Struttura dei gusci elettronici degli atomi 8. Struttura dei gusci elettronici degli atomi

Gli atomi, originariamente ritenuti indivisibili, sono sistemi complessi.

Un atomo è costituito da un nucleo e un guscio di elettroni

Guscio elettronico: un insieme di elettroni che si muovono attorno al nucleo

I nuclei degli atomi sono carichi positivamente, sono costituiti da protoni (particelle caricate positivamente) p+ e neutroni (privi di carica) no

L'atomo nel suo complesso è elettricamente neutro, il numero di elettroni e– è uguale al numero di protoni p+, pari al numero atomico dell'elemento nella tavola periodica.

La figura mostra un modello planetario di un atomo, secondo il quale gli elettroni si muovono su orbite circolari stazionarie. È molto visivo, ma non riflette l'essenza, perché in realtà le leggi del micromondo non sono governate dalla meccanica classica, ma dalla meccanica quantistica, che tiene conto delle proprietà ondulatorie dell'elettrone.

Secondo la meccanica quantistica, un elettrone in un atomo non si muove lungo determinate traiettorie, ma può trovarsi dentro Qualunque parti dello spazio perinucleare, tuttavia probabilità la sua presenza dentro parti differenti questo spazio non è lo stesso.

Lo spazio attorno al nucleo in cui la probabilità di trovare un elettrone è piuttosto alta è chiamato orbitale (da non confondere con l'orbita!) o nuvola di elettroni.

Cioè, un elettrone non ha il concetto di “traiettoria”; gli elettroni non si muovono su orbite circolari o altro; La sfida più grande meccanica quantistica Il punto è che è impossibile da immaginare; siamo tutti abituati ai fenomeni del macrocosmo, che obbedisce alla meccanica classica, dove ogni particella in movimento ha una propria traiettoria.

Quindi l'elettrone ha un movimento complesso; può trovarsi ovunque nello spazio vicino al nucleo, ma con probabilità diverse. Consideriamo ora quelle parti dello spazio in cui la probabilità di trovare un elettrone è piuttosto alta: gli orbitali, le loro forme e la sequenza di riempimento degli orbitali con gli elettroni.

Immaginiamo un sistema di coordinate tridimensionale, al centro del quale si trova il nucleo di un atomo.

Innanzitutto, l'orbitale 1 è pieno; si trova più vicino al nucleo e ha la forma di una sfera.

La designazione di qualsiasi orbitale è composta da un numero e una lettera latina. Il numero mostra il livello di energia e la lettera mostra la forma dell'orbitale.

L'orbitale 1s ha l'energia più bassa e gli elettroni in questo orbitale hanno l'energia più bassa.

Questo orbitale può contenere non più di due elettroni. In questo orbitale si trovano gli elettroni degli atomi di idrogeno e di elio (i primi due elementi).

Configurazione elettronica dell'idrogeno: 1s 1

Configurazione elettronica dell'elio: 1s 2

L'apice mostra il numero di elettroni in quell'orbitale.

L'elemento successivo è il litio, ha 3 elettroni, due dei quali si trovano nell'orbitale 1, ma dove si trova il terzo elettrone?

Occupa il successivo orbitale a più alta energia, l'orbitale 2s. Ha anch'esso la forma di una sfera, ma con un raggio maggiore (l'orbitale 1s è all'interno dell'orbitale 2s).

Gli elettroni situati in questo orbitale hanno un'energia maggiore rispetto all'orbitale 1s, perché si trovano più lontani dal nucleo. In questo orbitale possono esserci al massimo 2 elettroni.
Configurazione elettronica del litio: 1s 2 2s 1
Configurazione elettronica del berillio: 1s 2 2s 2

L'elemento successivo, il boro, ha già 5 elettroni e il quinto elettrone riempirà un orbitale con un'energia ancora più elevata: l'orbitale 2p. Gli orbitali P hanno la forma di un manubrio o di un otto e si trovano lungo gli assi delle coordinate perpendicolari tra loro.

Ciascun orbitale p non può contenere più di due elettroni, quindi tre orbitali p non possono contenerne più di sei. Gli elettroni di valenza dei seguenti sei elementi riempiono gli orbitali p, quindi sono classificati come elementi p.

Configurazione elettronica dell'atomo di boro: 1s 2 2s 2 2р 1
Configurazione elettronica dell'atomo di carbonio: 1s 2 2s 2 2р 2
Configurazione elettronica dell'atomo di azoto: 1s 2 2s 2 2р 3
Configurazione elettronica dell'atomo di ossigeno: 1s 2 2s 2 2p 4
Configurazione elettronica dell'atomo di fluoro: 1s 2 2s 2 2р 5
Configurazione elettronica dell'atomo neon: 1s 2 2s 2 2р 6

Graficamente, le formule elettroniche di questi atomi sono mostrate di seguito:

Un quadrato è un orbitale o una cella quantistica, una freccia indica un elettrone, la direzione della freccia è una caratteristica speciale del movimento dell'elettrone: lo spin (in modo semplificato può essere rappresentato come la rotazione di un elettrone attorno al proprio asse orario e antiorario). Devi sapere che non possono esserci due elettroni con lo stesso spin in un orbitale (non puoi disegnare due frecce nella stessa direzione in un quadrato!). Questo è quello che è Principio di esclusione di W. Pauli: “Non possono esserci nemmeno due elettroni in un atomo per i quali tutti e quattro i numeri quantici sono uguali”

C'è un'altra regola ( La regola di Hund), secondo il quale gli elettroni vengono dispersi in orbitali di uguale energia, prima uno alla volta, e solo quando ciascuno di tali orbitali contiene già un elettrone inizia il riempimento di questi orbitali con i secondi elettroni. Quando un orbitale è popolato da due elettroni, tali elettroni vengono chiamati accoppiato.

L'atomo di neon ha un livello esterno completo di otto elettroni (2 elettroni s + 6 elettroni p = 8 elettroni al secondo livello energetico), questa configurazione è energeticamente favorevole e tutti gli altri atomi si sforzano di acquisirla. Questo è il motivo per cui gli elementi del gruppo 8A – i gas nobili – sono così chimicamente inerti.

