Periodengesetz und Theorie des Atombaus. Die Struktur des Atoms

Die Struktur der Atomkerne

radioaktiver Zerfall

Arten des radioaktiven Zerfalls

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

Die Zusammensetzung eines Moleküls. Das heißt, aus welchen Atomen das Molekül besteht, in welcher Menge, durch welche Bindungen sind diese Atome verbunden. All dies bestimmt die Eigenschaft des Moleküls und dementsprechend die Eigenschaft der Substanz, die diese Moleküle bilden.

Zum Beispiel sind die Eigenschaften von Wasser: Transparenz, Fließfähigkeit, die Fähigkeit, Rost zu verursachen, genau auf das Vorhandensein von zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom zurückzuführen.

Bevor man mit der Untersuchung der Eigenschaften von Molekülen (d. h. der Eigenschaften von Substanzen) fortfährt, ist es daher notwendig, die „Bausteine“ zu betrachten, aus denen diese Moleküle gebildet werden. Den Aufbau des Atoms verstehen.

Wie ist ein Atom angeordnet?

Atome sind Teilchen, die miteinander verbunden Moleküle bilden.

Das Atom selbst besteht aus positiv geladener Kern (+) und negativ geladene Elektronenhülle (-). Im Allgemeinen ist das Atom elektrisch neutral. Das heißt, die Ladung des Kerns ist im absoluten Wert gleich der Ladung der Elektronenhülle.

Der Kern wird von folgenden Teilchen gebildet:

• Protonen. Ein Proton trägt eine Ladung von +1. Seine Masse beträgt 1 amu ( atomare Einheit Massen). Diese Teilchen sind notwendigerweise im Kern vorhanden.

• Neutronen. Das Neutron hat keine Ladung (Ladung = 0). Seine Masse beträgt 1 amu. Neutronen dürfen nicht im Kern sein. Es ist kein notwendiger Bestandteil des Atomkerns.

Protonen sind also für die Gesamtladung des Kerns verantwortlich. Da ein Neutron eine Ladung von +1 hat, dann die Ladung des Kerns ist gleich der Zahl Protonen.

Die Elektronenhülle besteht, wie der Name schon sagt, aus Teilchen, die Elektronen genannt werden. Wenn wir den Kern eines Atoms mit einem Planeten vergleichen, dann sind Elektronen seine Satelliten. Sie drehen sich um den Kern (stellen wir uns das vorerst in Umlaufbahnen vor, aber tatsächlich in Umlaufbahnen) und bilden eine Elektronenhülle.

• Elektron ist ein sehr kleines Teilchen. Seine Masse ist so klein, dass es als 0 angenommen wird. Aber die Ladung eines Elektrons ist -1. Das heißt, der Modul ist gleich der Ladung des Protons, unterscheidet sich im Vorzeichen. Da ein Elektron eine Ladung von -1 trägt, ist die Gesamtladung der Elektronenhülle gleich der Anzahl der Elektronen darin.

Eine wichtige Konsequenz, da ein Atom ein Teilchen ist, das keine Ladung hat (die Ladung des Kerns und die Ladung der Elektronenhülle sind betragsmäßig gleich, aber mit entgegengesetztem Vorzeichen), also elektrisch neutral, also die Anzahl der Elektronen in einem Atom ist gleich der Anzahl der Protonen.

Wie unterscheiden sich Atome verschiedener chemischer Elemente voneinander?

Atome unterschiedlich chemische Elemente unterscheiden sich voneinander in der Ladung des Kerns (dh der Anzahl der Protonen und folglich der Anzahl der Elektronen).

Wie kann man die Ladung des Kerns eines Atoms eines Elements herausfinden? Der brillante heimische Chemiker D. I. Mendeleev, der das Periodengesetz entdeckt und eine nach ihm benannte Tabelle entwickelt hatte, gab uns die Gelegenheit dazu. Seine Entdeckung war der Kurve weit voraus. Als der Aufbau des Atoms noch nicht bekannt war, ordnete Mendelejew die Elemente in der Tabelle nach zunehmender Kernladung.

