Grundlagen des Atombaus. Einfach nur komplex

Denn bei chemischen Reaktionen bleiben die Kerne der reagierenden Atome (mit Ausnahme radioaktiver Umwandlungen) unverändert Chemische Eigenschaften Atome hängen von ihrer Struktur ab Elektronenhüllen. Theorie elektronische Struktur Atom basierend auf dem Apparat der Quantenmechanik. So kann die Struktur der Energieniveaus eines Atoms auf der Grundlage quantenmechanischer Berechnungen der Wahrscheinlichkeiten, Elektronen im umgebenden Raum zu finden, erhalten werden Atomkern (Reis. 4.5).

Reis. 4.5. Schema der Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus

Die Grundlagen der Theorie der elektronischen Struktur eines Atoms werden auf folgende Bestimmungen reduziert: Der Zustand jedes Elektrons in einem Atom wird durch vier Quantenzahlen gekennzeichnet: die Hauptquantenzahl n = 1, 2, 3,; Orbital (Azimut) l=0,1,2, n–1; magnetisch m l = –l, –1,0,1,  l; drehen m s = -1/2, 1/2 .

Entsprechend Pauli-Prinzip, in demselben Atom kann es nicht zwei Elektronen geben, die denselben Satz von vier Quantenzahlen haben n,l,m l , m s; Sätze von Elektronen mit denselben Hauptquantenzahlen n bilden Elektronenschichten oder Energieniveaus des Atoms, die vom Kern aus nummeriert und als bezeichnet werden K, L, M, N, O, P, Q,  darüber hinaus in der Energieschicht mit dem angegebenen Wert n kann nicht mehr sein als 2n 2 Elektronen. Sätze von Elektronen mit gleichen Quantenzahlen n und l,   bilden Unterebenen, die bezeichnet werden, wenn sie sich vom Kern weg bewegen als s, p, d, f.

Die probabilistische Bestimmung der Position eines Elektrons im Raum um den Atomkern entspricht der Heisenbergschen Unschärferelation. Nach quantenmechanischen Konzepten hat ein Elektron in einem Atom keine bestimmte Bewegungsbahn und kann sich in jedem Teil des Raums um den Kern herum befinden, und seine verschiedenen Positionen werden als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Der Raum um den Kern, in dem sich das Elektron am ehesten aufhält, wird als orbital. Sie enthält etwa 90 % der Elektronenwolke. Jede Unterebene 1s, 2s, 2p usw. entspricht einer bestimmten Anzahl von Orbitalen einer bestimmten Form. Zum Beispiel, 1s- und 2s- Orbitale sind sphärisch und 2p-Orbitale ( 2p x , 2p j , 2p z-Orbitale) sind in zueinander senkrechten Richtungen orientiert und haben die Form einer Hantel ( Reis. 4.6).

Reis. 4.6. Form und Orientierung von Elektronenorbitalen.

Bei chemischen Reaktionen ändert sich der Atomkern nicht, nur die Elektronenhüllen der Atome ändern sich, deren Struktur viele Eigenschaften erklärt chemische Elemente. Basierend auf der Theorie der elektronischen Struktur des Atoms wurde die tiefe physikalische Bedeutung von Mendeleevs periodischem Gesetz der chemischen Elemente festgestellt und die Theorie der chemischen Bindung geschaffen.

Die theoretische Begründung des Periodensystems chemischer Elemente umfasst Daten zur Struktur des Atoms, die die Existenz einer Beziehung zwischen der Periodizität von Änderungen der Eigenschaften chemischer Elemente und der periodischen Wiederholung ähnlicher Arten elektronischer Konfigurationen ihrer Atome bestätigen.

Im Lichte der Lehre vom Atombau wird Mendelejews Einteilung aller Elemente in sieben Perioden gerechtfertigt: Die Nummer der Periode entspricht der Anzahl der Energieniveaus von Atomen, die mit Elektronen gefüllt sind. In kleinen Perioden steigt mit zunehmender positiver Ladung der Atomkerne die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene (von 1 auf 2 in der ersten Periode und von 1 auf 8 in der zweiten und dritten Periode), was erklärt die Änderung der Eigenschaften der Elemente: Zu Beginn der Periode (mit Ausnahme der ersten) gibt es Alkalimetall, dann gibt es eine allmähliche Schwächung der metallischen Eigenschaften und eine Zunahme der nichtmetallischen. Diese Regelmäßigkeit lässt sich für die Elemente der zweiten Periode in verfolgen Tabelle 4.2.