L'elemento successivo è il sodio, numero di serie 11, il primo elemento del terzo periodo, ha un altro livello energetico: il terzo. L'undicesimo elettrone occuperà il successivo orbitale di energia più alta -3s.

Configurazione elettronica dell'atomo di sodio: 1s 2 2s 2 2р 6 3s 1

Successivamente, gli orbitali degli elementi del terzo periodo vengono riempiti, prima viene riempito il sottolivello 3s con due elettroni, quindi il sottolivello 3p con sei elettroni (simile al secondo periodo) al gas nobile argon, che, come il neon, ha un livello esterno completo di otto elettroni. Configurazione elettronica dell'atomo di argon (18 elettroni): 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3р 6

Il quarto periodo inizia con l'elemento potassio (numero atomico 19), il cui ultimo elettrone esterno si trova nell'orbitale 4s. Anche il ventesimo elettrone del calcio riempie l'orbitale 4.

Dopo il calcio c'è una serie di 10 elementi D, che inizia con lo scandio (numero di serie 21) e termina con lo zinco (numero di serie 30). Gli elettroni di questi atomi riempiono gli orbitali 3d, aspetto che è mostrato nella figura seguente.

Quindi, riassumiamo:

Un atomo è la più piccola particella della materia, costituita da un nucleo ed elettroni. La struttura dei gusci elettronici degli atomi è determinata dalla posizione dell'elemento in Tavola periodica elementi chimici di D. I. Mendeleev.

Elettrone e guscio elettronico di un atomo

Un atomo, che generalmente è neutro, è costituito da un nucleo carico positivamente e da un guscio elettronico caricato negativamente (nuvola elettronica), mentre le cariche positive e negative totali sono uguali in valore assoluto. Nel calcolare la massa atomica relativa, la massa degli elettroni non viene presa in considerazione, poiché è trascurabile e 1840 volte inferiore alla massa di un protone o di un neutrone.

Riso. 1. Atomo.

L'elettrone è una particella del tutto unica che ha una duplice natura: ha entrambe le proprietà di un'onda e di una particella. Si muovono continuamente attorno al nucleo.

Lo spazio attorno al nucleo in cui è più probabile la probabilità di trovare un elettrone è chiamato orbitale elettronico o nuvola di elettroni. Questo spazio ha una forma specifica, designata dalle lettere s-, p-, d- e f-. L'orbitale dell'elettrone S ha una forma sferica, l'orbitale p ha la forma di un manubrio o di un otto tridimensionale, le forme degli orbitali d ed f sono molto più complesse.

Riso. 2. Forme degli orbitali elettronici.

Attorno al nucleo gli elettroni sono disposti in strati elettronici. Ogni strato è caratterizzato dalla sua distanza dal nucleo e dalla sua energia, motivo per cui gli strati elettronici sono spesso chiamati livelli di energia elettronica. Più il livello è vicino al nucleo, minore è l'energia degli elettroni in esso contenuti. Un elemento differisce dall'altro nel numero di protoni nel nucleo dell'atomo e, di conseguenza, nel numero di elettroni. Di conseguenza, il numero di elettroni nel guscio elettronico di un atomo neutro è uguale al numero di protoni contenuti nel nucleo di questo atomo. Ogni elemento successivo ha un protone in più nel suo nucleo e un elettrone in più nel suo guscio elettronico.

L'elettrone appena entrato occupa l'orbitale con l'energia più bassa. Tuttavia, il numero massimo di elettroni per livello è determinato dalla formula:

dove N è il numero massimo di elettroni e n è il numero del livello energetico.

Il primo livello può avere solo 2 elettroni, il secondo può avere 8 elettroni, il terzo può avere 18 elettroni e il quarto livello può avere 32 elettroni. Il livello esterno di un atomo non può contenere più di 8 elettroni: non appena il numero di elettroni raggiunge 8, il livello successivo, più lontano dal nucleo, comincia a riempirsi.

Struttura dei gusci elettronici degli atomi

Ogni elemento si trova in un certo periodo. Un periodo è un insieme orizzontale di elementi disposti in ordine crescente di carica dei nuclei dei loro atomi, che inizia metallo alcalino, e termina con un gas inerte. I primi tre periodi della tabella sono piccoli e i successivi, a partire dal quarto periodo, sono grandi, costituiti da due righe. Il numero del periodo in cui si trova l'elemento ha significato fisico. Significa quanti livelli di energia elettronica ci sono in un atomo di qualsiasi elemento di un dato periodo. Pertanto, l'elemento cloro Cl si trova nel 3o periodo, cioè il suo guscio elettronico ha tre strati elettronici. Il cloro è nel gruppo VII della tabella e nel sottogruppo principale. Il sottogruppo principale è la colonna all'interno di ciascun gruppo che inizia con il periodo 1 o 2.

Pertanto, lo stato dei gusci elettronici dell'atomo di cloro è il seguente: il numero atomico dell'elemento cloro è 17, il che significa che l'atomo ha 17 protoni nel nucleo e 17 elettroni nel guscio elettronico. Al livello 1 possono esserci solo 2 elettroni, al livello 3 - 7 elettroni, poiché il cloro è nel sottogruppo principale del gruppo VII. Quindi al livello 2 ci sono: 17-2-7 = 8 elettroni.

Abbiamo scoperto che il cuore di un atomo è il suo nucleo. Intorno ad esso si trovano gli elettroni. Non possono restare immobili perché cadrebbero immediatamente sul nucleo.

All'inizio del 20 ° secolo. è stato adottato un modello planetario della struttura dell'atomo, secondo il quale gli elettroni si muovono attorno a un nucleo positivo molto piccolo, proprio come i pianeti ruotano attorno al Sole. Ulteriori ricerche hanno dimostrato che la struttura dell'atomo è molto più complessa. Il problema della struttura atomica rimane rilevante per la scienza moderna.

