ist, konnte Bohr damals nicht erklären. Aber er zeigte, dass ein solches Modell viele experimentelle Fakten erklären könnte (mehr dazu in Abschnitt 2.7).

Elektronische Umlaufbahnen im Bohr-Modell werden durch ganze Zahlen 1, 2, 3, ... bezeichnet. n, beginnend mit demjenigen, der dem Kern am nächsten liegt. Im Folgenden werden wir solche Orbits nennen Ebenen. Allein die Niveaus reichen aus, um die elektronische Struktur des Wasserstoffatoms zu beschreiben. Aber in komplexeren Atomen, wie sich herausstellte, bestehen die Ebenen aus Energie nahe beieinander Unterebenen. Beispielsweise besteht die 2. Ebene aus zwei Unterebenen (2s und 2p). Die dritte Ebene besteht aus 3 Unterebenen (3s, 3p und 3d), wie in Abb. 1 gezeigt. 2-6. Die vierte Ebene (sie passte nicht ins Bild) besteht aus den Unterebenen 4s, 4p, 4d, 4f. In Abschnitt 2.7 erzählen wir Ihnen, wo genau diese Namen von Unterebenen herkommen und von physikalischen Experimenten, die es ermöglichten, elektronische Ebenen und Unterebenen in Atomen zu „sehen“.

Reis. 2-6. Das Bohr-Modell für Atome, die komplexer sind als das Wasserstoffatom. Die Zeichnung ist nicht maßstabsgetreu – tatsächlich liegen die Unterebenen derselben Ebene viel näher beieinander.

Es gibt genau so viele Elektronen in der Elektronenhülle eines Atoms wie Protonen in seinem Kern, also ist das Atom als Ganzes elektrisch neutral. Elektronen in einem Atom bevölkern die Ebenen und Unterebenen, die dem Kern am nächsten sind, da ihre Energie in diesem Fall geringer ist, als wenn sie weiter entfernte Ebenen bevölkern würden. Jede Ebene und Unterebene kann nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen aufnehmen.

Die Unterebenen wiederum bestehen aus Orbitale(Sie werden in Abbildung 2-6 nicht gezeigt). Wenn die Elektronenwolke eines Atoms bildlich gesprochen mit einer Stadt oder einer Straße verglichen wird, in der alle Elektronen eines bestimmten Atoms "wohnen", dann kann die Ebene mit einem Haus, die Unterebene mit einer Wohnung und das Orbital mit verglichen werden ein Raum für Elektronen. Alle Orbitale jeder Unterebene haben die gleiche Energie. Auf der s-Unterebene gibt es nur einen "Raum" - das Orbital. Es gibt 3 Orbitale auf der p-Unterebene, 5 auf der d-Unterebene und bis zu 7 Orbitale auf der f-Unterebene. In jedem "Raum"-Orbital können ein oder zwei Elektronen "leben". Das Verbot von mehr als zwei Elektronen im selben Orbital heißt Pauli Verbot- mit dem Namen des Wissenschaftlers, der dies herausgefunden hat wichtiges Merkmal die Struktur des Atoms. Jedes Elektron in einem Atom hat seine eigene "Adresse", die als eine Gruppe von vier Zahlen geschrieben wird, die "Quanten" genannt werden. Quantenzahlen werden ausführlich in Abschnitt 2.7 diskutiert. Wir erwähnen hier nur die Hauptquantenzahl n(siehe Abb. 2-6), die in der "Adresse" des Elektrons die Nummer des Niveaus angibt, auf dem sich dieses Elektron befindet.

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Der Begriff „Atom“ ist der Menschheit seit dem bekannt Antikes Griechenland. Nach dem Sprichwort der alten Philosophen ist das Atom das kleinste Teilchen, das Teil der Substanz ist.

Die elektronische Struktur des Atoms

Ein Atom besteht aus einem positiv geladenen Kern, der Protonen und Neutronen enthält. Elektronen bewegen sich in Umlaufbahnen um den Kern, von denen jede durch einen Satz von vier Quantenzahlen charakterisiert werden kann: Haupt- (n), Orbital- (l), magnetische (ml) und Spin (ms oder s).