Tabelle 4.2.

In großen Perioden ist mit zunehmender Kernladung das Füllen von Ebenen mit Elektronen schwieriger, was die komplexere Änderung der Eigenschaften von Elementen im Vergleich zu Elementen mit kleinen Perioden erklärt.

Die gleiche Art der Eigenschaften chemischer Elemente in Untergruppen erklärt sich aus der ähnlichen Struktur des äußeren Energieniveaus, wie in gezeigt Tab. 4.3 Veranschaulichung der Reihenfolge der Elektronenfüllung von Energieniveaus für Untergruppen von Alkalimetallen.

Tabelle 4.3.

Die Gruppennummer gibt in der Regel die Anzahl der Elektronen in einem Atom an, die an der Bildung chemischer Bindungen teilnehmen können. Dies ist die physikalische Bedeutung der Gruppennummer. An vier Stellen im Periodensystem sind die Elemente nicht in aufsteigender Reihenfolge der Atommassen: Ar und K,co und Ni,Te und ich,Th und Pa. Diese Abweichungen wurden als Mängel des Periodensystems der chemischen Elemente angesehen. Die Lehre vom Bau des Atoms erklärte diese Abweichungen. Die experimentelle Bestimmung der Kernladungen zeigte, dass die Anordnung dieser Elemente einer Zunahme der Ladungen ihrer Kerne entspricht. Darüber hinaus ermöglichte die experimentelle Bestimmung der Ladungen von Atomkernen, die Anzahl der Elemente zwischen Wasserstoff und Uran sowie die Anzahl der Lanthanoide zu bestimmen. Nun werden alle Stellen im Periodensystem im Intervall von ausgefüllt Z=1 Vor Z=114 Da das Periodensystem jedoch nicht vollständig ist, ist die Entdeckung neuer Transurane möglich.

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 Die elektronische Struktur des Atoms ermöglicht es, viele Eigenschaften chemischer Elemente erfolgreich zu erklären und sogar vorherzusagen, weshalb sie 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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Ein Atom ist das kleinste Teilchen der Materie. Sein Studium begann in Antikes Griechenland als die Aufmerksamkeit nicht nur von Wissenschaftlern, sondern auch von Philosophen auf die Struktur des Atoms gerichtet war. Wie ist die elektronische Struktur eines Atoms 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 Element im Periodensystem, das 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 Ansichtenüber das aus dem Bohr-Rutherford-Planetenmodell entstandene Atom Auswertung des Berichts

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Der Begriff eines Atoms entstand in der Antike, um die Teilchen der Materie zu bezeichnen. Atom bedeutet im Griechischen „unteilbar“.

Elektronen

Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität von den kleinsten Teilchen getragen wird, die in den Atomen aller chemischen Elemente vorhanden sind. In $1891$ schlug Stoney vor, diese Teilchen zu nennen Elektronen, 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 $(–1)$ genommen wird. Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons (sie ist gleich der Lichtgeschwindigkeit - 300.000 $ km/s) und die Masse des Elektrons (sie ist 1836 $ mal weniger als die Masse des Wasserstoffatoms) zu bestimmen.

Thomson und Perrin verbanden die Pole einer Stromquelle mit zwei Metallplatten- Kathode und Anode in ein Glasrohr eingelötet, aus dem die Luft evakuiert wurde. Wenn eine Spannung von etwa 10.000 Volt an die Elektrodenplatten angelegt wurde, blitzte eine leuchtende Entladung in der Röhre auf, und Partikel flogen von der Kathode (Minuspol) zur Anode (Pluspol), die Wissenschaftler zuerst nannten Kathodenstrahlen, und fand dann heraus, dass es ein Strom von Elektronen war. Elektronen, die auf spezielle Substanzen treffen, die beispielsweise auf einen Fernsehbildschirm aufgetragen werden, erzeugen ein Leuchten.