Particelle elementari, un atomo, una molecola: tutti questi sono oggetti di un microcosmo che non è osservabile da noi. Ha leggi diverse rispetto al macrocosmo, i cui oggetti possiamo osservare sia direttamente che con l'ausilio di strumenti (microscopio, telescopio, ecc.). Pertanto, quando discuteremo ulteriormente della struttura dei gusci elettronici degli atomi, capiremo che stiamo creando la nostra rappresentazione (modello), che corrisponde in gran parte visioni moderne, anche se non è assolutamente uguale a quello di un chimico. Il nostro modello è semplificato.

Gli elettroni, muovendosi attorno al nucleo di un atomo, formano collettivamente il suo guscio elettronico. Il numero di elettroni nel guscio di un atomo è uguale, come già sai, al numero di protoni nel nucleo di un atomo; corrisponde al numero ordinale, o atomico, dell'elemento nella tabella di Mendeleev. Pertanto, il guscio elettronico di un atomo di idrogeno è costituito da un elettrone, cloro - diciassette, oro - settantanove.

Come si muovono gli elettroni? Caoticamente, come i moscerini attorno a una lampadina accesa? O in qualche ordine particolare? Si scopre che è in un certo ordine.

Gli elettroni in un atomo differiscono nella loro energia. Come mostrano gli esperimenti, alcuni di loro sono attratti dal nucleo in modo più forte, altri meno. La ragione principale di ciò è la diversa distanza degli elettroni dal nucleo di un atomo. Più gli elettroni sono vicini al nucleo, più saldamente sono legati ad esso e più difficile è strapparli dal guscio elettronico, ma più sono lontani dal nucleo, più facile è strapparli. È ovvio che man mano che ci si allontana dal nucleo atomico, la riserva energetica dell'elettrone (E) aumenta (Fig. 38).

Riso. 38.
Numero massimo di elettroni per livello energetico

Gli elettroni che si muovono vicino al nucleo sembrano bloccare (schermare) il nucleo da altri elettroni, che sono attratti dal nucleo meno fortemente e si muovono a una distanza maggiore da esso. Ecco come si formano gli strati di elettroni nel guscio elettronico di un atomo. Ogni strato di elettroni è costituito da elettroni con valori energetici simili,

Pertanto, gli strati elettronici sono anche chiamati livelli energetici. Inoltre diremo: "L'elettrone si trova a un certo livello di energia".

Il numero di livelli energetici riempiti dagli elettroni in un atomo è uguale al numero del periodo nella tabella di Mendeleev in cui si trova l'elemento chimico. Ciò significa che il guscio elettronico degli atomi del 1° periodo contiene un livello energetico, del 2° periodo - due, del 3° - tre, ecc. Ad esempio, in un atomo di azoto è costituito da due livelli energetici e in un atomo di magnesio atomo - di tre:

Il numero massimo (più grande) di elettroni situati a un livello energetico può essere determinato dalla formula: 2n 2, dove n è il numero del livello. Di conseguenza, il primo livello energetico è pieno quando su di esso sono presenti due elettroni (2 × 1 2 = 2); il secondo - in presenza di otto elettroni (2 × 2 2 = 8); il terzo - diciotto (2 × 3 2 = 18), ecc. Nel corso di chimica per i gradi 8-9 considereremo solo gli elementi dei primi tre periodi, quindi non incontreremo il terzo livello energetico completo degli atomi.

Il numero di elettroni nel livello energetico esterno del guscio elettronico di un atomo per gli elementi chimici dei sottogruppi principali è uguale al numero del gruppo.

Ora possiamo elaborare diagrammi della struttura dei gusci elettronici degli atomi, guidati dal piano:

1. determiniamo il numero totale di elettroni sul guscio in base al numero atomico dell'elemento;
2. Determiniamo il numero di livelli energetici riempiti dagli elettroni nel guscio elettronico in base al numero del periodo;
3. Determiniamo il numero di elettroni ad ogni livello energetico (al 1° - non più di due; al 2° - non più di otto; al livello esterno, il numero di elettroni è uguale al numero del gruppo - per gli elementi del gruppo principale sottogruppi).

Il nucleo di un atomo di idrogeno ha una carica +1, cioè contiene solo un protone e rispettivamente solo un elettrone a un unico livello energetico:

Questo viene scritto utilizzando la formula elettronica come segue:

L'elemento successivo del primo periodo è l'elio. Il nucleo di un atomo di elio ha una carica +2. Ha già due elettroni al primo livello energetico:

Il primo livello energetico può ospitare solo due elettroni e non di più: è completamente completato. Ecco perché il 1° periodo della tabella di D.I. Mendeleev è composto da due elementi.

L'atomo di litio, elemento del 2° periodo, ha un livello energetico in più, al quale “andrà” il terzo elettrone:

Nell'atomo di berillio, un altro elettrone “entra” nel secondo livello:

L'atomo di boro al livello esterno ha tre elettroni, e l'atomo di carbonio ha quattro elettroni... l'atomo di fluoro ha sette elettroni, l'atomo di neon ha otto elettroni:

Il secondo livello può contenere solo otto elettroni ed è quindi completo di neon.

L'atomo di sodio, un elemento del periodo 3, ha un terzo livello energetico (nota: un atomo di un elemento del periodo 3 contiene tre livelli energetici!), e contiene un elettrone:

Nota: il sodio è un elemento del gruppo I; ha un elettrone al livello energetico esterno!

Ovviamente non sarà difficile scrivere la struttura dei livelli energetici dell'atomo di zolfo, elemento del gruppo VIA del 3° periodo:

Il 3° periodo termina con l'argon:

Gli atomi degli elementi del 4o periodo, ovviamente, hanno un quarto livello, in cui l'atomo di potassio ha un elettrone e l'atomo di calcio ha due elettroni.

Ora che abbiamo acquisito familiarità con le idee semplificate sulla struttura degli atomi degli elementi del 1° e 2° periodo della tavola periodica di Mendeleev, possiamo fare chiarimenti che ci avvicinano ad una visione più corretta della struttura dell'atomo.