Das heißt, die Seriennummer eines Elements im Periodensystem ist die Ladung des Kerns eines Atoms eines bestimmten Elements. Zum Beispiel hat Sauerstoff eine Seriennummer von 8 bzw. die Ladung des Kerns des Sauerstoffatoms ist +8. Dementsprechend beträgt die Anzahl der Protonen 8 und die Anzahl der Elektronen 8.

Es sind die Elektronen drin Elektronenhülle bestimmen Chemische Eigenschaften Atom, aber dazu später mehr.

Kommen wir nun zur Masse.

Ein Proton ist eine Masseneinheit, ein Neutron ist auch eine Masseneinheit. Daher wird die Summe von Neutronen und Protonen im Kern genannt Massenzahl. (Die Elektronen beeinflussen die Masse in keiner Weise, da wir ihre Masse vernachlässigen und sie gleich Null betrachten).

Die atomare Masseneinheit (a.m.u.) ist eine spezielle physikalische Größe zur Bezeichnung kleiner Massen von Teilchen, die Atome bilden.

Alle diese drei Atome sind Atome eines chemischen Elements - Wasserstoff. Weil sie die gleiche Kernladung haben.

Wie werden sie sich unterscheiden? Diese Atome haben unterschiedliche Massenzahlen (aufgrund von andere Nummer Neutronen). Das erste Atom hat die Massenzahl 1, das zweite die Massenzahl 2 und das dritte die Massenzahl 3.

Atome des gleichen Elements, die sich in der Anzahl der Neutronen (und damit Massenzahlen) unterscheiden, werden als Atome bezeichnet Isotope.

Die vorgestellten Wasserstoffisotope haben sogar eigene Namen:

• Das erste Isotop (Massenzahl 1) heißt Protium.
• Das zweite Isotop (Massenzahl 2) heißt Deuterium.
• Das dritte Isotop (mit der Massenzahl 3) heißt Tritium.

Nun ist die nächste vernünftige Frage: Warum, wenn die Anzahl der Neutronen und Protonen im Kern eine ganze Zahl ist, ihre Masse 1 amu beträgt, dann im Periodensystem die Masse eines Atoms ist Bruchzahl. Zum Beispiel für Schwefel: 32.066.

Antwort: ein Element hat mehrere Isotope, sie unterscheiden sich in Massenzahlen. Also die Atommasse Periodensystem ist der Mittelwert der Atommassen aller Isotope eines Elements unter Berücksichtigung ihres Vorkommens in der Natur. Diese im Periodensystem gegebene Masse wird genannt Relative Atommasse.

Für chemische Berechnungen werden Indikatoren eines solchen „gemittelten Atoms“ verwendet. Atommasse auf eine ganze Zahl aufgerundet.

Die Struktur der Elektronenhülle.

Die chemischen Eigenschaften eines Atoms werden durch die Struktur seiner Elektronenhülle bestimmt. Die Elektronen um den Kern herum sind sowieso nicht angeordnet. Elektronen sind in Elektronenorbitalen lokalisiert.

Elektronische Umlaufbahn- der Raum um den Atomkern, wo die Wahrscheinlichkeit am größten ist, ein Elektron zu finden.

Ein Elektron hat einen Quantenparameter namens Spin. Wenn wir die klassische Definition aus der Quantenmechanik nehmen, dann drehen ist der Eigendrehimpuls des Teilchens. Vereinfacht lässt sich dies als Rotationsrichtung eines Teilchens um seine Achse darstellen.

Ein Elektron ist ein Teilchen mit halbzahligem Spin, ein Elektron kann entweder +½ oder -½ Spin haben. Herkömmlicherweise kann dies als Drehung im und gegen den Uhrzeigersinn dargestellt werden.

In einem Elektronenorbital können sich nicht mehr als zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin befinden.