Die Schlussfolgerung wurde gezogen: Elektronen entweichen aus den Atomen des Materials, aus dem die Kathode besteht.

Freie Elektronen bzw. deren Fluss können auch auf andere Weise gewonnen werden, beispielsweise durch Erhitzen eines Metalldrahtes oder durch Lichteinfall auf Metalle, die aus Elementen der Hauptnebengruppe der I. Gruppe des Periodensystems (zB Cäsium) bestehen.

Der Zustand der Elektronen in einem Atom

Der Zustand eines Elektrons in einem Atom wird als eine Reihe von Informationen über verstanden Energie spezifisches Elektron hinein Platz in dem es sich befindet. Wir wissen bereits, dass ein Elektron in einem Atom keine Bewegungsbahn hat, d.h. kann nur darüber reden Wahrscheinlichkeiten es im Raum um den Kern zu finden. Es kann sich in jedem Teil dieses Raums befinden, der den Kern und die Gesamtheit umgibt verschiedene Bestimmungen es wird 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 Punkt dargestellt. Die Überlagerung unzähliger solcher Fotos würde das Bild einer Elektronenwolke mit der höchsten Dichte dort ergeben, wo sich die meisten dieser Punkte befinden.

Die Abbildung zeigt einen "Schnitt" einer solchen Elektronendichte in einem Wasserstoffatom, das den Kern passiert, und eine Kugel ist durch eine gestrichelte Linie begrenzt, in der die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, 90 % beträgt. Die kernnächste Kontur deckt den Raumbereich ab, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, $10%$ beträgt, die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron innerhalb der zweiten Kontur vom Kern zu finden, $20%$ beträgt, innerhalb der dritten - $≈30 %$ usw. Es gibt eine gewisse Unsicherheit im Zustand des Elektrons. Um dies zu charakterisieren Sonderbedingung, führte der deutsche Physiker W. Heisenberg das Konzept ein Unschärferelation, d.h. zeigte, dass es unmöglich ist, Energie und Ort des Elektrons gleichzeitig und genau zu bestimmen. Je genauer die Energie eines Elektrons bestimmt wird, desto unsicherer ist seine Position, und umgekehrt, nachdem die Position bestimmt wurde, ist es unmöglich, die Energie des Elektrons zu bestimmen. Der Elektronenerfahat keine klaren Grenzen. Es ist jedoch möglich, den Raum herauszugreifen, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist.

Der Raum um den Atomkern, in dem sich das Elektron am ehesten aufhält, wird als Orbital bezeichnet.

Es enthält etwa 90 %$ der Elektronenwolke, was bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 %$ der Zeit in diesem Teil des Weltraums aufhält. Nach der Form $4$ werden derzeit bekannte Arten von Orbitalen unterschieden, die mit den lateinischen Buchstaben $s, p, d$ und $f$ bezeichnet werden. Eine grafische Darstellung einiger Formen elektronischer Orbitale ist in der Abbildung gezeigt.

Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons auf einer bestimmten Umlaufbahn ist die Energie seiner Verbindung mit dem Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine einzige elektronische Schicht, oder Energielevel. Die Energieniveaus sind vom Kern ausgehend nummeriert: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ und $7$.

Eine ganze Zahl $n$, die die Nummer des Energieniveaus angibt, 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 Anzahl der Energieniveaus (Elektronenschichten) in einem Atom ist gleich der Anzahl der Perioden im System von D. I. Mendeleev, zu der das chemische Element gehört: Die Atome der Elemente der ersten Periode haben ein Energieniveau; die zweite Periode - zwei; siebte Periode - sieben.

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

wobei $N$ die maximale Anzahl von Elektronen ist; $n$ ist die Ebenennummer oder die Hauptquantenzahl. Folglich: Das erste kernnächste Energieniveau kann nicht mehr als zwei Elektronen enthalten; auf der zweiten - nicht mehr als $8$; am dritten - nicht mehr als 18 $; am vierten - nicht mehr als 32 $. Und wie wiederum sind die Energieniveaus (elektronische Schichten) angeordnet?