Cominciamo con un'analogia. Proprio come un ago in rapido movimento su una macchina da cucire, perforando il tessuto, ricama un disegno su di esso, così muovendosi incommensurabilmente più velocemente nello spazio circostante nucleo atomico l'elettrone “ricama”, solo non un disegno piatto, ma tridimensionale della nuvola di elettroni. Poiché la velocità di movimento di un elettrone è centinaia di migliaia di volte maggiore della velocità di movimento di un ago da cucito, si parla della probabilità di trovare un elettrone in un luogo o nell'altro nello spazio. Supponiamo di essere riusciti, come in un fotofinish sportivo, a stabilire la posizione dell'elettrone in un punto vicino al nucleo e a contrassegnare questa posizione con un punto. Se tale “fotofinish” viene eseguito centinaia, migliaia di volte, otterrai un modello di una nuvola di elettroni.

A volte le nuvole di elettroni sono chiamate orbitali. Facciamo lo stesso. A seconda dell'energia, le nuvole di elettroni, o orbitali, differiscono nelle dimensioni. È chiaro che quanto più piccola è la riserva energetica dell’elettrone, tanto più forte è la sua attrazione verso il nucleo e tanto più piccolo è il suo orbitale.

Le nuvole di elettroni (orbitali) possono avere forme diverse. Ogni livello energetico in un atomo inizia con un orbitale s, che è di forma sferica. Al secondo e ai successivi livelli, dopo un orbitale s, compaiono orbitali p a forma di manubrio (Fig. 39). Esistono tre orbitali di questo tipo. Qualsiasi orbitale è occupato da non più di due elettroni. Di conseguenza, possono essercene solo due nell'orbitale s e sei nei tre orbitali p.

Riso. 39.
Forme degli orbitali s e p (nuvole di elettroni)

Usando numeri arabi per indicare il livello e denotando gli orbitali con le lettere s e p, e il numero di elettroni di un dato orbitale con il numero arabo in alto a destra della lettera, possiamo rappresentare la struttura degli atomi in modo più completo formule elettroniche.

Scriviamo le formule elettroniche degli atomi del 1o e 2o periodo:

Se gli elementi hanno livelli di energia esterna simili nella struttura, allora le proprietà di questi elementi sono simili. Ad esempio, l'argon e il neon contengono otto elettroni nel loro livello esterno, e quindi sono inerti, cioè quasi non entrano reazioni chimiche. Nella loro forma libera, l'argon e il neon sono gas le cui molecole sono monoatomiche. Gli atomi di litio, sodio e potassio contengono ciascuno un elettrone al livello esterno e hanno proprietà simili, quindi sono collocati nello stesso gruppo della tavola periodica di D. I. Mendeleev.

Facciamo una generalizzazione: la stessa struttura dei livelli energetici esterni si ripete periodicamente, quindi le proprietà degli elementi chimici si ripetono periodicamente. Questo modello si riflette nel nome della Tavola periodica degli elementi chimici di D. I. Mendeleev.

Parole e frasi chiave

1. Gli elettroni negli atomi si trovano a livelli energetici.
2. Il primo livello energetico può contenere solo due elettroni, il secondo otto. Tali livelli sono chiamati completati.
3. Il numero di livelli energetici riempiti è pari al numero del periodo in cui si trova l'elemento.
4. Numero di elettroni nel livello esterno di un atomo elemento chimico uguale al numero del suo gruppo (per gli elementi dei sottogruppi principali).
5. Le proprietà degli elementi chimici si ripetono periodicamente, poiché la struttura dei livelli energetici esterni dei loro atomi si ripete periodicamente.

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Domande e compiti

Argomenti del codificatore dell'Esame di Stato Unificato: La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi dei primi quattro periodi: elementi s, p e d. Configurazione elettronica di atomi e ioni. Stati fondamentali ed eccitati degli atomi.

Uno dei primi modelli della struttura dell'atomo - “ modello budino " - sviluppato DD Thomson nel 1904. Thomson scoprì l'esistenza degli elettroni, per i quali ricevette premio Nobel. Tuttavia, la scienza a quel tempo non poteva spiegare l’esistenza di questi stessi elettroni nello spazio. Thomson propose che l’atomo fosse costituito da elettroni negativi posti in una “zuppa” uniformemente caricata positivamente che compensa la carica degli elettroni (un’altra analogia è l’uvetta nel budino). Il modello è, ovviamente, originale, ma errato. Ma il modello di Thomson è stato un ottimo inizio per ulteriori lavori in questo settore.

E ulteriore lavoro si è rivelato efficace. Lo studente di Thomson, Ernest Rutherford, sulla base di esperimenti sulla dispersione di particelle alfa su lamina d'oro, propose un nuovo modello planetario della struttura dell'atomo.

Secondo il modello di Rutherford, un atomo è costituito da un nucleo massiccio e carico positivamente e da particelle con una piccola massa: elettroni che, come i pianeti attorno al Sole, volano attorno al nucleo e non cadono su di esso.

Il modello di Rutherford si rivelò essere il passo successivo nello studio della struttura dell'atomo. Tuttavia scienza moderna utilizza un modello più avanzato proposto da Niels Bohr nel 1913. Ci soffermeremo su questo in modo più dettagliato.

Atomoè la più piccola particella di materia, elettricamente neutra e chimicamente indivisibile, costituita da un nucleo carico positivamente e un guscio elettronico carico negativamente.

In questo caso gli elettroni non si muovono lungo una determinata orbita, come ipotizzava Rutherford, ma piuttosto in modo caotico. Si chiama l'insieme degli elettroni che si muovono attorno al nucleo guscio elettronico .

UN nucleo languido, come ha dimostrato Rutherford, è massiccio e carico positivamente, situato nella parte centrale dell'atomo. La struttura del nucleo è piuttosto complessa ed è studiata nella fisica nucleare. Le principali particelle di cui è composto sono: protoni E neutroni. Sono collegati forze nucleari (forte interazione).