Die Hauptquantenzahl bestimmt die Energie des Elektrons und die Größe der Elektronenwolken. Die Energie eines Elektrons hängt hauptsächlich von der Entfernung des Elektrons vom Kern ab: Je näher das Elektron am Kern ist, desto geringer ist seine Energie. Mit anderen Worten bestimmt die Hauptquantenzahl den Ort eines Elektrons auf einem bestimmten Energieniveau (Quantenschicht). Die Hauptquantenzahl hat die Werte einer Reihe ganzer Zahlen von 1 bis unendlich.

Die Bahnquantenzahl charakterisiert die Form der Elektronenwolke. andere Form Elektronenwolken bewirken eine Änderung der Energie von Elektronen innerhalb eines Energieniveaus, d.h. Aufspaltung in energetische Unterebenen. Die Orbitalquantenzahl kann Werte von Null bis (n-1) annehmen, insgesamt also n Werte. Energie-Unterebenen werden mit Buchstaben bezeichnet:

Die magnetische Quantenzahl zeigt die Orientierung des Orbitals im Raum. Es akzeptiert jeden ganzzahligen Wert von (+l) bis (-l), einschließlich Null. Die Anzahl der möglichen Werte der magnetischen Quantenzahl ist (2l+1).

Ein Elektron, das sich im Feld des Atomkerns bewegt, hat neben dem Bahndrehimpuls auch einen eigenen Drehimpuls, der seine spindelförmige Rotation um die eigene Achse charakterisiert. Diese Eigenschaft eines Elektrons wird Spin genannt. Die Größe und Orientierung des Spins wird durch die Spinquantenzahl charakterisiert, die die Werte (+1/2) und (-1/2) annehmen kann. Die positiven und negativen Werte eines Spins beziehen sich auf seine Richtung.

Bevor all dies bekannt und experimentell bestätigt wurde, gab es mehrere Modelle der Struktur des Atoms. Eines der ersten Modelle der Atomstruktur wurde von E. Rutherford vorgeschlagen, der in Experimenten zur Streuung von α-Teilchen zeigte, dass fast die gesamte Masse des Atoms in einem sehr kleinen Volumen konzentriert ist - positiv geladen Kern. Nach seinem Modell bewegen sich Elektronen in genügend großem Abstand um den Atomkern herum, und zwar so viele, dass das Atom insgesamt elektrisch neutral ist.

N. Bohr begann Rutherfords Modell des Atomaufbaus zu entwickeln, der in seiner Studie auch Einsteins Lehren über Lichtquanten und Lichtquanten kombinierte Quantentheorie Planck-Strahlung. Louis de Broglie und Schrödinger vollendeten, was sie begonnen hatten, und präsentierten der Welt ein modernes Modell der Struktur des Atoms eines chemischen Elements.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

BEISPIEL 2

Elektronische Konfiguration eines Atoms ist eine Formel, die die Anordnung von Elektronen in einem Atom nach Ebenen und Unterebenen zeigt. Nach dem Studium des Artikels erfahren Sie, wo und wie sich Elektronen befinden, lernen Quantenzahlen kennen und können die elektronische Konfiguration eines Atoms anhand seiner Anzahl aufbauen. Am Ende des Artikels befindet sich eine Elementtabelle.

Warum die elektronische Konfiguration von Elementen studieren?

Atome sind wie ein Konstruktor: Es gibt eine bestimmte Anzahl von Teilen, sie unterscheiden sich voneinander, aber zwei Teile des gleichen Typs sind genau gleich. Aber dieser Konstruktor ist viel interessanter als der aus Plastik, und hier ist der Grund. Die Konfiguration ändert sich je nachdem, wer in der Nähe ist. Zum Beispiel Sauerstoff neben Wasserstoff kann sein sich in Wasser verwandeln, neben Natrium in Gas, und in der Nähe von Eisen wird es vollständig zu Rost. Um die Frage zu beantworten, warum dies geschieht, und um das Verhalten eines Atoms neben einem anderen vorherzusagen, ist es notwendig, die elektronische Konfiguration zu untersuchen, die im Folgenden diskutiert wird.

Wie viele Elektronen sind in einem Atom?

Ein Atom besteht aus einem Kern und Elektronen, die ihn umkreisen, der Kern besteht aus Protonen und Neutronen. Im neutralen Zustand hat jedes Atom so viele Elektronen wie Protonen in seinem Kern. Die Zahl der Protonen wurde bezeichnet Seriennummer Element, zum Beispiel Schwefel, hat 16 Protonen - das 16. Element des Periodensystems. Gold hat 79 Protonen – das 79. Element des Periodensystems. Dementsprechend gibt es im neutralen Zustand 16 Elektronen im Schwefel und 79 Elektronen im Gold.