Ausgehend vom zweiten Energieniveau $(n = 2)$ wird jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich geringfügig durch die Bindungsenergie mit dem Kern voneinander unterscheiden.

Die Anzahl der Unterebenen ist gleich dem Wert der Hauptquantenzahl: das erste Energieniveau hat ein Unterniveau; die zweite - zwei; dritte - drei; der vierte ist vier. Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet.

Jeder Wert von $n$ entspricht der Anzahl von Orbitalen gleich $n^2$. Anhand der in der Tabelle dargestellten Daten ist es möglich, den Zusammenhang zwischen der Hauptquantenzahl $n$ und der Anzahl der Unterniveaus, der Art und Anzahl der Orbitale und der maximalen Anzahl von Elektronen pro Unterniveau und Niveau zu verfolgen.

Hauptquantenzahl, Arten und Anzahl von Orbitalen, maximale Anzahl von Elektronen auf Unterebenen und Ebenen.

Es ist üblich, Unterebenen in lateinischen Buchstaben zu bezeichnen, ebenso wie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen: $s, p, d, f$. So:

• $s$-Unterniveau - das erste Unterniveau jedes Energieniveaus, das dem Atomkern am nächsten ist, besteht aus einem $s$-Orbital;
• $p$-Unterniveau - das zweite Unterniveau von jedem, mit Ausnahme des ersten, Energieniveaus, besteht aus drei $p$-Orbitalen;
• $d$-Unterebene - die jeweils dritte Unterebene, ausgehend von der dritten Energieebene, besteht aus fünf $d$-Orbitalen;
• Die $f$-Unterebene besteht jeweils ab der vierten Energieebene aus sieben $f$-Orbitalen.

Atomkern

Aber nicht nur Elektronen sind Teil von Atomen. Der Physiker Henri Becquerel entdeckte, dass ein natürliches Mineral, das Uransalz enthält, ebenfalls unbekannte Strahlung aussendet und fotografische Filme beleuchtet, die vor Licht geschützt sind. Dieses Phänomen wurde genannt Radioaktivität.

Es gibt drei Arten von radioaktiver Strahlung:

1. $α$-Strahlen, die aus $α$-Teilchen bestehen, die eine $2$-mal größere Ladung als ein Elektron, aber mit positivem Vorzeichen, und eine $4$-mal größere Masse als die Masse eines Wasserstoffatoms haben;
2. $β$-Strahlen sind ein Strom von Elektronen;
3. $γ$-Strahlen sind elektromagnetische Wellen mit vernachlässigbarer Masse, die keine elektrische Ladung tragen.

Folglich hat das Atom eine komplexe Struktur – es besteht aus einem positiv geladenen Kern und Elektronen.

Wie ist das Atom angeordnet?

1910 untersuchte Ernest Rutherford mit seinen Studenten und Kollegen in Cambridge, in der Nähe von London, die Streuung von $α$-Partikeln, die durch dünne Goldfolie hindurchgingen und auf einen Schirm fielen. Alpha-Partikel wichen normalerweise nur um ein Grad von der ursprünglichen Richtung ab, was anscheinend die Einheitlichkeit und Einheitlichkeit der Eigenschaften von Goldatomen bestätigt. Und plötzlich bemerkten die Forscher, dass einige $α$-Teilchen abrupt die Richtung ihrer Bahn änderten, als würden sie auf ein Hindernis stoßen.

Indem Rutherford den Schirm vor die Folie stellte, konnte er sogar die seltenen Fälle entdecken, in denen $α$-Teilchen, die von Goldatomen reflektiert wurden, in die entgegengesetzte Richtung flogen.