Vediamo le caratteristiche principali protoni, neutroni E elettroni:

	Protone	Neutrone	Elettrone
Peso	1.00728 uma	1.00867 amu	1/1960 amu
Carica	+ 1 carica elementale	0	- 1 carica elementale

1 amu (unità di massa atomica) = 1,66054 10 -27 kg

1 carica elementare = 1,60219 10 -19 C

E la cosa più importante. La tavola periodica degli elementi chimici, strutturata da Dmitry Ivanovich Mendeleev, obbedisce a una logica semplice e comprensibile: il numero atomico è il numero di protoni nel nucleo di quell'atomo . Inoltre, Dmitry Ivanovich non ha sentito parlare di protoni nel 19 ° secolo. Tanto più brillante è la sua scoperta, abilità e istinto scientifico, che gli ha permesso di fare un passo avanti di un secolo e mezzo nella scienza.

Quindi, carica nucleare Z equivale numero di protoni, cioè. numero di atominella tavola periodica degli elementi chimici.

Un atomo è una particella carica, quindi il numero di protoni è uguale al numero di elettroni: N e = N p = Z.

Massa atomica ( numero di massa A ) è uguale alla massa totale delle grandi particelle che compongono l'atomo: protoni e neutroni. Poiché la massa di un protone e di un netron è approssimativamente uguale a 1 unità di massa atomica, può essere utilizzata la formula: M = N p + N n

Numero di Massa elencati nella tavola periodica degli elementi chimici nella cella di ciascun elemento.

Nota! Al momento di decidere Problemi dell'Esame di Stato Unificato Il numero di massa di tutti gli atomi, eccetto il cloro, viene arrotondato al numero intero più vicino secondo le regole della matematica. Il numero di massa dell'atomo di cloro nell'Esame di Stato unificato è considerato 35,5.

Raccolti nella tavola periodica elementi chimici - atomi con la stessa carica nucleare. Tuttavia, il numero di altre particelle in questi atomi può cambiare? Abbastanza. Ad esempio, gli atomi con numeri diversi vengono chiamati i neutroni isotopi di questo elemento chimico. Lo stesso elemento può avere più isotopi.

Prova a rispondere alle domande. Le risposte ad esse sono alla fine dell'articolo:

1. Gli isotopi dello stesso elemento hanno numero di massa uguale o diverso?
2. Gli isotopi dello stesso elemento hanno lo stesso o diverso numero di protoni?

Le proprietà chimiche degli atomi sono determinate dalla struttura del guscio elettronico e dalla carica del nucleo. Così, Proprietà chimiche gli isotopi dello stesso elemento sono praticamente gli stessi.

Poiché gli atomi dello stesso elemento possono esistere sotto forma di isotopi diversi, il nome spesso indica il numero di massa, ad esempio cloro-35, e viene accettata la seguente forma di notazione degli atomi:

Ancora qualche domanda:

3. Determina il numero di neutroni, protoni ed elettroni nell'isotopo del bromo-81.

4. Determinare il numero di neutroni nell'isotopo cloro-37.

Struttura del guscio elettronico

Secondo il modello quantistico della struttura dell'atomo di Niels Bohr, gli elettroni in un atomo possono muoversi solo lungo certo (stazionario ) orbite, allontanato dal nucleo ad una certa distanza e caratterizzato da una certa energia. Un altro nome per le orbite stazionarie è strati elettroniciO energia livelli .

I livelli elettronici possono essere designati con numeri: 1, 2, 3, ..., n. Il numero degli strati aumenta man mano che ci si allontana dal nucleo. Il numero di livello corrisponde al numero quantico principale N.

In uno strato gli elettroni possono muoversi lungo traiettorie diverse. La traiettoria orbitale è caratterizzata da sottostrato elettronico . Il tipo di sottolivello caratterizza numero quantico orbitale l = 0,1, 2, 3..., o le lettere corrispondenti - s, p, d, g e così via.

All'interno di un sottolivello (orbitali elettronici dello stesso tipo), sono possibili opzioni per la disposizione degli orbitali nello spazio. Più complessa è la geometria degli orbitali di un dato sottolivello, maggiori sono le opzioni per la loro posizione nello spazio. Numero totale di orbitali sottolivello di questo tipo l può essere determinata dalla formula: 2 l +1. Ogni orbitale non può contenere più di due elettroni.

Tipo orbitale	S	P	D	F	G
Valore del numero quantico orbitale l	0	1	2	3	4
Numero di orbitali atomici di un dato tipo 2 l+1	1	3	5	7	9
Numero massimo di elettroni negli orbitali di un dato tipo	2	6	10	14	18

Otteniamo una tabella riassuntiva:

Numero del livello, N	Sottolivello	Numero	Numero massimo di elettroni
1	1 secondo	1	2
2	2s	1	2
	2p	3	6
	3s	1	2
	3 p	3	6
	3d	5	10
	4s	1	2
	4p	3	6
	4d	5	10
	4f	7

Il riempimento degli orbitali energetici con gli elettroni avviene secondo alcune regole fondamentali. Diamo un'occhiata a loro in dettaglio.

Principio di Pauli (esclusione di Pauli): possono trovarsi nello stesso orbitale atomico non più di due elettroni con spin opposti (lo spin è una caratteristica quantomeccanica del movimento degli elettroni).

RegolaHunda. Negli orbitali atomici con la stessa energia gli elettroni si trovano uno alla volta con spin paralleli. Quelli. gli orbitali di un sottolivello sono riempiti come segue: Innanzitutto, un elettrone viene distribuito su ciascun orbitale. Solo quando un elettrone è distribuito in tutti gli orbitali di un dato sottolivello, occupiamo gli orbitali con secondi elettroni con spin opposti.

Così, la somma dei numeri quantici di spin di tali elettroni su un sottolivello energetico (guscio) sarà massima.

Per esempio, il riempimento dell'orbitale 2p con tre elettroni avverrà così: e non così:

Il principio della minima energia. Gli elettroni riempiono per primi gli orbitali a energia più bassa. L'energia di un orbitale atomico è equivalente alla somma dei numeri quantici principali e orbitali: N + l . Se la somma è la stessa, viene riempito per primo l'orbitale con il numero quantico principale più piccolo. N .

