Die elektronische Struktur des Atoms.

Alles auf der Welt besteht aus Atomen. Aber woher kommen sie und woraus bestehen sie selbst? Heute beantworten wir diese einfachen und grundlegenden Fragen. Tatsächlich sagen viele Menschen, die auf dem Planeten leben, dass sie die Struktur der Atome nicht verstehen, aus denen sie selbst bestehen.

Natürlich versteht der liebe Leser, dass wir in diesem Artikel versuchen, alles auf der einfachsten und interessantesten Ebene darzustellen, deshalb „laden“ wir nicht mit wissenschaftlichen Begriffen. Für diejenigen, die das Thema genauer studieren möchten professionelles Niveau, empfehlen wir Ihnen die Lektüre von Fachliteratur. Die Informationen in diesem Artikel können jedoch in Ihrem Studium gute Arbeit leisten und Sie einfach gelehrter machen.

Ein Atom ist ein Materieteilchen von mikroskopischer Größe und Masse, der kleinste Teil eines chemischen Elements, der Träger seiner Eigenschaften ist. Mit anderen Worten, es ist das kleinste Teilchen eines Stoffes, das chemische Reaktionen eingehen kann.

Entdeckungsgeschichte und Aufbau

Das Konzept eines Atoms war bereits in bekannt Antikes Griechenland. Atomismus - Physikalische Theorie, die besagt, dass alle materiellen Objekte aus unteilbaren Teilchen bestehen. Neben dem antiken Griechenland wurde die Idee des Atomismus parallel auch im alten Indien entwickelt.

Ob Außerirdische den damaligen Philosophen von Atomen erzählten oder sie selbst darauf kamen, ist nicht bekannt, aber Chemiker konnten diese Theorie erst viel später experimentell bestätigen – erst im 17. Jahrhundert, als Europa aus dem Abgrund der Inquisition und der Mitte auftauchte Alter.

Die vorherrschende Vorstellung von der Struktur des Atoms war lange Zeit die Vorstellung, es sei ein unteilbares Teilchen. Dass das Atom noch teilbar ist, wurde erst zu Beginn des zwanzigsten Jahrhunderts klar. Rutherford lernte dank seines berühmten Experiments mit der Ablenkung von Alpha-Teilchen, dass das Atom aus einem Kern besteht, um den Elektronen kreisen. Dabei wurde das Planetenmodell des Atoms übernommen, wonach Elektronen um den Atomkern kreisen, wie die Planeten unseres Sonnensystems um einen Stern.

Moderne Ansichtenüber den Aufbau des Atoms sind weit fortgeschritten. Der Kern eines Atoms wiederum besteht aus subatomaren Teilchen oder Nukleonen - Protonen und Neutronen. Es sind die Nukleonen, die den Großteil des Atoms ausmachen. Gleichzeitig sind Protonen und Neutronen auch keine unteilbaren Teilchen und bestehen aus Elementarteilchen - Quarks.

Der Kern eines Atoms hat ein Plus elektrische Ladung, während umlaufende Elektronen negativ sind. Das Atom ist also elektrisch neutral.

Unten ist ein elementares Diagramm der Struktur des Kohlenstoffatoms.

Eigenschaften von Atomen

Gewicht

Die Masse von Atomen wird normalerweise in atomaren Masseneinheiten gemessen - a.m.u. atomare Einheit Masse ist die Masse von 1/12 eines frei ruhenden Kohlenstoffatoms im Grundzustand.

In der Chemie wird das Konzept verwendet, um die Masse von Atomen zu messen "Mol". 1 Mol ist die Menge einer Substanz, die die Anzahl der Atome enthält gleich der Zahl Avogadro.

Die Größe

Atome sind extrem klein. Das kleinste Atom ist also das Heliumatom, sein Radius beträgt 32 Pikometer. Das größte Atom ist das Cäsiumatom mit einem Radius von 225 Pikometern. Die Vorsilbe pico bedeutet zehn hoch minus zwölf! Das heißt, wenn 32 Meter um das Tausendmilliardenfache reduziert werden, erhalten wir die Größe des Radius eines Heliumatoms.

Gleichzeitig ist das Ausmaß der Dinge so, dass das Atom tatsächlich zu 99 % aus Leerheit besteht. Der Kern und die Elektronen besetzen extrem ein kleiner Teil sein Volumen. Schauen wir uns zur Veranschaulichung ein Beispiel an. Wenn Sie sich das Atom als Olympiastadion in Peking vorstellen (oder vielleicht nicht in Peking, stellen Sie sich das einfach vor großes Stadion), dann ist der Kern dieses Atoms eine Kirsche, die sich in der Mitte des Feldes befindet. Die Bahnen der Elektronen lägen dann irgendwo auf Höhe der Obertribünen, und die Kirsche würde 30 Millionen Tonnen wiegen. Beeindruckend, nicht wahr?

Woher kamen Atome?

Wie Sie wissen, werden jetzt verschiedene Atome im Periodensystem gruppiert. Es hat 118 (und wenn mit vorhergesagten, aber noch nicht entdeckten Elementen - 126) Elemente, Isotope nicht mitgezählt. Aber es war nicht immer so.