Die allgemein akzeptierte Bezeichnung einer elektronischen Wohnung ist eine Zelle oder ein Bindestrich. Das Elektron ist durch einen Pfeil gekennzeichnet: Der Pfeil nach oben ist ein Elektron mit positivem Spin +½, der Pfeil nach unten ↓ ist ein Elektron mit negativem Spin -½.

Ein Elektron, das sich allein in einem Orbital befindet, heißt ungepaart. Zwei Elektronen im selben Orbital werden aufgerufen gepaart.

Elektronische Orbitale werden je nach Form in vier Typen eingeteilt: s, p, d, f. Orbitale gleicher Form bilden eine Unterebene. Die Anzahl der Orbitale in einer Unterebene wird durch die Anzahl bestimmt Optionen Ort im Weltraum.

1. s orbital.

Das s-Orbital ist kugelförmig:

Im Weltraum kann das s-Orbital nur auf eine Weise lokalisiert werden:

Daher wird die s-Unterebene nur von einem s-Orbital gebildet.

1. p-Orbital.

Das p-Orbital hat die Form einer Hantel:

Im Weltraum kann das p-Orbital nur auf drei Arten lokalisiert werden:

Daher wird die p-Unterebene von drei p-Orbitalen gebildet.

1. d-orbital.

Das d-Orbital hat eine komplexe Form:

Im Weltraum kann das d-Orbital fünf lokalisiert werden verschiedene Wege. Daher wird die d-Unterebene von fünf d-Orbitalen gebildet.

1. f-orbital

Das f-Orbital hat eine noch komplexere Form. Im Weltraum kann das f-Orbital auf sieben verschiedene Arten platziert werden. Daher wird die f-Unterebene von sieben f-Orbitalen gebildet.

Die Elektronenhülle eines Atoms sieht aus wie ein Hauch Gebäck. Es hat auch Schichten. Elektronen, die sich auf verschiedenen Schichten befinden, haben unterschiedliche Energien: auf kernnahen Schichten - weniger, auf kernfernen - mehr. Diese Schichten werden Energieniveaus genannt.

Füllung von Elektronenorbitalen.

Das erste Energieniveau hat nur die s-Unterebene:

Auf der zweiten Energieebene gibt es eine s-Unterebene und eine p-Unterebene erscheint:

Auf der dritten Energieebene gibt es eine s-Unterebene, eine p-Unterebene und eine d-Unterebene erscheint:

Auf der vierten Energieebene kommt im Prinzip eine f-Unterebene hinzu. Aber in Schulkurs f-Orbitale sind nicht gefüllt, daher können wir die f-Unterebene nicht zeichnen:

Die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom eines Elements ist Periodennummer. Beim Füllen von Elektronenorbitalen sollten die folgenden Prinzipien befolgt werden:

1. Jedes Elektron versucht, die Position im Atom einzunehmen, an der seine Energie minimal ist. Das heißt, zuerst wird das erste Energieniveau gefüllt, dann das zweite und so weiter.

Zur Beschreibung der Struktur der Elektronenhülle wird auch die elektronische Formel verwendet. Die elektronische Formel ist eine kurze einzeilige Aufzeichnung der Verteilung von Elektronen nach Unterebenen.

1. Auf der Unterebene füllt jedes Elektron zunächst ein vakantes Orbital. Und jeder hat Spin +½ (Pfeil nach oben).

Und erst nachdem sich in jedem Unterebenenorbital ein Elektron befindet, wird das nächste Elektron gepaart – das heißt, es besetzt ein Orbital, das bereits ein Elektron hat:

1. Die d-Unterebene wird auf besondere Weise gefüllt.

Tatsache ist, dass die Energie der d-Unterebene höher ist als die Energie der s-Unterebene der NEXT-Energieschicht. Und wie wir wissen, versucht das Elektron, jene Position im Atom einzunehmen, wo seine Energie minimal sein wird.

Daher wird nach dem Füllen der 3p-Unterebene zuerst die 4s-Unterebene gefüllt, wonach die 3d-Unterebene gefüllt wird.

Und erst nachdem die 3d-Unterebene vollständig gefüllt ist, wird die 4p-Unterebene gefüllt.