JSC	1 secondo	2s	2p	3s	3 p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	17:00	5 D	5f	5 G
N	1	2	2	3	3	3	4	4	4	4	5	5	5	5	5
l	0	0	1	0	1	2	0	1	2	3	0	1	2	3	4
N + l	1	2	3	3	4	5	4	5	6	7	5	6	7	8	9

Così, serie energetiche di orbitali assomiglia a questo:

1 S < 2 S < 2 P < 3 S < 3 P < 4 S < 3 D < 4 P < 5 S < 4 D < 5 P < 6 S < 4 F~ 5 D < 6 P < 7 S <5 F~ 6 D…

La struttura elettronica di un atomo può essere rappresentata in diverse forme − diagramma energetico, formula elettronica ecc. Vediamo quelli principali.

Diagramma energetico di un atomo è una rappresentazione schematica degli orbitali tenendo conto della loro energia. Il diagramma mostra la disposizione degli elettroni nei livelli e sottolivelli energetici. Il riempimento degli orbitali avviene secondo i principi quantistici.

Per esempio, diagramma energetico per un atomo di carbonio:

Formula elettronica è una registrazione della distribuzione degli elettroni tra gli orbitali di un atomo o di uno ione. Innanzitutto viene indicato il numero del livello, poi il tipo orbitale. L'apice a destra della lettera mostra il numero di elettroni nell'orbitale. Gli orbitali sono elencati in ordine di occupazione. Documentazione 1s 2 significa che ci sono 2 elettroni nel 1° livello del sottolivello s.

Per esempio, la formula elettronica del carbonio è simile alla seguente: 1s 2 2s 2 2p 2 .

Per brevità di notazione, a volte gli orbitali energetici invece di essere completamente pieni di elettroni utilizzare il simbolo del gas nobile più vicino (elemento del gruppo VIIIA) avente la configurazione elettronica appropriata.

Per esempio, formula elettronica azoto può essere scritto così: 1s 2 2s 2 2p 3 o così: 2s2 2p3.

1s 2 =

1s2 2s2 2p6 =

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = e così via.

Formule elettroniche degli elementi dei primi quattro periodi

Consideriamo il riempimento del guscio degli elementi dei primi quattro periodi con elettroni. U idrogeno il primissimo livello energetico, il sottolivello s, è pieno, con 1 elettrone situato:

+1H 1s 1 1 secondo

U elio L'orbitale 1s è completamente pieno:

+2He 1s 2 1 secondo

Poiché il primo livello energetico può contenere un massimo di 2 elettroni, litio inizia il riempimento del secondo livello di energia, a partire dall'orbitale con l'energia minima - 2s. In questo caso, il primo livello di energia viene riempito per primo:

+3Li 1s 2 2 secondi 1 1s 2s

U berillio Il sottolivello 2s è riempito:

+4Be 1s 2 2 secondi 2 1s 2s

+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p

All'elemento successivo, carbonio, l’elettrone successivo, secondo la regola di Hund, riempie un orbitale vuoto e non si sposta in uno parzialmente occupato:

+6C 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s 2p

Prova a creare formule grafiche elettroniche ed elettroniche per i seguenti elementi, poi potrai metterti alla prova utilizzando le risposte a fine articolo:

5. Azoto

6. Ossigeno

7. Fluoro

U non leiil riempimento del secondo livello di energia è completato:

+10Ne 1s 2 2s2 2p6 1s 2s 2p

U sodio inizia il riempimento del terzo livello energetico:

+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2s 2p 3s

Dal sodio all'argon il riempimento del 3° livello avviene nello stesso ordine del riempimento del 2° livello energetico. Propongo di compilare formule elettroniche di elementi da magnesio Prima Argon controlla tu stesso le risposte.

8. Magnesio

9. Alluminio

10. Silicio

11. Fosforo

12. Zolfo

13. Cloro

14. Argon

Ma a partire dal 19° elemento, potassio, a volte inizia la confusione: si riempie non un orbitale 3D, ma un 4s. Abbiamo accennato in precedenza in questo articolo che il riempimento dei livelli e dei sottolivelli energetici con gli elettroni avviene secondo serie energetiche di orbitali , e non in ordine. Consiglio di ripeterlo ancora. Quindi la formula potassio:

+19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2s 2p3s 3p4s

Per scrivere ulteriori formule elettroniche nell'articolo utilizzeremo la forma abbreviata:

+19K4s 1 4s

U calcio Il sottolivello 4s è riempito:

+20Ca4s 2 4s

L'elemento ha 21, Scandia, secondo la serie energetica degli orbitali, inizia il riempimento 3d-sottolivello:

+21Sc 3d 14s 2 4s 3d

Ulteriore riempimento 3d-il sottolivello si verifica secondo le regole quantistiche, da titanio Prima vanadio :

+22Ti 3d 24s 2 4s 3d

+23 V 3 giorni 34s 2 4s 3d

Tuttavia, per l'elemento successivo l'ordine di riempimento degli orbitali viene violato. Configurazione elettronica cromo come questo:

+24Cr 3d 54s 1 4s 3d

Qual è il problema? Ma il fatto è che con l'ordine "tradizionale" di riempimento degli orbitali (di conseguenza, errato in questo caso - 3d 4 4s 2) esattamente una cella dentro D-il sottolivello rimarrebbe vuoto. Si è scoperto che tale riempimento è energeticamente meno redditizio. UN più redditizio, Quando D-l'orbitale è completamente riempito, almeno di singoli elettroni. Questo elettrone in più va da 4s-sottolivello. E piccoli costi energetici per far saltare un elettrone 4s-il sottolivello copre più che l'effetto energetico derivante dal riempimento di tutto 3d- orbitanti. Questo effetto si chiama - fallimento O slittamento degli elettroni. E si osserva quando D-l'orbitale è riempito in modo insufficiente da 1 elettrone (un elettrone per cella o due).