Ganz am Anfang der Entstehung des Universums gab es keine Atome, mehr noch, es gab nur Elementarteilchen, die unter dem Einfluss enormer Temperaturen miteinander wechselwirkten. Wie ein Dichter sagen würde, es war eine wahre Apotheose der Teilchen. In den ersten drei Minuten der Existenz des Universums begann aufgrund eines Temperaturabfalls und des Zusammentreffens einer ganzen Reihe von Faktoren der Prozess der primären Nukleosynthese, als die ersten Elemente aus Elementarteilchen auftauchten: Wasserstoff, Helium, Lithium und Deuterium (schwerer Wasserstoff). Aus diesen Elementen entstanden die ersten Sterne, in deren Tiefen thermonukleare Reaktionen stattfanden, wodurch Wasserstoff und Helium „ausbrannten“ und schwerere Elemente bildeten. Wenn der Stern groß genug war, beendete er sein Leben mit der sogenannten „Supernova“ -Explosion, bei der Atome in den umgebenden Raum geschleudert wurden. Und so stellte sich das ganze Periodensystem heraus.

Wir können also sagen, dass alle Atome, aus denen wir bestehen, einst Teil der alten Sterne waren.

Warum zerfällt der Kern eines Atoms nicht?

In der Physik gibt es vier Arten grundlegender Wechselwirkungen zwischen Teilchen und den Körpern, aus denen sie bestehen. Dies sind starke, schwache, elektromagnetische und gravitative Wechselwirkungen.

Der starken Wechselwirkung, die sich auf der Skala von Atomkernen manifestiert und für die Anziehung zwischen Nukleonen verantwortlich ist, ist es zu verdanken, dass das Atom eine so „harte Nuss“ ist.

Vor nicht allzu langer Zeit erkannten die Menschen, dass bei der Spaltung der Atomkerne enorme Energie freigesetzt wird. Die Spaltung schwerer Atomkerne ist die Energiequelle in Kernreaktoren und Kernwaffen.

Also, Freunde, nachdem wir Sie in die Struktur und die Grundlagen der Struktur des Atoms eingeführt haben, können wir Sie nur daran erinnern, dass wir bereit sind, Ihnen jederzeit zu helfen. Egal, ob Sie ein Diplom in Kernphysik absolvieren müssen oder die kleinste Prüfung – die Situationen sind unterschiedlich, aber es gibt einen Ausweg aus jeder Situation. Denken Sie an die Größe des Universums, bestellen Sie einen Job bei Zaochnik und denken Sie daran - es gibt keinen Grund zur Sorge.

Die Struktur der Atomkerne

radioaktiver Zerfall

Arten des radioaktiven Zerfalls

Die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen der Elemente der ersten drei Perioden

Atom(vom griechischen Atomos - unteilbar) - ein einkerniges, chemisch unteilbares Teilchen eines chemischen Elements, Träger der Eigenschaften einer Substanz. Stoffe bestehen aus Atomen. Das Atom selbst besteht aus einem positiv geladenen Kern und einer negativ geladenen Elektronenwolke. Im Allgemeinen ist das Atom elektrisch neutral. Die Größe eines Atoms wird vollständig durch die Größe seiner Elektronenwolke bestimmt, da die Größe des Kerns im Vergleich zur Größe der Elektronenwolke vernachlässigbar ist. Der Kern besteht aus Z positiv geladene Protonen (die Ladung eines Protons entspricht +1 in herkömmliche Einheiten) und N Neutronen, die keine Ladung tragen (die Anzahl der Neutronen kann gleich oder etwas größer oder kleiner als die der Protonen sein). Protonen und Neutronen werden Nukleonen genannt, also Teilchen des Kerns. Somit wird die Ladung des Kerns nur durch die Anzahl der Protonen bestimmt und ist gleich der Seriennummer des Elements im Periodensystem. Die positive Ladung des Kerns wird durch negativ geladene Elektronen (Elektronenladung -1 in willkürlichen Einheiten) kompensiert, die eine Elektronenwolke bilden. Die Anzahl der Elektronen ist gleich der Anzahl der Protonen. Die Massen von Protonen und Neutronen sind gleich (1 bzw. 1 amu). Die Masse eines Atoms wird hauptsächlich durch die Masse seines Kerns bestimmt, da die Masse eines Elektrons etwa 1836-mal geringer ist als die Masse eines Protons und eines Neutrons und bei Berechnungen selten berücksichtigt wird. Die genaue Anzahl der Neutronen ergibt sich aus der Differenz zwischen der Masse eines Atoms und der Anzahl der Protonen ( N=EIN-Z). Als Nuklid wird die Art der Atome eines beliebigen chemischen Elements bezeichnet, deren Kern aus einer genau definierten Anzahl von Protonen (Z) und Neutronen (N) besteht (dies können entweder unterschiedliche Elemente mit gleicher Gesamtzahl an Nukleonen (Isobaren) oder Neutronen sein (Isotone) oder ein chemisches Element - eine Anzahl von Protonen, aber eine andere Anzahl von Neutronen (Isomere)).