Wo sucht man nach einem Elektron?

Aus der Beobachtung des Verhaltens eines Elektrons wurden bestimmte Muster abgeleitet, sie werden durch Quantenzahlen beschrieben, insgesamt gibt es vier davon:

• Hauptquantenzahl
• Orbitale Quantenzahl
• Magnetische Quantenzahl
• Spinquantenzahl

Orbital

Außerdem verwenden wir anstelle des Wortes Orbit den Begriff "Orbital", das Orbital ist ungefähr die Wellenfunktion des Elektrons - dies ist der Bereich, in dem das Elektron 90% der Zeit verbringt.

N - Niveau
L - Schale
M l - Orbitalzahl
M s - das erste oder zweite Elektron im Orbital

Bahnquantenzahl l

Als Ergebnis der Untersuchung der Elektronenwolke wurde festgestellt, dass die Wolke je nach Energieniveau vier Hauptformen annimmt: eine Kugel, Hanteln und die beiden anderen, komplexere. In aufsteigender Energiereihenfolge werden diese Formen als s-, p-, d- und f-Schalen bezeichnet. Jede dieser Schalen kann 1 (auf s), 3 (auf p), 5 (auf d) und 7 (auf f) Orbitale haben. Die Orbitalquantenzahl ist die Schale, auf der sich die Orbitale befinden. Die Orbitalquantenzahl für s-, p-, d- bzw. f-Orbitale nimmt die Werte 0,1,2 oder 3 an.

Auf der s-Schale ein Orbital (L=0) - zwei Elektronen
Es gibt drei Orbitale auf der p-Schale (L=1) – sechs Elektronen
Es gibt fünf Orbitale auf der d-Schale (L=2) – zehn Elektronen
Es gibt sieben Orbitale (L=3) auf der f-Schale – vierzehn Elektronen

Magnetische Quantenzahl m l

Es gibt drei Orbitale auf der p-Schale, sie werden mit Zahlen von -L bis +L bezeichnet, dh für die p-Schale (L=1) gibt es Orbitale "-1", "0" und "1". . Die magnetische Quantenzahl wird mit dem Buchstaben ml bezeichnet.

Innerhalb der Hülle ist es für Elektronen einfacher, sich in verschiedenen Orbitalen zu befinden, also füllen die ersten Elektronen eines für jedes Orbital und dann wird sein Paar zu jedem hinzugefügt.

Betrachten Sie eine D-Shell:
Die d-Schale entspricht dem Wert L=2, dh fünf Orbitale (-2,-1,0,1 und 2), die ersten fünf Elektronen füllen die Schale mit den Werten M l =-2, M l = –1, M l = 0 , M l = 1, M l = 2.

Spinquantenzahl m s

Spin ist die Rotationsrichtung eines Elektrons um seine Achse, es gibt zwei Richtungen, also hat die Spinquantenzahl zwei Werte: +1/2 und -1/2. Nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin können sich auf derselben Energieunterebene befinden. Die Spinquantenzahl wird mit m s bezeichnet

Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl ist das Energieniveau, bei dem dieser Moment sieben Energieniveaus sind bekannt, jedes wird durch eine arabische Ziffer gekennzeichnet: 1,2,3, ... 7. Die Anzahl der Muscheln auf jeder Ebene entspricht der Nummer der Ebene: Auf der ersten Ebene befindet sich eine Muschel, auf der zweiten zwei und so weiter.

Elektronenzahl

Jedes Elektron kann also durch vier Quantenzahlen beschrieben werden, die Kombination dieser Zahlen ist für jede Position des Elektrons einzigartig, nehmen wir das erste Elektron, das niedrigste Energieniveau ist N=1, eine Schale befindet sich auf der ersten Ebene, die erste Schale auf jeder Ebene hat die Form einer Kugel (s-Schale), d.h. L=0, die magnetische Quantenzahl kann nur einen Wert annehmen, M l =0 und der Spin wird gleich +1/2 sein. Nehmen wir das fünfte Elektron (in welchem ​​Atom auch immer), dann sind die Hauptquantenzahlen dafür: N=2, L=1, M=-1, Spin 1/2.