Negli elementi successivi ritorna l'ordine “tradizionale” di riempimento degli orbitali. Configurazione manganese :

+25Mn 3d 54s 2

Allo stesso modo per cobalto E nichel. Ma a rame stiamo guardando di nuovo guasto elettronico - l'elettrone salta di nuovo 4s-sottolivello attivo 3d- sottolivello:

+29Cu 3d 104s 1

Sullo zinco il riempimento del sottolivello 3d è completato:

+30Zn 3d 104s 2

I seguenti elementi, da Gallia Prima krypton, il sottolivello 4p è riempito secondo le regole quantistiche. Ad esempio, la formula elettronica Gallia :

+31Ga 3d 104s2 4p1

Non forniremo le formule per gli elementi rimanenti; puoi comporli tu stesso e controllarti su Internet.

Alcuni concetti importanti:

Livello di energia esterna è il livello di energia in un atomo con massimo numero che ha elettroni. Per esempio, sì rame (3d 104s 1) il livello di energia esterna è il quarto.

elettroni di valenza - elettroni in un atomo che possono partecipare alla formazione di un legame chimico. Ad esempio, nel cromo ( +24Cr 3d 54s 1) non solo gli elettroni del livello energetico esterno sono di valenza ( 4s 1), ma anche elettroni spaiati accesi 3d-sottolivello, perché possono formare legami chimici.

Stati fondamentali ed eccitati dell'atomo

Le formule elettroniche che abbiamo compilato prima corrispondono lo stato energetico fondamentale dell’atomo . Questo è lo stato energeticamente più favorevole dell'atomo.

Tuttavia, per formarsi, un atomo nella maggior parte delle situazioni deve avere elettroni spaiati (singoli). . E i legami chimici sono energeticamente molto vantaggiosi per l'atomo. Di conseguenza, quanti più elettroni spaiati sono presenti in un atomo, tanti più legami può formare e, di conseguenza, si sposterà in uno stato energetico più favorevole.

Pertanto, se c'è orbitali di energia libera a questo livello coppie di elettroni accoppiati Potere vapore e uno degli elettroni della coppia accoppiata può spostarsi sull'orbitale vuoto. Così aumenta il numero di elettroni spaiati e l'atomo può formarsi più legami chimici, il che è molto vantaggioso dal punto di vista energetico. Questo stato dell'atomo si chiama eccitato e sono indicati con un asterisco.

Ad esempio, nello stato fondamentale boro ha la seguente configurazione del livello di energia:

+5B 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p

Al secondo livello (esterno) c'è una coppia di elettroni accoppiati, un singolo elettrone e una coppia di orbitali liberi (vacanti). Di conseguenza, otteniamo che esiste la possibilità per un elettrone di spostarsi da una coppia a un orbitale vuoto stato eccitato atomo di boro (indicato da un asterisco):

+5B* 1s 2 2s 1 2p 2 1s 2s 2p

Prova a creare tu stesso una formula elettronica che corrisponda allo stato eccitato degli atomi. Non dimenticare di controllare le tue risposte!

15. Carbonio

16. Berillio

17. Ossigeno

Formule elettroniche degli ioni

Gli atomi possono dare e ricevere elettroni. Donando o accettando elettroni, diventano ioni .

Ioni sono particelle cariche. È indicato il costo in eccesso indice nell'angolo in alto a destra.

Se un atomo da 'via elettroni, quindi sarà la carica totale della particella risultante positivo (ricordate che il numero di protoni in un atomo è uguale al numero di elettroni e, quando gli elettroni vengono persi, il numero di protoni sarà maggiore del numero di elettroni). Gli ioni con carica positiva lo sono cationi . Per esempio: il catione sodio si forma come segue:

+11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 -1е = +11Na+1s 2 2s 2 2p 6 3s 0

Se un atomo accetta elettroni, quindi acquisisce negativo carica . Le particelle cariche negativamente lo sono anioni . Per esempio, l'anione cloro si formerà come segue:

+17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e = +17Cl – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Pertanto, è possibile ottenere le formule elettroniche degli ioni aggiungere o rimuovere elettroni da un atomo. Nota , quando si formano i cationi, gli elettroni se ne vanno livello di energia esterna . Quando si formano gli anioni, si formano gli elettroni livello energetico esterno .

L'eccezionale fisico danese Niels Bohr (Fig. 1) ha suggerito che gli elettroni in un atomo non possono muoversi in nessuna, ma in orbite strettamente definite.

In questo caso, gli elettroni in un atomo differiscono nella loro energia. Come mostrano gli esperimenti, alcuni di loro sono attratti dal nucleo in modo più forte, altri meno. La ragione principale di ciò è la diversa distanza degli elettroni dal nucleo di un atomo. Quanto più gli elettroni sono vicini al nucleo, tanto più strettamente sono legati ad esso e tanto più difficile è strapparli dal guscio elettronico. Pertanto, man mano che l'elettrone si allontana dal nucleo dell'atomo, la riserva di energia dell'elettrone aumenta.

Gli elettroni che si muovono vicino al nucleo sembrano bloccare (schermare) il nucleo da altri elettroni, che sono attratti dal nucleo meno fortemente e si muovono a una distanza maggiore da esso. Ecco come si formano gli strati elettronici.

Ciascuno strato di elettroni è costituito da elettroni con valori energetici simili; Pertanto, gli strati elettronici sono anche chiamati livelli energetici.

Il nucleo è al centro dell'atomo di ciascun elemento e gli elettroni, che formano il guscio elettronico, sono disposti in strati attorno al nucleo.

Il numero di strati di elettroni nell'atomo di un elemento è uguale al numero del periodo in cui si trova l'elemento.

Ad esempio, il sodio Na è un elemento del 3° periodo, il che significa che il suo guscio elettronico comprende 3 livelli energetici. L'atomo di bromo Br ha 4 livelli energetici, poiché il bromo si trova nel 4° periodo (Fig. 2).

Modello dell'atomo di sodio: Modello dell'atomo di bromo:

Il numero massimo di elettroni a livello energetico si calcola con la formula: 2n 2, dove n è il numero del livello energetico.