Da fast die gesamte Masse im Kern eines Atoms konzentriert ist, sind seine Abmessungen im Vergleich dazu vernachlässigbar volle Lautstärke Atom, dann wird der Kern bedingt genommen materieller Punkt ruht im Zentrum des Atoms, und das Atom selbst wird als ein System von Elektronen betrachtet. Bei chemische Reaktion der Kern des Atoms wird nicht beeinflusst (außer bei Kernreaktionen), ebenso wie die inneren elektronischen Niveaus, sondern nur die Elektronen der äußeren Elektronenhülle sind beteiligt. Aus diesem Grund ist es notwendig, die Eigenschaften eines Elektrons und die Regeln für die Bildung von Elektronenhüllen von Atomen zu kennen.

Elektroneneigenschaften

Vor dem Studium der Eigenschaften des Elektrons und der Regeln für die Bildung elektronischer Niveaus ist es notwendig, die Geschichte der Ideenbildung über die Struktur des Atoms zu berühren. Wir werden nicht in Betracht ziehen vollständige Geschichte Bildung der Atomstruktur, aber wir werden nur auf die relevantesten und "richtigsten" Ideen eingehen, die am deutlichsten zeigen können, wie sich die Elektronen im Atom befinden. Das Vorhandensein von Atomen als elementare Bestandteile der Materie wurde zuerst von den antiken griechischen Philosophen vorgeschlagen (wenn Sie anfangen, einen Körper in zwei Hälften zu teilen, halb in zwei Hälften usw., dann kann dieser Prozess nicht unendlich fortgesetzt werden; wir werden aufhören bei einem Teilchen, das wir nicht mehr teilen können - dies und dort wird ein Atom sein). Danach durchlief die Geschichte der Struktur des Atoms einen schwierigen Weg und verschiedene Ideen, wie die Unteilbarkeit des Atoms, das Thomson-Modell des Atoms und andere. Das von Ernest Rutherford 1911 vorgeschlagene Atommodell erwies sich als am nächsten. Er verglich das Atom mit dem Sonnensystem, wo der Kern des Atoms als Sonne fungierte und die Elektronen sich wie Planeten um ihn herum bewegten. Die Platzierung von Elektronen in stationären Umlaufbahnen war sehr wichtiger Schritt beim Verständnis der Struktur des Atoms. Ein solches planetarisches Modell der Struktur des Atoms stand jedoch im Widerspruch klassische Mechanik. Tatsache ist, dass ein Elektron, wenn es sich in der Umlaufbahn bewegte, potentielle Energie verlieren und schließlich auf den Kern "fallen" musste, und das Atom musste aufhören zu existieren. Ein solches Paradoxon wurde durch die Einführung von Postulaten durch Niels Bohr beseitigt. Nach diesen Postulaten bewegte sich das Elektron auf stationären Bahnen um den Kern und normale Bedingungen nimmt keine Energie auf oder gibt sie ab. Die Postulate zeigen, dass die Gesetze der klassischen Mechanik nicht geeignet sind, das Atom zu beschreiben. Dieses Modell des Atoms wird Bohr-Rutherford-Modell genannt. Die Fortsetzung der planetarischen Struktur des Atoms ist das quantenmechanische Modell des Atoms, nach dem wir das Elektron betrachten werden.

Ein Elektron ist ein Quasi-Teilchen, das Welle-Teilchen-Dualität zeigt: Es ist gleichzeitig Teilchen (Korpuskel) und Welle. Zu den Eigenschaften eines Teilchens gehören die Masse eines Elektrons und seine Ladung sowie die Welleneigenschaften – die Fähigkeit zur Beugung und Interferenz. Der Zusammenhang zwischen Wellen- und Korpuskulareigenschaften eines Elektrons spiegelt sich in der De-Broglie-Gleichung wider:

wo λ (\displaystyle \lambda) - Wellenlänge, - Teilchenmasse, - Teilchengeschwindigkeit, - Plancksche Konstante = 6,63 · 10 -34 J s.

Für ein Elektron ist es unmöglich, die Flugbahn seiner Bewegung zu berechnen, wir können nur über die Wahrscheinlichkeit sprechen, ein Elektron an der einen oder anderen Stelle um den Kern herum zu finden. Aus diesem Grund sprechen sie nicht von den Bahnen des Elektrons um den Kern, sondern von den Orbitalen - dem Raum um den Kern, in dem Wahrscheinlichkeit ein Elektron zu finden übersteigt 95%. Für ein Elektron ist es unmöglich, sowohl die Koordinate als auch die Geschwindigkeit gleichzeitig genau zu messen (Heisenbergsche Unschärferelation).

wo ∆ x (\displaystyle \Delta x) - Unsicherheit der Elektronenkoordinate, ∆ v (\displaystyle \Delta v) - Geschwindigkeitsmessfehler, ħ=h/2π=1,05 · 10 -34 J s
Je genauer wir die Koordinate des Elektrons messen, desto größer ist der Fehler bei der Messung seiner Geschwindigkeit, und umgekehrt: Je genauer wir die Geschwindigkeit des Elektrons kennen, desto größer ist die Unsicherheit in seiner Koordinate.
Das Vorhandensein von Welleneigenschaften eines Elektrons ermöglicht es uns, die Schrödinger-Wellengleichung darauf anzuwenden.