Schauen wir uns an, wie ein Atom aufgebaut ist. Denken Sie daran, dass wir nur über Modelle sprechen werden. In der Praxis sind Atome eine viel komplexere Struktur. Aber dank moderner Entwicklungen sind wir in der Lage, Eigenschaften (wenn auch nicht alle) zu erklären und sogar erfolgreich vorherzusagen. Also, was ist die Struktur eines Atoms? Aus was ist es gemacht"?

Planetenmodell des Atoms

Es wurde erstmals 1913 vom dänischen Physiker N. Bohr vorgeschlagen. Dies ist die erste Theorie der Struktur des Atoms, basierend auf wissenschaftliche Tatsachen. Darüber hinaus legte sie den Grundstein für eine moderne Fachsprache. Darin erzeugen Elektronenteilchen Rotationsbewegungen um das Atom nach dem gleichen Prinzip wie die Planeten um die Sonne. Bohr schlug vor, dass sie nur in Umlaufbahnen existieren könnten, die sich in einem genau definierten Abstand vom Kern befinden. Warum genau, konnte der Wissenschaftler aus der Position der Wissenschaft nicht erklären, aber ein solches Modell wurde durch viele Experimente bestätigt. Zur Bezeichnung der Umlaufbahnen wurden ganze Zahlen verwendet, beginnend mit der Einheit, die dem Kern am nächsten nummeriert war. Alle diese Umlaufbahnen werden auch Ebenen genannt. Das Wasserstoffatom hat nur eine Ebene, auf der sich ein Elektron dreht. Aber komplexe Atome mehr Ebenen haben. Sie sind in Komponenten unterteilt, die Elektronen vereinen, die ein ähnliches Energiepotential haben. Der zweite hat also bereits zwei Unterebenen - 2s und 2p. Der dritte hat bereits drei - 3s, 3p und 3d. Usw. Zuerst werden die kernnäheren Unterebenen „besiedelt“, dann die entfernteren. Jeder von ihnen kann nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen aufnehmen. Aber das ist nicht das Ende. Jede Unterebene ist in Orbitale unterteilt. Machen wir einen Vergleich mit dem gewöhnlichen Leben. Die Elektronenwolke eines Atoms ist vergleichbar mit einer Stadt. Ebenen sind Straßen. Unterebene - privates Haus oder eine Wohnung. Orbital - Raum. Jeder von ihnen "lebt" ein oder zwei Elektronen. Alle haben bestimmte Adressen. Dies war das erste Diagramm der Struktur des Atoms. Und schließlich zu den Adressen von Elektronen: Sie werden durch Zahlenmengen bestimmt, die "Quanten" genannt werden.

Wellenmodell eines Atoms

Aber im Laufe der Zeit wurde das Planetenmodell überarbeitet. Eine zweite Theorie der Struktur des Atoms wurde vorgeschlagen. Es ist perfekter und ermöglicht es, die Ergebnisse praktischer Experimente zu erklären. Das von E. Schrödinger vorgeschlagene Wellenmodell des Atoms ersetzte das erste. Damals wurde bereits festgestellt, dass sich ein Elektron nicht nur als Teilchen, sondern auch als Welle manifestieren kann. Was hat Schrödinger getan? Er wandte eine Gleichung an, die die Bewegung einer Welle in beschreibt. So kann man nicht die Flugbahn eines Elektrons in einem Atom finden, sondern die Wahrscheinlichkeit seiner Entdeckung an einem bestimmten Punkt. Beide Theorien eint die Tatsache, dass sich Elementarteilchen auf bestimmten Ebenen, Unterebenen und Orbitalen befinden. Hier endet die Ähnlichkeit der Modelle. Lassen Sie mich Ihnen ein Beispiel geben: In der Wellentheorie ist ein Orbital ein Bereich, in dem es möglich sein wird, ein Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 95 % zu finden. Der Rest des Raums macht 5 % aus.Aber am Ende stellte sich heraus, dass die Strukturmerkmale von Atomen trotz allgemeiner Terminologie durch ein Wellenmodell abgebildet werden.