Pertanto, il numero massimo di elettroni per:

3° strato - 18, ecc.

Per gli elementi dei sottogruppi principali, il numero del gruppo a cui appartiene l'elemento è uguale al numero degli elettroni esterni dell'atomo.

Gli elettroni esterni sono gli elettroni dell'ultimo strato di elettroni.

Ad esempio, l'atomo di sodio ha 1 elettrone esterno (poiché è un elemento del sottogruppo IA). L'atomo di bromo ha 7 elettroni nell'ultimo strato di elettroni (questo è un elemento del sottogruppo VIIA).

Struttura dei gusci elettronici degli elementi dei periodi 1-3

In un atomo di idrogeno, la carica nucleare è +1 e questa carica è neutralizzata da un singolo elettrone (Fig. 3).

L'elemento successivo all'idrogeno è l'elio, anch'esso un elemento del 1° periodo. Di conseguenza, in un atomo di elio c'è 1 livello energetico, che contiene due elettroni (Fig. 4). Questo è il numero massimo possibile di elettroni per il primo livello energetico.

L'elemento n. 3 è il litio. Ci sono 2 strati di elettroni in un atomo di litio, poiché è un elemento del 2° periodo. Sul 1° strato di un atomo di litio ci sono 2 elettroni (questo strato è completato), e sul 2° strato c'è 1 elettrone. L'atomo di berillio ha 1 elettrone in più rispetto all'atomo di litio (Fig. 5).

Allo stesso modo, si possono rappresentare i diagrammi della struttura atomica dei restanti elementi del secondo periodo (Fig. 6).

Nell'atomo dell'ultimo elemento del secondo periodo - il neon - l'ultimo livello energetico è completo (ha 8 elettroni, che corrisponde al valore massimo per il 2° strato). Il neon è un gas inerte che non entra in reazioni chimiche, quindi il suo guscio elettronico è molto stabile.

Chimico americano Gilbert Lewis ha dato una spiegazione per questo e ha presentato regola dell'ottetto, secondo la quale lo strato di otto elettroni è stabile(ad eccezione di 1 strato: poiché non può contenere più di 2 elettroni, per esso sarà stabile uno stato a due elettroni).

Dopo il neon arriva l'elemento del 3° periodo: il sodio. L'atomo di sodio ha 3 strati di elettroni, sui quali si trovano 11 elettroni (Fig. 7).

Riso. 7. Schema della struttura dell'atomo di sodio

Il sodio è nel gruppo 1, la sua valenza nei composti è uguale a I, come il litio. Ciò è dovuto al fatto che c'è 1 elettrone nello strato elettronico esterno degli atomi di sodio e litio.

Le proprietà degli elementi si ripetono periodicamente perché gli atomi degli elementi ripetono periodicamente il numero di elettroni nel loro strato elettronico esterno.

La struttura degli atomi dei restanti elementi del terzo periodo può essere rappresentata per analogia con la struttura degli atomi degli elementi del 2° periodo.

La struttura dei gusci elettronici degli elementi del 4° periodo

Il quarto periodo comprende 18 elementi, tra i quali ci sono elementi sia del sottogruppo principale (A) che secondario (B). Una particolarità della struttura degli atomi degli elementi dei sottogruppi laterali è che i loro strati elettronici esterni (interni) anziché esterni sono riempiti in sequenza.

Il quarto periodo inizia con il potassio. Il potassio è un metallo alcalino che presenta la valenza I nei composti. Ciò è abbastanza coerente con la seguente struttura del suo atomo. Essendo un elemento del 4° periodo, l'atomo di potassio ha 4 strati di elettroni. L'ultimo (quarto) strato di elettroni del potassio contiene 1 elettrone, il numero totale di elettroni in un atomo di potassio è 19 (il numero seriale di questo elemento) (Fig. 8).

Riso. 8. Schema della struttura dell'atomo di potassio

Il potassio è seguito dal calcio. L'atomo di calcio avrà 2 elettroni sul suo strato elettronico esterno, proprio come il berillio e il magnesio (sono anche elementi del sottogruppo II A).

L'elemento successivo dopo il calcio è lo scandio. Questo è un elemento del sottogruppo secondario (B). Tutti gli elementi dei sottogruppi secondari sono metalli. Una caratteristica della struttura dei loro atomi è la presenza di non più di 2 elettroni nell'ultimo strato elettronico, cioè il penultimo strato di elettroni verrà riempito sequenzialmente di elettroni.

Pertanto, per lo scandio possiamo immaginare il seguente modello di struttura atomica (Fig. 9):

Riso. 9. Schema della struttura dell'atomo di scandio

Questa distribuzione degli elettroni è possibile perché sul terzo strato il numero massimo consentito di elettroni è 18, cioè otto elettroni sul 3° strato rappresentano uno stato stabile, ma non completo, dello strato.

Per dieci elementi dei sottogruppi secondari del 4o periodo dallo scandio allo zinco, il terzo strato di elettroni viene riempito in sequenza.

La struttura di un atomo di zinco può essere rappresentata come segue: ci sono due elettroni sullo strato elettronico esterno e 18 su quello esterno (Fig. 10).

Riso. 10. Schema della struttura dell'atomo di zinco

Gli elementi successivi allo zinco appartengono agli elementi del sottogruppo principale: gallio, germanio, ecc. fino al kripton. Negli atomi di questi elementi, il 4o strato di elettroni (cioè esterno) viene riempito in sequenza. In un atomo del gas nobile krypton ci sarà un ottetto sul guscio esterno, cioè uno stato stabile.

Riassumendo la lezione

In questa lezione hai imparato come è strutturato il guscio elettronico di un atomo e come spiegare il fenomeno della periodicità. Abbiamo conosciuto i modelli della struttura dei gusci elettronici degli atomi, con l'aiuto dei quali possiamo prevedere e spiegare le proprietà degli elementi chimici e dei loro composti.

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2. Annota la distribuzione degli elettroni attraverso gli strati in un atomo di argon e kripton. Spiega perché gli atomi di questi elementi entrano in interazioni chimiche con grande difficoltà.