∂ 2 Ψ ∂ x 2 + ∂ 2 Ψ ∂ y 2 + ∂ 2 Ψ ∂ z 2 + 8 π 2 m h (E − V) Ψ = 0 (\displaystyle (\frac ((\partial )^(2)\Psi )(\partial x^(2)))+(\frac ((\partial )^(2)\Psi )(\partial y^(2)))+(\frac ((\partial )^(2) \Psi )(\partial z^(2)))+(\frac (8(\pi ^(2))m)(h))\left(E-V\right)\Psi =0)

wo ist die Gesamtenergie des Elektrons, die potentielle Energie des Elektrons, die physikalische Bedeutung der Funktion Ψ (\displaystyle\psi) - Quadratwurzelüber die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron im Raum mit Koordinaten zu finden x, j und z(der Kern gilt als Ursprung).
Die vorgestellte Gleichung ist für ein Einelektronensystem geschrieben. Für Systeme, die mehr als ein Elektron enthalten, bleibt das Beschreibungsprinzip dasselbe, aber die Gleichung nimmt eine komplexere Form an. Grafische Lösung Schrödingers Gleichung ist die Geometrie von Atomorbitalen. Das s-Orbital hat also die Form einer Kugel, das p-Orbital hat die Form einer Acht mit einem "Knoten" am Ursprung (auf dem Kern, wo die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, gegen Null geht).

Im Rahmen der modernen quantenmechanischen Theorie wird ein Elektron durch eine Reihe von Quantenzahlen beschrieben: n , l , m l , s und Frau . Nach dem Pauli-Prinzip kann ein Atom nicht zwei Elektronen mit einem völlig identischen Satz aller Quantenzahlen haben.
Hauptquantenzahl n bestimmt das Energieniveau eines Elektrons, dh auf welchem ​​elektronischen Niveau sich das gegebene Elektron befindet. Die Hauptquantenzahl kann nur ganzzahlige Werte größer 0 annehmen: n =1;2;3... Maximalwert n für ein bestimmtes Atom eines Elements entspricht die Nummer der Periode, in der sich das Element im Periodensystem von D. I. Mendeleev befindet.
Orbitale (zusätzliche) Quantenzahl l bestimmt die Geometrie der Elektronenwolke. Kann ganzzahlige Werte von 0 bis annehmen n -eines. Für die Werte der zusätzlichen Quantenzahl l Buchstabenbezeichnung verwendet:

Das S-Orbital ist kugelförmig, das P-Orbital ist eine Acht. Die restlichen Orbitale haben eine sehr komplexe Struktur, wie das in der Abbildung gezeigte d-Orbital.

Elektronen in Ebenen und Orbitalen sind nicht zufällig angeordnet, sondern gemäß der Klechkovsky-Regel, wonach das Auffüllen von Elektronen nach dem Prinzip der geringsten Energie erfolgt, also in aufsteigender Reihenfolge der Summe der Haupt- und Orbitalquantenzahlen n +l . Für den Fall, dass die Summe für die beiden Füllmöglichkeiten gleich ist, wird zunächst die niedrigste Energiestufe gefüllt (Beispiel: wann n =3 ein l =2 und n =4 ein l =1 füllt zunächst Ebene 3). Magnetische Quantenzahl m l bestimmt die Lage des Orbitals im Raum und kann einen ganzzahligen Wert annehmen -l Vor +l , einschließlich 0. Für das s-Orbital ist nur ein Wert möglich m l =0. Für das p-Orbital gibt es bereits drei Werte -1, 0 und +1, das heißt, das p-Orbital kann entlang dreier Koordinatenachsen x, y und z lokalisiert werden.

Anordnung der Orbitale in Abhängigkeit vom Wert m l

Das Elektron hat einen eigenen Drehimpuls – den Spin, bezeichnet mit der Quantenzahl s . Der Elektronenspin ist ein konstanter Wert und gleich 1/2. Das Phänomen des Spins lässt sich bedingt als Bewegung um die eigene Achse darstellen. Anfangs wurde der Elektronenspin mit der Bewegung des Planeten um seine eigene Achse gleichgesetzt, doch ein solcher Vergleich ist falsch. Der Spin ist ein reines Quantenphänomen, das keine Entsprechungen in der klassischen Mechanik hat.

Elektronen

Das Konzept eines Atoms stammt aus der Antike, um die Teilchen der Materie zu bezeichnen. Atom bedeutet im Griechischen „unteilbar“.

Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität von den kleinsten Teilchen getragen wird, die in den Atomen überhaupt existieren chemische Elemente. 1891 schlug Stoney vor, diese Teilchen Elektronen zu nennen, was auf Griechisch „Bernstein“ bedeutet. Einige Jahre nachdem das Elektron seinen Namen erhielt, bewiesen der englische Physiker Joseph Thomson und der französische Physiker Jean Perrin, dass Elektronen eine negative Ladung tragen. Dies ist die kleinste negative Ladung, die in der Chemie als Einheit genommen wird (-1). Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons zu bestimmen (die Geschwindigkeit eines Elektrons in der Umlaufbahn ist umgekehrt proportional zur Umlaufbahnnummer n. Die Radien der Umlaufbahnen wachsen proportional zum Quadrat der Umlaufbahnnummer. In der ersten Umlaufbahn des Wasserstoffs Atom (n=1; Z=1), die Geschwindigkeit ist ≈ 2,2 106 m / c, also etwa hundertmal kleiner als die Lichtgeschwindigkeit c=3 108 m/s) und die Masse eines Elektrons ( es ist fast 2000 mal kleiner als die Masse eines Wasserstoffatoms).

Der Zustand der Elektronen in einem Atom

Der Zustand eines Elektrons in einem Atom ist eine Reihe von Informationen über die Energie eines bestimmten Elektrons und den Raum, in dem es sich befindet. Ein Elektron in einem Atom hat keine Bewegungsbahn, d.h. man kann nur davon sprechen die Wahrscheinlichkeit, es im Raum um den Kern herum zu finden.

Es kann sich in jedem Teil dieses Raums befinden, der den Kern und seine Gesamtheit umgibt verschiedene Bestimmungen als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Bildlich kann man sich das so vorstellen: Könnte man die Position eines Elektrons in einem Atom in Hundertstel- oder Millionstelsekunden fotografieren, wie in einem Fotofinish, dann würde das Elektron in solchen Fotografien als Punkte dargestellt. Die Überlagerung unzähliger solcher Fotos würde zu einem Bild einer Elektronenwolke mit der höchsten Dichte führen, wo sich die meisten dieser Punkte befinden werden.

Der Raum um den Atomkern, in dem sich das Elektron am ehesten aufhält, wird als Orbital bezeichnet. Es enthält ca 90 % E-Cloud, und das bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 % der Zeit in diesem Teil des Raums aufhält. Durch Form unterschieden 4 derzeit bekannte Arten von Orbitalen, die lateinisch bezeichnet werden Buchstaben s, p, d und f. Eine grafische Darstellung einiger Formen elektronischer Orbitale ist in der Abbildung gezeigt.

Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons in einer bestimmten Umlaufbahn ist die Energie seiner Verbindung mit dem Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine einzelne Elektronenschicht oder Energieebene. Die Energieniveaus sind ausgehend vom Kern nummeriert - 1, 2, 3, 4, 5, 6 und 7.

Eine ganze Zahl n, die die Nummer des Energieniveaus bezeichnet, wird als Hauptquantenzahl bezeichnet. Es charakterisiert die Energie von Elektronen, die ein bestimmtes Energieniveau einnehmen. Die Elektronen des ersten Energieniveaus, das dem Kern am nächsten ist, haben die niedrigste Energie. Verglichen mit den Elektronen der ersten Ebene zeichnen sich die Elektronen der nächsten Ebenen durch eine große Energiemenge aus. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten stark an den Atomkern gebunden.

Die größte Anzahl von Elektronen im Energieniveau wird durch die Formel bestimmt:

N = 2n2,

wobei N die maximale Anzahl von Elektronen ist; n ist die Niveaunummer oder die Hauptquantenzahl. Folglich kann das erste kernnächste Energieniveau nicht mehr als zwei Elektronen enthalten; am zweiten - nicht mehr als 8; am dritten - nicht mehr als 18; am vierten - nicht mehr als 32.

Ab dem zweiten Energieniveau (n = 2) wird jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich in der Bindungsenergie mit dem Kern etwas voneinander unterscheiden. Die Anzahl der Unterebenen ist gleich dem Wert der Hauptquantenzahl: das erste Energieniveau hat ein Unterniveau; die zweite - zwei; dritte - drei; vierte - vier Unterebenen. Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet. Jeder Wertn entspricht der Anzahl der Orbitale gleich n.

Unterebenen werden normalerweise bezeichnet mit lateinischen Buchstaben, sowie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen: s, p, d, f.

Protonen und Neutronen

Ein Atom eines beliebigen chemischen Elements ist mit einem Winzling vergleichbar Sonnensystem. Daher wird ein solches von E. Rutherford vorgeschlagenes Atommodell genannt planetarisch.

Der Atomkern, in dem die gesamte Masse des Atoms konzentriert ist, besteht aus Teilchen zweier Arten - Protonen und Neutronen.

Protonen haben eine Ladung gleich der Ladung von Elektronen, aber mit entgegengesetztem Vorzeichen (+1) und eine Masse gleich der Masse eines Wasserstoffatoms (es wird in der Chemie als Einheit akzeptiert). Neutronen tragen keine Ladung, sie sind neutral und haben die gleiche Masse wie ein Proton.

Protonen und Neutronen werden zusammen als Nukleonen bezeichnet (vom lateinischen Kern - Kern). Die Summe der Anzahl von Protonen und Neutronen in einem Atom nennt man Massenzahl. Zum Beispiel die Massenzahl eines Aluminiumatoms:

13 + 14 = 27

Protonenzahl 13, Neutronenzahl 14, Massenzahl 27

Da die vernachlässigbare Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, ist offensichtlich, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen repräsentieren e - .