Der Begriff der Wahrscheinlichkeit in diesem Fall

Warum wurde dieser Begriff verwendet? Heisenberg formulierte 1927 die Unschärferelation, die heute zur Beschreibung der Bewegung von Mikroteilchen verwendet wird. Es basiert auf ihrem grundlegenden Unterschied zu gewöhnlichen physischen Körpern. Was ist es? klassische Mechanik angenommen, dass eine Person Phänomene beobachten kann, ohne sie zu beeinflussen (Beobachtung von Himmelskörper). Anhand der gewonnenen Daten kann berechnet werden, wo sich das Objekt befinden wird bestimmten Augenblick Zeit. Aber im Mikrokosmos sind die Dinge notwendigerweise anders. So ist es zum Beispiel jetzt nicht möglich, ein Elektron zu beobachten, ohne es zu beeinflussen, weil die Energien des Instruments und des Teilchens unvergleichbar sind. Dies führt dazu, dass sich sein Standort ändert. Elementarteilchen, Zustand, Richtung, Bewegungsgeschwindigkeit und andere Parameter. Und es macht keinen Sinn, über die genauen Eigenschaften zu sprechen. Die Unschärferelation selbst sagt uns, dass es unmöglich ist, die exakte Flugbahn des Elektrons um den Kern zu berechnen. Sie können nur die Wahrscheinlichkeit angeben, ein Teilchen in einem bestimmten Bereich des Weltraums zu finden. Dies ist die Besonderheit der Struktur von Atomen chemischer Elemente. Dies sollte aber ausschließlich von Wissenschaftlern in praktischen Versuchen berücksichtigt werden.

Zusammensetzung des Atoms

Aber konzentrieren wir uns auf das ganze Thema. Neben der wohlüberlegten Elektronenhülle ist der zweite Bestandteil des Atoms also der Atomkern. Es besteht aus positiv geladenen Protonen und neutralen Neutronen. Wir alle kennen das Periodensystem. Die Anzahl jedes Elements entspricht der Anzahl der Protonen, die es hat. Die Anzahl der Neutronen ist gleich der Differenz zwischen der Masse eines Atoms und seiner Anzahl an Protonen. Abweichungen von dieser Regel sind möglich. Dann sagen sie, dass ein Isotop des Elements vorhanden ist. Die Struktur eines Atoms ist so, dass es von einer Elektronenhülle „umgeben“ ist. entspricht in der Regel der Anzahl der Protonen. Die Masse des letzteren ist etwa 1840-mal größer als die des ersteren und entspricht ungefähr dem Gewicht des Neutrons. Der Radius des Kerns beträgt etwa 1/200.000 des Durchmessers eines Atoms. Er selbst hat eine Kugelform. Dies ist im Allgemeinen die Struktur von Atomen chemischer Elemente. Trotz des Unterschieds in Masse und Eigenschaften sehen sie ungefähr gleich aus.

Umlaufbahnen

Wenn man darüber spricht, wie das Schema der Struktur eines Atoms aussieht, kann man darüber nicht schweigen. Es gibt also diese Typen:

1. s. Sie haben eine Kugelform.
2. p. Sie sehen aus wie voluminöse Achter oder eine Spindel.
3. d und f. Sie haben eine komplexe Form, die in formaler Sprache schwer zu beschreiben ist.

Ein Elektron jeder Art befindet sich mit einer Wahrscheinlichkeit von 95 % im Gebiet des entsprechenden Orbitals. Die präsentierten Informationen müssen auf die leichte Schulter genommen werden, da es sich eher um eine Zusammenfassung handelt mathematisches Modell als der physische Realzustand. Aber bei all dem hat es eine gute Vorhersagekraft bezüglich der chemischen Eigenschaften von Atomen und sogar Molekülen. Je weiter die Ebene vom Kern entfernt liegt, desto mehr Elektronen können darauf platziert werden. Die Anzahl der Orbitale kann also mit einer speziellen Formel berechnet werden: x 2. Hier ist x gleich der Anzahl der Ebenen. Und da auf dem Orbital bis zu zwei Elektronen platziert werden können, sieht die Formel für deren numerische Suche am Ende so aus: 2x 2.