Genauso verhält es sich mit der 4. Energiestufe. Nachdem die 4p-Unterebene gefüllt ist, wird als nächstes die 5s-Unterebene gefüllt, gefolgt von der 4d-Unterebene. Und danach nur noch 17 Uhr.

1. Und es gibt noch einen Punkt, eine Regel bezüglich der Füllung der d-Unterebene.

Dann gibt es ein Phänomen namens Versagen. Im Fehlerfall fällt buchstäblich ein Elektron aus der s-Unterebene der nächsten Energieebene auf das d-Elektron.

Grund- und angeregte Zustände des Atoms.

Die Atome, deren elektronische Konfigurationen wir jetzt aufgebaut haben, heißen Atome in Grundzustand. Das heißt, dies ist ein normaler, natürlicher, wenn Sie so wollen, Zustand.

Wenn ein Atom Energie von außen erhält, kann es zu einer Anregung kommen.

Erregung ist der Übergang eines gepaarten Elektrons in ein leeres Orbital, innerhalb der äußeren Energieebene.

Zum Beispiel für ein Kohlenstoffatom:

Anregung ist charakteristisch für viele Atome. Dies muss beachtet werden, da die Anregung die Fähigkeit der Atome bestimmt, sich aneinander zu binden. Das Wichtigste, woran man sich erinnern sollte, ist die Bedingung, unter der eine Anregung auftreten kann: ein gepaartes Elektron und ein leeres Orbital im äußeren Energieniveau.

Es gibt Atome, die mehrere angeregte Zustände haben:

Elektronische Konfiguration des Ions.

Ionen sind Teilchen, in die sich Atome und Moleküle verwandeln, indem sie Elektronen aufnehmen oder abgeben. Diese Teilchen haben eine Ladung, weil sie entweder "nicht genug" Elektronen oder ihren Überschuss haben. Positiv geladene Ionen werden genannt Kationen, negativ - Anionen.

Das Chloratom (hat keine Ladung) nimmt ein Elektron auf. Das Elektron hat eine Ladung von 1- (eins minus), bzw. es entsteht ein Teilchen mit negativer Überladung. Chloranion:

Cl 0 + 1e → Cl –

Das Lithiumatom (ebenfalls ohne Ladung) verliert ein Elektron. Ein Elektron hat eine Ladung von 1+ (eins plus), es entsteht ein Teilchen ohne negative Ladung, dh seine Ladung ist positiv. Lithiumkation:

Li 0 – 1e → Li +

Atome verwandeln sich in Ionen und nehmen eine solche Konfiguration an, dass das äußere Energieniveau "schön" wird, dh vollständig gefüllt. Diese Konfiguration ist die thermodynamisch stabilste, daher gibt es einen Grund dafür, dass sich Atome in Ionen verwandeln.

Und daher sind die Atome der Elemente der VIII-A-Gruppe (der achten Gruppe der Hauptuntergruppe), wie im nächsten Absatz angegeben, Edelgase, also chemisch inaktiv. Sie haben im Grundzustand folgende Struktur: Das äußere Energieniveau ist vollständig gefüllt. Andere Atome neigen sozusagen dazu, die Konfiguration dieser edelsten Gase anzunehmen, werden daher zu Ionen und gehen chemische Bindungen ein.

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 die Postulate von Bor das für Atome klassische Mechanik unzutreffend. 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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Die Zusammensetzung des Atoms.

Ein Atom besteht aus Atomkern und Elektronenhülle.

Der Kern eines Atoms besteht aus Protonen ( p+) und Neutronen ( n 0). Die meisten Wasserstoffatome haben einen einzelnen Protonenkern.

Anzahl der Protonen N(p+) ist gleich der Kernladung ( Z) und Seriennummer Element in der natürlichen Reihe der Elemente (und im Periodensystem der Elemente).

N(p +) = Z

Die Summe der Anzahl der Neutronen N(n 0), einfach durch den Buchstaben gekennzeichnet N, und die Anzahl der Protonen Z genannt Massenzahl und ist mit dem Buchstaben gekennzeichnet ABER.