Denn das Atom elektrisch neutral, ist es auch offensichtlich, dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie ist gleich der laufenden Nummer des ihm im Periodensystem zugeordneten chemischen Elements. Die Masse eines Atoms setzt sich aus der Masse von Protonen und Neutronen zusammen. Kennt man die Seriennummer des Elements (Z), also die Anzahl der Protonen, und die Massenzahl (A), gleich der Summe Anzahl von Protonen und Neutronen, können Sie die Anzahl von Neutronen (N) mit der Formel finden:

N=A-Z

Beispielsweise beträgt die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom:

56 — 26 = 30

Isotope

Sorten von Atomen des gleichen Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben, werden als bezeichnet Isotope. Chemische Elemente, die in der Natur vorkommen, sind eine Mischung von Isotopen. Kohlenstoff hat also drei Isotope mit einer Masse von 12, 13, 14; Sauerstoff - drei Isotope mit einer Masse von 16, 17, 18 usw. Normalerweise im Periodensystem angegeben, ist die relative Atommasse eines chemischen Elements der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Mischung von Isotopen eines bestimmten Elements. unter Berücksichtigung ihrer relativer Inhalt in der Natur. Chemische Eigenschaften Die Isotope der meisten chemischen Elemente sind genau gleich. Wasserstoffisotope unterscheiden sich jedoch stark in ihren Eigenschaften aufgrund eines starken Anstiegs ihres Relativwertes Atommasse; Sie haben sogar individuelle Namen und chemische Symbole erhalten.

Elemente der ersten Periode

Schema der elektronischen Struktur des Wasserstoffatoms:

Schemata der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

Die grafische elektronische Formel des Wasserstoffatoms (zeigt die Verteilung der Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus):

Grafische elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen nicht nur in Ebenen und Unterebenen, sondern auch in Umlaufbahnen.

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht abgeschlossen - sie hat 2 Elektronen. Wasserstoff und Helium sind s-Elemente; für diese Atome ist das s-Orbital mit Elektronen gefüllt.

Alle Elemente der zweiten Periode die erste Elektronenschicht wird gefüllt, und die Elektronen füllen die s- und p-Orbitale der zweiten Elektronenschicht nach dem Prinzip der kleinsten Energie (zuerst s, dann p) und den Regeln von Pauli und Hund.

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht fertig - sie hat 8 Elektronen.

Für Atome von Elementen der dritten Periode sind die erste und zweite Elektronenschicht fertig, also ist die dritte Elektronenschicht gefüllt, in der Elektronen 3s-, 3p- und 3d-Unterniveaus besetzen können.

Am Magnesiumatom wird ein 3s-Elektronenorbital vollendet. Na und Mg sind s-Elemente.

Für Aluminium und nachfolgende Elemente ist die 3p-Unterebene mit Elektronen gefüllt.

Die Elemente der dritten Periode haben ungefüllte 3d-Orbitale.

Alle Elemente von Al bis Ar sind p-Elemente. s- und p-Elemente bilden die wichtigsten Untergruppen im Periodensystem.

Elemente der vierten - siebten Periode

An den Kalium- und Calciumatomen erscheint eine vierte Elektronenschicht, die 4s-Unterebene ist gefüllt, da sie weniger Energie hat als die 3d-Unterebene.

K, Ca - s-Elemente in den Hauptuntergruppen enthalten. Für Atome von Sc bis Zn ist die 3d-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind 3D-Elemente. Sie gehören zu den sekundären Nebengruppen, sie haben eine vorgefüllte äußere Elektronenschicht, sie werden als Übergangselemente bezeichnet.

Achten Sie auf die Struktur der Elektronenhüllen von Chrom- und Kupferatomen. Bei ihnen kommt es zu einem „Ausfall“ eines Elektrons von der 4s- in die 3d-Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen 3d 5 und 3d 10 erklärt wird:

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht abgeschlossen - alle 3s-, 3p- und 3d-Unterebenen sind darin ausgefüllt, insgesamt befinden sich 18 Elektronen darauf. In den Elementen nach Zink wird weiterhin die vierte Elektronenschicht aufgefüllt, die 4p-Unterebene.

Elemente von Ga bis Kr sind p-Elemente.

Die äußere Schicht (vierte) des Kryptonatoms ist vollständig und hat 8 Elektronen. Aber in der vierten Elektronenschicht können nur 32 Elektronen sein; die 4d- und 4f-Unterebenen des Kryptonatoms bleiben noch unbesetzt Die Elemente der fünften Periode füllen die Unterebenen in folgender Reihenfolge: 5s - 4d - 5p. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit " Versagen» Elektronen, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

In der sechsten und siebten Periode erscheinen f-Elemente, d. h. Elemente, in denen die 4f- bzw. 5f-Unterebenen der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt sind.

4f-Elemente werden Lanthanide genannt.

5f-Elemente werden Actiniden genannt.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in den Atomen der Elemente der sechsten Periode: 55 Cs und 56 Ba - 6s-Elemente; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-Element; 58 Ce - 71 Lu - 4f-Elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d-Elemente; 81 T1 - 86 Rn - 6d-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Füllung elektronischer Orbitale „verletzt“ ist, was z. Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente in vier elektronische Familien oder Blöcke eingeteilt:

• s-Elemente. Die s-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; s-Elemente umfassen Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II.