Berechnungen zeigten, dass die beobachteten Phänomene auftreten könnten, wenn die gesamte Masse des Atoms und seine gesamte positive Ladung in einem winzigen zentralen Kern konzentriert wären. Der Radius des Kerns, wie sich herausstellte, ist 100.000-mal kleiner als der Radius des gesamten Atoms, jenes Bereichs, in dem sich negativ geladene Elektronen befinden. Wenn wir einen bildlichen Vergleich anwenden, dann kann das gesamte Volumen des Atoms mit dem Luzhniki-Stadion verglichen werden, und der Kern kann mit einem Fußball verglichen werden, der sich in der Mitte des Feldes befindet.

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

Protonen und Neutronen

Es stellt sich heraus, dass der winzige Atomkern, in dem die gesamte Masse des Atoms konzentriert ist, aus Teilchen zweier Arten besteht - 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). Protonen werden mit $↙(1)↖(1)p$ (oder $р+$) bezeichnet. Neutronen tragen keine Ladung, sind neutral und haben eine Masse gleich der Masse eines Protons, d.h. $1$. Neutronen werden mit $↙(0)↖(1)n$ (oder $n^0$) bezeichnet.

Protonen und Neutronen werden gemeinsam genannt Nukleonen(von lat. Kern- Kern).

Die Summe der Anzahl von Protonen und Neutronen in einem Atom heißt Massenzahl. Zum Beispiel die Massenzahl eines Aluminiumatoms:

Da die vernachlässigbare Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, ist offensichtlich, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen werden wie folgt bezeichnet: $e↖(-)$.

Da das Atom elektrisch neutral ist, ist das auch offensichtlich dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Es entspricht Seriennummer Chemisches Element ihm im Periodensystem zugeordnet. Zum Beispiel enthält der Kern eines Eisenatoms 26 $ Protonen, und 26 $ Elektronen kreisen um den Kern. Und wie bestimmt man die Anzahl der Neutronen?

Wie Sie wissen, ist die Masse eines Atoms die Summe der Massen von Protonen und Neutronen. Kennt man die Ordnungszahl des Elements $(Z)$, d.h. 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:

Beispielsweise beträgt die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom:

$56 – 26 = 30$.

Die Tabelle zeigt die Haupteigenschaften von Elementarteilchen.

Grundlegende Eigenschaften von Elementarteilchen.

Isotope

Sorten von Atomen des gleichen Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben, werden Isotope genannt.

Wort Isotop besteht aus zwei Griechische Wörter:isos- das gleiche und topos- Platz, bedeutet "einen Platz einnehmen" (Zelle) im Periodensystem der Elemente.

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.

Üblicherweise im Periodensystem angegeben, ist die relative Atommasse eines chemischen Elements der Mittelwert der Atommassen einer natürlichen Mischung von Isotopen eines gegebenen Elements unter Berücksichtigung ihrer relativer Inhalt In der Natur sind Atommassenwerte daher oft gebrochen. Zum Beispiel sind natürliche Chloratome eine Mischung aus zwei Isotopen – 35 $ (es gibt 75 % $ in der Natur) und 37 $ (es gibt 25 % $); Daher beträgt die relative Atommasse von Chlor 35,5 $. Isotope von Chlor werden wie folgt geschrieben:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ und $↖(37)↙(17)(Cl)$

Die chemischen Eigenschaften von Chlorisotopen sind genau die gleichen wie die Isotope der meisten chemischen Elemente, wie Kalium, Argon:

$↖(39)↙(19)(K)$ und $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ und $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Wasserstoffisotope unterscheiden sich jedoch stark in ihren Eigenschaften aufgrund eines starken Anstiegs ihres Relativwertes Atommasse; sie erhielten sogar individuelle Namen und chemische Zeichen: Protium - $↖(1)↙(1)(H)$; Deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, oder $↖(2)↙(1)(D)$; Tritium - $↖(3)↙(1)(H)$ oder $↖(3)↙(1)(T)$.

Jetzt ist es möglich, eine moderne, strengere und wissenschaftlichere Definition eines chemischen Elements zu geben.

Ein chemisches Element ist eine Ansammlung von Atomen mit gleicher Kernladung.

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

Betrachten Sie die Abbildung der elektronischen Konfigurationen der Atome der Elemente durch die Perioden des Systems von D. I. Mendeleev.

Elemente der ersten Periode.