EIN = Z + N

Die Elektronenhülle eines Atoms besteht aus Elektronen, die sich um den Kern bewegen ( e -).

Anzahl der Elektronen N(e-) in der Elektronenhülle eines neutralen Atoms ist gleich der Anzahl der Protonen Z im Kern.

Die Masse eines Protons entspricht ungefähr der Masse eines Neutrons und der 1840-fachen Masse eines Elektrons, sodass die Masse eines Atoms praktisch gleich der Masse des Kerns ist.

Die Form eines Atoms ist kugelförmig. Der Radius des Kerns ist etwa 100.000 mal kleiner als der Radius des Atoms.

Chemisches Element- Art der Atome (Atommenge) mit gleicher Kernladung (mit gleicher Protonenzahl im Kern).

Isotop- eine Gruppe von Atomen eines Elements mit der gleichen Anzahl von Neutronen im Kern (oder eine Art von Atomen mit der gleichen Anzahl von Protonen und der gleichen Anzahl von Neutronen im Kern).

Verschiedene Isotope unterscheiden sich in der Anzahl der Neutronen in den Kernen ihrer Atome.

Bezeichnung eines einzelnen Atoms oder Isotops: (E - Elementsymbol), zum Beispiel: .

Die Struktur der Elektronenhülle des Atoms

Atomorbital ist der Zustand eines Elektrons in einem Atom. Orbitalsymbol - . Jedes Orbital entspricht einer Elektronenwolke.

Die Orbitale realer Atome im Grundzustand (nicht angeregt) sind von vier Arten: s, p, d und f.

elektronische Wolke- der Teil des Weltraums, in dem sich ein Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 90 (oder mehr) Prozent befindet.

Notiz: Manchmal werden die Konzepte "Atomorbital" und "Elektronenwolke" nicht unterschieden und beide als "Atomorbital" bezeichnet.

Die Elektronenhülle eines Atoms ist geschichtet. Elektronische Schicht von Elektronenwolken gleicher Größe gebildet. Orbitale einer Schicht bilden sich elektronische ("Energie") Ebene, ihre Energien sind für das Wasserstoffatom gleich, aber für andere Atome unterschiedlich.

Orbitale der gleichen Ebene werden gruppiert elektronisch (Energie) Unterebenen:
s- Unterebene (besteht aus einer s-Orbitale), Symbol - .
p Unterebene (besteht aus drei p
d Unterebene (besteht aus fünf d-Orbitale), Symbol - .
f Unterebene (besteht aus sieben f-Orbitale), Symbol - .

Die Energien der Orbitale derselben Unterebene sind gleich.

Bei der Bezeichnung von Unterebenen wird das Unterebenensymbol um die Nummer der Ebene (Elektronikebene) ergänzt, zum Beispiel: 2 s, 3p, 5d meint s- Unterebene der zweiten Ebene, p- Unterebene der dritten Ebene, d- Unterebene der fünften Ebene.

Die Gesamtzahl der Unterebenen in einer Ebene ist gleich der Ebenennummer n. Die Gesamtzahl der Orbitale in einer Ebene ist n 2. Dementsprechend ist auch die Gesamtzahl der Wolken in einer Schicht n 2 .

Bezeichnungen: - freies Orbital (ohne Elektronen), - Orbital mit einem ungepaarten Elektron, - Orbital mit einem Elektronenpaar (mit zwei Elektronen).

Die Reihenfolge, in der Elektronen die Orbitale eines Atoms besetzen, wird durch drei Naturgesetze bestimmt (Formeln sind vereinfacht angegeben):

1. Das Prinzip der geringsten Energie – Elektronen füllen die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie der Orbitale.

2. Pauli-Prinzip - es können nicht mehr als zwei Elektronen in einem Orbital sein.

3. Hundsche Regel - Innerhalb der Unterebene füllen Elektronen zuerst freie Orbitale (eines nach dem anderen) und bilden erst danach Elektronenpaare.