• p-Elemente. Die p-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; p-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der III-VIII-Gruppen.

• d-Elemente. Die d-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; d-Elemente schließen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I-VIII ein, d. h. Elemente von interkalaren Dekaden großer Perioden, die zwischen s- und p-Elementen liegen. Sie werden auch Übergangselemente genannt.

• f-Elemente. Die f-Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; dazu gehören die Lanthanide und Antinoide.

Der Schweizer Physiker W. Pauli stellte 1925 fest, dass es in einem Atom in einem Orbital nicht mehr als zwei Elektronen mit entgegengesetztem (antiparallelem) Spin (übersetzt aus dem Englischen - „Spindel“) geben kann, d.h. mit solchen Eigenschaften, die man sich bedingt vorstellen kann die Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse: im Uhrzeigersinn oder gegen den Uhrzeigersinn.

Dieses Prinzip heißt Pauli-Prinzip. Wenn sich ein Elektron im Orbital befindet, wird es als ungepaart bezeichnet, wenn es zwei gibt, handelt es sich um gepaarte Elektronen, dh Elektronen mit entgegengesetztem Spin. Die Abbildung zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus und der Reihenfolge, in der sie gefüllt werden.

Sehr oft wird die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen dargestellt - sie schreiben die sogenannten grafischen elektronischen Formeln auf. Für diese Aufzeichnung wird die folgende Notation verwendet: Jede Quantenzelle wird durch eine Zelle bezeichnet, die einem Orbital entspricht; jedes Elektron ist durch einen der Richtung des Spins entsprechenden Pfeil gekennzeichnet. Beim Schreiben einer grafischen elektronischen Formel sollten zwei Regeln beachtet werden: Pauli-Prinzip und die Regel von F. Hund, wonach Elektronen freie Zellen zunächst einzeln besetzen und gleichzeitig den gleichen Spinwert haben, und sich erst dann paaren, aber die Spins nach dem Pauli-Prinzip bereits entgegengesetzt gerichtet sein werden.

Hundsche Regel und Paulisches Prinzip

Hundsche Regel- die Regel der Quantenchemie, die die Reihenfolge des Füllens der Orbitale einer bestimmten Unterschicht bestimmt und wie folgt formuliert ist: Der Gesamtwert der Spinquantenzahl der Elektronen dieser Unterschicht sollte maximal sein. 1925 von Friedrich Hund formuliert.

Das bedeutet, dass in jedem der Orbitale der Unterschicht zunächst ein Elektron aufgefüllt wird und erst nach Erschöpfung der unbesetzten Orbitale ein zweites Elektron zu diesem Orbital hinzukommt. In diesem Fall befinden sich zwei Elektronen mit halbzahligem Spin im selben Orbital entgegengesetztem Vorzeichen, welches Paar (eine Zwei-Elektronen-Wolke bilden) und als Ergebnis wird der Gesamtspin des Orbitals gleich Null.

Andere Formulierung: Unten in Energie liegt der atomare Term, für den zwei Bedingungen erfüllt sind.

1. Die Vielfalt ist maximal
2. Wenn die Multiplizitäten zusammenfallen, ist der Gesamtbahnimpuls L maximal.

Analysieren wir diese Regel am Beispiel des Füllens der Orbitale der p-Unterebene p- Elemente der zweiten Periode (dh von Bor bis Neon (im folgenden Diagramm zeigen horizontale Linien Orbitale, vertikale Pfeile Elektronen und die Richtung des Pfeils die Ausrichtung des Spins an).

Klechkovskys Regel

Klechkovskys Regel - wenn die Gesamtzahl der Elektronen in Atomen zunimmt (wenn die Ladungen ihrer Kerne zunehmen, oder Seriennummer chemische Elemente) sind Atomorbitale so besetzt, dass das Auftreten von Elektronen in Orbitalen höherer Energie nur von der Hauptquantenzahl n abhängt und nicht von allen anderen Quantenzahlen, einschließlich l. Physikalisch bedeutet dies, dass in einem wasserstoffähnlichen Atom (ohne Interelektronenabstoßung) die Umlaufenergie eines Elektrons nur durch die räumliche Entfernung der Elektronenladungsdichte vom Kern bestimmt wird und nicht von den Eigenschaften seiner Bewegung abhängt im Bereich des Kerns.

Klechkovskys empirische Regel und die daraus entstehende Folgenfolge einer etwas widersprüchlichen realen Energiefolge von Atomorbitalen nur in zwei gleichartigen Fällen: für Atome Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au kommt es zu einem „Ausfall“ eines Elektrons mit s-Unterebene der äußeren Schicht zur d-Unterebene der vorherigen Schicht, was zu einem energetisch stabileren Zustand des Atoms führt, nämlich: nach Auffüllen des Orbitals 6 mit zwei Elektronen s

Ein Atom ist das kleinste Teilchen der Materie. Seine Erforschung begann im antiken Griechenland, als die Aufmerksamkeit nicht nur von Wissenschaftlern, sondern auch von Philosophen auf die Struktur des Atoms gerichtet war. Was ist elektronische Struktur Atom, und welche grundlegenden Informationen sind über dieses Teilchen bekannt?