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

Die elektronischen Formeln der Atome zeigen 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 Orbitalen.

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht vollständig – sie hat $2$ Elektronen.

Wasserstoff und Helium sind $s$-Elemente, diese Atome haben mit Elektronen gefüllte $s$-Orbitale.

Elemente der zweiten Periode.

Bei allen Elementen der zweiten Periode ist die erste Elektronenschicht gefüllt, und die Elektronen füllen die $s-$- und $p$-Orbitale der zweiten Elektronenschicht nach dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst $s$, dann $ p$) und den Regeln von Pauli und Hund.

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie hat $8$ Elektronen.

Elemente der dritten Periode.

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.

Die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen der Elemente der dritten Periode.

Am Magnesiumatom wird ein $3,5$-Elektronenorbital vollendet. $Na$ und $Mg$ sind $s$-Elemente.

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

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

In einem Argonatom hat die äußere Schicht (die dritte Elektronenschicht) $8$ Elektronen. Da die äußere Schicht fertig ist, aber insgesamt in der dritten Elektronenschicht, wie Sie bereits wissen, können 18 Elektronen vorhanden sein, was bedeutet, dass die Elemente der dritten Periode $3d$-Orbitale unbesetzt lassen.

Alle Elemente von $Al$ bis $Ar$ - $p$ -Elemente.

$s-$ und $r$ -Elemente bilden wichtigsten Untergruppen im Periodensystem.

Elemente der vierten Periode.

Kalium- und Calciumatome haben eine vierte Elektronenschicht, die $4s$-Unterebene ist gefüllt, weil es hat weniger Energie als die $3d$-Unterebene. Um die grafischen elektronischen Formeln der Atome der Elemente der vierten Periode zu vereinfachen:

1. wir bezeichnen bedingt die graphische elektronische Formel von Argon wie folgt: $Ar$;
2. wir werden die Unterebenen, die für diese Atome nicht gefüllt sind, nicht darstellen.

$K, Ca$ - $s$ -Elemente, in die wichtigsten Untergruppen aufgenommen. Für Atome von $Sc$ bis $Zn$ ist die 3d-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind $3d$-Elemente. Sie sind darin enthalten seitliche Untergruppen, ihre vorgelagerte Elektronenschicht gefüllt ist, werden sie bezeichnet Übergangselemente.

Achten Sie auf die Struktur der Elektronenhüllen von Chrom- und Kupferatomen. In ihnen "fällt" ein Elektron von der $4s-$- auf die $3d$-Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen $3d^5$- und $3d^(10)$-Konfigurationen erklärt wird:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Elementsymbol, Seriennummer, Name	Diagramm der elektronischen Struktur	Elektronische Formel	Grafische elektronische Formel
$↙(19)(K)$ Kalium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalzium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ oder $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ oder $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht vollständig - alle $3s-, 3p$- und $3d$-Unterebenen sind darin aufgefüllt, insgesamt befinden sich $18$ Elektronen darauf.

In den Elementen nach Zink wird die vierte Elektronenschicht, die $4p$-Unterebene, weiterhin aufgefüllt. Elemente von $Ga$ bis $Kr$ - $r$ -Elemente.

Die äußere (vierte) Schicht eines Kryptonatoms ist fertig, sie hat 8$ Elektronen. Aber gerade in der vierten Elektronenschicht können, wie Sie wissen, 32 $ an Elektronen sein; das Krypton-Atom hat noch $4d-$ und $4f$-Unterebenen ungefüllt.

Die Elemente der fünften Periode füllen die Unterebenen in der folgenden Reihenfolge: $5s → 4d → 5р$. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit dem "Ausfall" von Elektronen, für $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ erscheinen in der sechsten und siebten Periode -Elemente, d.h. Elemente, deren $4f-$- und $5f$-Unterebenen der dritten äußeren elektronischen Schicht jeweils gefüllt werden.

$4f$ -Elemente genannt Lanthanide.