Die Gesamtzahl der Elektronen in der elektronischen Ebene (oder in der elektronischen Schicht) beträgt 2 n 2 .

Die Verteilung der Unterebenen nach Energie wird als nächstes ausgedrückt (in der Reihenfolge zunehmender Energie):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Visuell wird dieser Ablauf durch das Energiediagramm ausgedrückt:

Die Verteilung der Elektronen eines Atoms nach Ebenen, Unterebenen und Orbitalen (die elektronische Konfiguration eines Atoms) kann als elektronische Formel, als Energiediagramm oder einfacher als Diagramm elektronischer Schichten ("elektronisches Diagramm") dargestellt werden. .

Beispiele für die elektronische Struktur von Atomen:

Valenzelektronen- Elektronen eines Atoms, die an der Bildung teilnehmen können chemische Bindungen. Für jedes Atom sind dies alle äußeren Elektronen plus die voräußeren Elektronen, deren Energie größer ist als die der äußeren. Zum Beispiel: Das Ca-Atom hat 4 Außenelektronen s 2, sie sind auch Valenz; das Fe-Atom hat externe Elektronen - 4 s 2 aber er hat 3 d 6, also hat das Eisenatom 8 Valenzelektronen. Die elektronische Valenzformel des Calciumatoms ist 4 s 2 und Eisenatome - 4 s 2 3d 6 .

Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev
(natürliches System chemischer Elemente)

Periodisches Gesetz chemische Elemente(moderne Formulierung): Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie einfacher und komplexer Stoffe, die von ihnen gebildet werden, stehen in periodischer Abhängigkeit vom Wert der Ladung von Atomkernen.

Periodensystem- graphischer Ausdruck des periodischen Gesetzes.

Natürliches Spektrum chemischer Elemente- eine Anzahl chemischer Elemente, angeordnet nach der Zunahme der Anzahl der Protonen in den Kernen ihrer Atome oder, was dasselbe ist, nach der Zunahme der Ladungen der Kerne dieser Atome. Die Seriennummer eines Elements in dieser Reihe ist gleich der Anzahl der Protonen im Kern eines beliebigen Atoms dieses Elements.

Die Tabelle der chemischen Elemente wird durch „Einschneiden“ der natürlichen Reihen chemischer Elemente konstruiert Perioden(horizontale Zeilen der Tabelle) und Gruppierungen (vertikale Spalten der Tabelle) von Elementen mit ähnlicher elektronischer Atomstruktur.

Je nachdem, wie Elemente in Gruppen zusammengefasst werden, kann eine Tabelle sein lange Zeit(Elemente mit gleicher Anzahl und Art von Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst) und kurzfristig(Elemente mit gleicher Zahl an Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst).

Die Gruppen der Kurzzeittabelle sind in Untergruppen ( hauptsächlich und Nebenwirkungen), die mit den Gruppen der Langzeittabelle zusammenfallen.

Alle Atome von Elementen der gleichen Periode die gleiche Nummer elektronische Schichten, gleich der Nummer der Periode.

Die Anzahl der Elemente in den Perioden: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Die meisten Elemente der achten Periode wurden künstlich gewonnen, die letzten Elemente dieser Periode wurden noch nicht synthetisiert. Alle Perioden außer der ersten beginnen mit einem Alkalimetall bildenden Element (Li, Na, K usw.) und enden mit einem Edelgas bildenden Element (He, Ne, Ar, Kr usw.).

In der Kurzstundentafel – acht Gruppen, die jeweils in zwei Untergruppen (Haupt- und Nebengruppe) unterteilt sind, in der Langstundentafel – sechzehn Gruppen, die in römischen Zahlen mit den Buchstaben A oder B nummeriert sind, zum Beispiel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Die Gruppe IA der langen Periodentafel entspricht der Hauptuntergruppe der ersten Gruppe der kurzen Periodentafel; Gruppe VIIB - sekundäre Untergruppe der siebten Gruppe: der Rest - ähnlich.