Die Struktur des Atoms

Bereits antike griechische Wissenschaftler vermuteten die Existenz der kleinsten chemischen Partikel, aus denen Objekte und Organismen bestehen. Und wenn im XVII-XVIII Jahrhundert. Chemiker waren sich sicher, dass das Atom ein unteilbares Elementarteilchen ist, dann gelang es ihnen um die Wende vom 19. zum 20. Jahrhundert experimentell zu beweisen, dass das Atom nicht unteilbar ist.

Ein Atom, ein mikroskopisch kleines Materieteilchen, besteht aus einem Kern und Elektronen. Der Kern ist 10.000 Mal kleiner als ein Atom, aber fast seine gesamte Masse ist im Kern konzentriert. Hauptmerkmal Der Atomkern ist, dass er eine positive Ladung hat und aus Protonen und Neutronen besteht. Protonen sind positiv geladen, während Neutronen keine Ladung haben (sie sind neutral).

Sie sind durch die starke Kernkraft miteinander verbunden. Die Masse eines Protons entspricht etwa der Masse eines Neutrons, ist aber gleichzeitig 1840-mal größer als die Masse eines Elektrons. Protonen und Neutronen haben in der Chemie gemeinsamen Namen- Nukleonen. Das Atom selbst ist elektrisch neutral.

Ein Atom eines beliebigen Elements kann durch eine elektronische Formel und eine elektronische grafische Formel bezeichnet werden:

Reis. 1. Elektronengraphische Formel des Atoms.

Das einzige chemische Element in Periodensystem, dessen Kern keine Neutronen enthält, ist leichter Wasserstoff (Protium).

Ein Elektron ist ein negativ geladenes Teilchen. Die Elektronenhülle besteht aus Elektronen, die sich um den Kern bewegen. Elektronen haben die Eigenschaft, vom Kern angezogen zu werden, und untereinander werden sie durch die Coulomb-Wechselwirkung beeinflusst. Um die Anziehungskraft des Kerns zu überwinden, müssen die Elektronen Energie von einer externen Quelle erhalten. Je weiter das Elektron vom Kern entfernt ist, desto weniger Energie wird dafür benötigt.

Atom-Modelle

Wissenschaftler haben lange versucht, die Natur des Atoms zu verstehen. Schon früh leistete der antike griechische Philosoph Demokrit einen großen Beitrag. Obwohl uns seine Theorie jetzt banal und zu einfach erscheint, in einer Zeit, in der Ideen über Elementarteilchen sich gerade erst abzuzeichnen begann, wurde seine Theorie der Materiestücke sehr ernst genommen. Demokrit glaubte, dass die Eigenschaften jeder Substanz von der Form, Masse und anderen Eigenschaften von Atomen abhängen. So glaubte er zum Beispiel, dass es in der Nähe von Feuer scharfe Atome gibt - daher brennt Feuer; Wasser hat glatte Atome, also kann es fließen; in festen Objekten waren seiner Ansicht nach die Atome rau.

Demokrit glaubte, dass absolut alles aus Atomen besteht, sogar die menschliche Seele.

1904 stellte J. J. Thomson sein Atommodell vor. Die Hauptbestimmungen der Theorie liefen darauf hinaus, dass das Atom als positiv geladener Körper dargestellt wurde, in dem sich Elektronen mit negativer Ladung befanden. Später wurde diese Theorie von E. Rutherford widerlegt.

Reis. 2. Thomsons Atommodell.

Ebenfalls 1904 schlug der japanische Physiker H. Nagaoka ein frühes Planetenmodell des Atoms in Analogie zum Planeten Saturn vor. Nach dieser Theorie sind Elektronen zu Ringen vereint und kreisen um einen positiv geladenen Kern. Diese Theorie stellte sich als falsch heraus.

1911 kam E. Rutherford nach einer Reihe von Experimenten zu dem Schluss, dass das Atom in seiner Struktur dem Planetensystem ähnlich ist. Schließlich bewegen sich Elektronen wie Planeten in Umlaufbahnen um einen schweren, positiv geladenen Kern. Diese Beschreibung widersprach jedoch der klassischen Elektrodynamik. Dann führte der dänische Physiker Niels Bohr 1913 die Postulate ein, deren Kern darin bestand, dass das Elektron, das sich in einigen besonderen Zuständen befindet, keine Energie ausstrahlt. Somit zeigten Bohrs Postulate, dass die klassische Mechanik auf Atome nicht anwendbar ist. Das von Rutherford beschriebene und von Bohr ergänzte Planetenmodell wurde Bohr-Rutherford-Planetenmodell genannt.

Reis. 3. Bohr-Rutherford-Planetenmodell.

Das weitere Studium des Atoms führte zur Schaffung eines solchen Abschnitts wie der Quantenmechanik, mit deren Hilfe viele wissenschaftliche Tatsachen. Moderne Vorstellungen über das Atom haben sich aus dem Bohr-Rutherford-Planetenmodell entwickelt Auswertung des Berichts

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