$5f$ -Elemente genannt Aktiniden.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in den Atomen der Elemente der sechsten Periode: $↙(55)Cs$ und $↙(56)Ba$ - $6s$-Elemente; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-Element; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-Elemente; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-Elemente; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Besetzung von Elektronenorbitalen verletzt ist, was beispielsweise mit einer größeren Energiestabilität von halb und vollständig gefüllten $f$-Unterebenen einhergeht, also $nf^7$ und $nf^(14)$.

Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente, wie Sie bereits verstanden haben, in vier elektronische Familien oder Blöcke unterteilt:

1. $s$ -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;
2. $r$ -Elemente; die $p$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $p$-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III–VIII;
3. $d$ -Elemente; die $d$-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $d$-Elemente umfassen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I–VIII, d.h. Elemente interkalierter Jahrzehnte großer Perioden, die zwischen $s-$- und $p-$-Elementen liegen. Sie werden auch gerufen Übergangselemente;
4. $f$ -Elemente;$f-$Unterebene der dritten Ebene des Atoms außerhalb ist mit Elektronen gefüllt; dazu gehören Lanthanide und Aktinide.

Die elektronische Konfiguration des Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen

Das hat der Schweizer Physiker W. Pauli in $1925$ festgestellt Ein Atom kann höchstens zwei Elektronen in einem Orbital haben. mit entgegengesetzten (antiparallelen) Spins (übersetzt aus dem Englischen als Spindel), d.h. besitzt solche Eigenschaften, die man sich bedingt als Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse im oder gegen den Uhrzeigersinn vorstellen kann. Dieses Prinzip heißt das Pauli-Prinzip.

Befindet sich ein Elektron in einem Orbital, so heißt es ungepaart, wenn zwei, dann das gepaarte Elektronen, d.h. Elektronen mit entgegengesetztem Spin.

Die Abbildung zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus.

$s-$ Orbital, wie Sie bereits wissen, hat eine Kugelform. Das Elektron $(n = 1)$ des Wasserstoffatoms befindet sich auf diesem Orbital und ist ungepaart. Demnach sein elektronische Formel, oder elektronische Konfiguration , wird so geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Nummer des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben $ (1 ...) $ angegeben. Lateinischer Buchstabe bezeichnen die Unterebene (Art des Orbitals), und die Zahl, die oben rechts neben den Buchstaben geschrieben wird (als Exponent), zeigt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene.

Für ein Heliumatom He, das zwei gepaarte Elektronen im gleichen $s-$-Orbital hat, lautet diese Formel: $1s^2$. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas. Das zweite Energieniveau $(n = 2)$ hat vier Orbitale, ein $s$ und drei $p$. $s$-Orbitalelektronen der zweiten Ebene ($2s$-Orbitale) haben eine höhere Energie, weil sind weiter vom Kern entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, aber mit einer entsprechenden Menge an Elektronenenergie darauf und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit dem Wert von $n$ wächst.$s- $Orbital erhöht, wie Sie bereits wissen, hat eine Kugelform. Das Elektron $(n = 1)$ des Wasserstoffatoms befindet sich auf diesem Orbital und ist ungepaart. Daher wird seine elektronische Formel oder elektronische Konfiguration wie folgt geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Nummer des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben $ (1 ...) $ angegeben, die Unterebene (Orbitaltyp) wird durch den lateinischen Buchstaben und die Zahl, die an die geschrieben wird, bezeichnet rechts vom Buchstaben (als Exponent) zeigt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene.

Für ein Heliumatom $He$, das zwei gepaarte Elektronen im gleichen $s-$Orbital hat, lautet diese Formel: $1s^2$. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas. Das zweite Energieniveau $(n = 2)$ hat vier Orbitale, ein $s$ und drei $p$. Elektronen von $s-$-Orbitalen der zweiten Ebene ($2s$-Orbitale) haben eine höhere Energie, weil sind weiter vom Kern entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, aber mit einer entsprechenden Menge an Elektronenenergie darauf und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von $n$ wächst.