Bahnen: Technische Daten

Wenn wir über die Struktur des Fluoratoms sprechen, hat es drei Orbitale. Alle werden gefüllt. Die Energie von Orbitalen innerhalb derselben Unterebene ist dieselbe. Um sie zu bezeichnen, fügen Sie die Schichtnummer hinzu: 2s, 4p, 6d. Wir kehren zum Gespräch über die Struktur des Fluoratoms zurück. Es wird zwei s- und eine p-Unterebene haben. Es hat neun Protonen und die gleiche Anzahl an Elektronen. Zuerst ein S-Level. Das sind zwei Elektronen. Dann die zweite S-Stufe. Zwei weitere Elektronen. Und 5 füllt die p-Ebene. Hier ist seine Struktur. Nachdem Sie die nächste Unterüberschrift gelesen haben, können Sie es selbst tun notwendige Maßnahmen und vergewissere dich. Wenn wir darüber sprechen, zu welchem ​​​​Fluor auch gehört, sollte beachtet werden, dass sie sich zwar in derselben Gruppe befinden, sich jedoch in ihren Eigenschaften vollständig unterscheiden. Ihr Siedepunkt liegt also zwischen -188 und 309 Grad Celsius. Warum werden sie also zusammengelegt? Alles danke chemische Eigenschaften. Alle Halogene u die meisten Fluor hat die höchste Oxidationskraft. Sie reagieren mit Metallen und können sich bei Raumtemperatur problemlos selbst entzünden.

Wie werden Umlaufbahnen gefüllt?

Nach welchen Regeln und Prinzipien sind Elektronen angeordnet? Wir empfehlen Ihnen, sich mit den drei wichtigsten vertraut zu machen, deren Wortlaut zum besseren Verständnis vereinfacht wurde:

1. Das Prinzip der geringsten Energie. Elektronen neigen dazu, Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie zu füllen.
2. Pauli-Prinzip. Ein Orbital kann nicht mehr als zwei Elektronen enthalten.
3. Hundsche Regel. Innerhalb einer Unterebene füllen Elektronen zunächst freie Orbitale und bilden erst dann Paare.

In Sachen Füllen hilft auch in diesem Fall die Struktur des Atoms, es wird bildlich verständlicher. Daher wann praktische Arbeit Bei der Konstruktion von Schaltungen von Elementen ist es notwendig, sie zur Hand zu haben.

Beispiel

Um alles zusammenzufassen, was im Rahmen des Artikels gesagt wurde, können Sie ein Beispiel dafür machen, wie die Elektronen eines Atoms auf ihre Ebenen, Unterebenen und Orbitale verteilt sind (dh was die Ebenenkonfiguration ist). Es kann als Formel, Energiediagramm oder als Schichtdiagramm dargestellt werden. Hier gibt es sehr gute Illustrationen, die bei näherer Betrachtung helfen, den Aufbau des Atoms zu verstehen. Die erste Ebene wird also zuerst gefüllt. Es hat nur eine Unterebene, in der es nur ein Orbital gibt. Alle Ebenen werden nacheinander gefüllt, beginnend mit der kleinsten. Zunächst wird innerhalb einer Unterebene ein Elektron in jedes Orbital platziert. Dann werden Paare gebildet. Und wenn es freie gibt, wechselt es zu einem anderen Füllfach. Und jetzt können Sie unabhängig herausfinden, wie das Stickstoff- oder Fluoratom aufgebaut ist (was zuvor berücksichtigt wurde). Es kann anfangs etwas schwierig sein, aber Sie können navigieren, indem Sie sich die Bilder ansehen. Schauen wir uns zur Verdeutlichung die Struktur des Stickstoffatoms an. Es hat 7 Protonen (zusammen mit Neutronen, die den Kern bilden) und die gleiche Anzahl von Elektronen (die die Elektronenhülle bilden). Die erste S-Ebene wird zuerst gefüllt. Es hat 2 Elektronen. Dann kommt die zweite S-Stufe. Es hat auch 2 Elektronen. Und die anderen drei befinden sich auf der p-Ebene, wo jeder von ihnen ein Orbital einnimmt.

Fazit

Wie Sie sehen können, ist die Struktur des Atoms kein so kompliziertes Thema (wenn Sie es von der Position aus angehen Schulkurs Chemie natürlich). Und es ist nicht schwer, dieses Thema zu verstehen. Abschließend möchte ich Sie noch über einige Features informieren. Wenn wir zum Beispiel über die Struktur des Sauerstoffatoms sprechen, wissen wir, dass es acht Protonen und 8-10 Neutronen hat. Und da alles in der Natur zum Gleichgewicht neigt, bilden zwei Sauerstoffatome ein Molekül, in dem zwei ungepaarte Elektronen eine kovalente Bindung eingehen. In ähnlicher Weise wird ein weiteres stabiles Sauerstoffmolekül, Ozon (O 3 ), gebildet. Wenn man die Struktur des Sauerstoffatoms kennt, ist es möglich, oxidative Reaktionen richtig zu formulieren, an denen die häufigste Substanz auf der Erde beteiligt ist.