Die Eigenschaften chemischer Elemente ändern sich natürlich in Gruppen und Perioden.

In Perioden (mit steigender Seriennummer)

• die Kernladung steigt
• die Zahl der Außenelektronen steigt,
• der Radius der Atome nimmt ab,
• die Bindungsstärke der Elektronen zum Kern steigt (Ionisationsenergie),
• die Elektronegativität nimmt zu.
• die oxidierenden Eigenschaften einfacher Substanzen werden verstärkt ("Nichtmetallizität"),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Substanzen ("Metallizität") schwächen,
• schwächt den basischen Charakter von Hydroxiden und den entsprechenden Oxiden,
• der saure Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden nimmt zu.

In Gruppen (mit steigender Seriennummer)

• die Kernladung steigt
• der Radius der Atome nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• die Stärke der Bindung zwischen Elektronen und Kern nimmt ab (Ionisationsenergie; nur in A-Gruppen),
• Elektronegativität nimmt ab (nur in A-Gruppen),
• schwächen die oxidierenden Eigenschaften einfacher Substanzen ("Nichtmetallizität"; nur in A-Gruppen),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Substanzen werden verstärkt ("Metallizität"; nur in A-Gruppen),
• der basische Charakter der Hydroxide und der entsprechenden Oxide nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• die saure Natur von Hydroxiden und den entsprechenden Oxiden wird geschwächt (nur in A-Gruppen),
• die Stabilität von Wasserstoffverbindungen nimmt ab (ihre Reduktionsaktivität nimmt zu; nur in A-Gruppen).

Aufgaben und Tests zum Thema "Thema 9. "Die Struktur des Atoms. Periodisches Gesetz und Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Periodisches Gesetz - Periodengesetz und Struktur der Atome Klasse 8–9
  Sie sollten wissen: die Gesetze zum Füllen von Orbitalen mit Elektronen (Prinzip der kleinsten Energie, Pauli-Prinzip, Hund-Regel), die Struktur des Periodensystems der Elemente.

  Sie sollten in der Lage sein: die Zusammensetzung eines Atoms anhand der Position eines Elements im Periodensystem zu bestimmen und umgekehrt ein Element im Periodensystem zu finden, wenn Sie dessen Zusammensetzung kennen; das Strukturdiagramm, die elektronische Konfiguration eines Atoms, Ions darstellen und umgekehrt die Position eines chemischen Elements in der PSCE aus dem Diagramm und der elektronischen Konfiguration bestimmen; Charakterisieren Sie das Element und die Substanzen, die es gemäß seiner Position in der PSCE bildet; Änderungen des Radius von Atomen, der Eigenschaften chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten Stoffe innerhalb einer Periode und einer Hauptuntergruppe des Periodensystems bestimmen.

  Beispiel 1 Bestimmen Sie die Anzahl der Orbitale in der dritten elektronischen Ebene. Was sind diese Orbitale?
  Um die Anzahl der Orbitale zu bestimmen, verwenden wir die Formel N Orbitale = n 2, wo n- Levelnummer. N Orbitale = 3 2 = 9. Eine 3 s-, drei 3 p- und fünf 3 d-Orbitale.

  Beispiel 2 Bestimmen Sie das Atom, dessen Element die elektronische Formel 1 hat s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Um zu bestimmen, um welches Element es sich handelt, müssen Sie seine Seriennummer herausfinden, die der Gesamtzahl der Elektronen im Atom entspricht. In diesem Fall: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Das ist Aluminium.

  Nachdem Sie sich vergewissert haben, dass Sie alles Notwendige gelernt haben, fahren Sie mit den Aufgaben fort. Wir wünschen Ihnen viel Erfolg.

  
  Empfohlene Literatur:
  • O. S. Gabrielyan und andere Chemie, 11. Klasse. M., Trappe, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemie 11 Zellen. M., Bildung, 2001.

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 mehr komplexe Atome, wie sich herausstellte, bestehen die Ebenen aus Energie 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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