$r-$ Orbital Es hat die Form einer Hantel oder Band acht. Alle drei $p$-Orbitale liegen im Atom senkrecht zueinander entlang der durch den Atomkern gezogenen Raumkoordinaten. Es sei noch einmal betont, dass jedes Energieniveau (elektronische Schicht), beginnend bei $n= 2$, drei $p$-Orbitale hat. Wenn der Wert von $n$ zunimmt, besetzen die Elektronen $p$-Orbitale, die sich in großer Entfernung vom Kern befinden und entlang der $x-, y-, z$-Achsen gerichtet sind.

Für Elemente der zweiten Periode $(n = 2)$ wird zuerst ein $s$-Orbital gefüllt, dann drei $p$-Orbitale; elektronische Formel $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Das $2s^1$-Elektron ist weniger an den Atomkern gebunden, sodass ein Lithiumatom es leicht abgeben kann (wie Sie sich wahrscheinlich erinnern, wird dieser Prozess Oxidation genannt) und sich in ein Lithiumion $Li^+$ verwandeln.

Im Berylliumatom Be befindet sich das vierte Elektron ebenfalls im $2s$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)$. Die beiden äußeren Elektronen des Berylliumatoms lösen sich leicht ab - $B^0$ wird zum $Be^(2+)$-Kation oxidiert.

Das fünfte Elektron des Boratoms besetzt das $2p$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Als nächstes werden die $2p$-Orbitale der $C-, N-, O-, F$-Atome gefüllt, was mit dem Neon-Edelgas endet: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Für Elemente der dritten Periode werden $3s-$- bzw. $3p$-Orbitale gefüllt. Fünf $d$-Orbitale der dritten Stufe bleiben frei:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Manchmal wird in Diagrammen, die die Verteilung von Elektronen in Atomen darstellen, nur die Anzahl der Elektronen auf jedem Energieniveau angegeben, d.h. abgekürzte elektronische Formeln von Atomen chemischer Elemente schreiben, im Gegensatz zu den obigen vollständigen elektronischen Formeln, zum Beispiel:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Bei Elementen mit großen Perioden (vierte und fünfte) besetzen die ersten beiden Elektronen $4s-$- bzw. $5s$-Orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Beginnend mit dem jeweils dritten Element lange Zeit, gehen die nächsten zehn Elektronen zu den vorherigen $3d-$- bzw. $4d-$-Orbitalen (für Elemente von Seitenuntergruppen): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. In der Regel wird, wenn die vorherige $d$-Unterebene gefüllt ist, die äußere (bzw. $4p-$ und $5p-$) $p-$Unterebene gefüllt: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Bei Elementen mit großen Perioden - dem sechsten und unvollständigen siebten - werden elektronische Niveaus und Unterniveaus in der Regel wie folgt mit Elektronen gefüllt: Die ersten beiden Elektronen treten in das äußere $s-$-Unterniveau ein: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; das nächste Elektron (für $La$ und $Ca$) zur vorherigen $d$-Unterebene: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ und $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Dann treten die nächsten $14$-Elektronen von außen in das dritte Energieniveau ein, die $4f$- und $5f$-Orbitale der Lantoniden bzw. Aktiniden: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Dann beginnt sich die zweite Energieebene von außen ($d$-Unterebene) für die Elemente der Nebenuntergruppen wieder aufzubauen: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Und schließlich, erst nachdem die $d$-Unterebene vollständig mit zehn Elektronen gefüllt ist, wird die $p$-Unterebene wieder gefüllt: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Sehr oft wird die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen dargestellt - sie schreiben die sogenannten auf grafische elektronische Formeln. 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, wonach eine Zelle (Orbital) nicht mehr als zwei Elektronen haben kann, aber mit antiparallelen Spins, und F. Hundsche Regel, wonach Elektronen nacheinander freie Zellen besetzen und gleichzeitig denselben Spinwert haben, und sich erst dann paaren, aber die Spins nach dem Pauli-Prinzip bereits entgegengesetzt gerichtet sein werden.

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 Sonnensystem, wo der Kern eines 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 zur klassischen 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 zur Beschreibung des Atoms die Gesetze gelten klassische Mechanik ungeeignet. 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 Element entspricht das Atom der Nummer der Periode, in der sich das Element befindet Periodensystem D. I. Mendelejew.
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 Niveaus 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.