Из чего состоит атом: что это в химии

Содержание
  1. История открытия. Демокрит. Начала атомистики
  2. Атомно-молекулярное учение. Строение атома
  3. Ядерная модель строения атома
  4. Протоны и нейтроны
  5. Изотопы
  6. Явление радиоактивности
  7. Электронное строение атома
  8. Состояние электрона в атоме
  9. Электронное облако
  10. Энергетические уровни
  11. Энергетические подуровни
  12. Электронные конфигурации атомов
  13. Периодический закон и периодическая система химических элементов
  14. Структура периодической системы
  15. Периоды
  16. Группы
  17. Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и их соединений
  18. Атомные и ионные радиусы
  19. Электроотрицательность
  20. Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе и строению атома
  21. Электронные формулы элементов первых четырех периодов
  22. Основное и возбужденное состояние атома
  23. Электронные формулы ионов
  24. Характеристики ядра
  25. Заряд ядра
  26. Масса ядра
  27. Размер атомного ядра
  28. Энергия связи. Дефект масс ядер
  29. Дефект массы

История открытия. Демокрит. Начала атомистики

Уже в древности философы задавались вопросом, из чего состоит окружающая их природа. Демокрит первым из древних ученых предположил, что все в мире состоит из мельчайших неделимых частиц. Он назвал эту частицу атомом, что в переводе с греческого означает «неделимый».

К сожалению, возможности ученых в те времена были весьма ограничены. У них не было инструментов для изучения строения материи. Но нельзя сбрасывать со счетов значение Демокрита в рождении атомизма.

Атомно-молекулярное учение. Строение атома

Почти до середины 18 в., пока М. В. Ломоносов не довел до химии количественные опыты; учение об атомах оставалось лишь прерогативой философских размышлений. Михаил Васильевич считал, что только знание физических законов поможет правильно интерпретировать результаты химических экспериментов.

В своих исследованиях ученый выделил в веществе крупные частицы — «корпускулы», и мелкие — «элементы», или, как мы их сейчас называем, атомы.

Ломоносов считал, что каждая молекула идентична по составу всему веществу, а также что элементы разного химического строения имеют молекулы разного состава. Ученый предполагал, что вещества имеют характеристики не только из-за различий в составе молекул, но и из-за различного расположения атомов в молекуле.

Следующий шаг в изучении атомов сделал английский натуралист Джон Дальтон. Проводя различные эксперименты с растворением газов в жидкостях, ученый открыл главное физическое свойство атомов — эти мельчайшие частицы имеют вес. Но поскольку атома еще не видели, Дальтон назвал его относительным весом частицы. Он обнаружил, что водород — самый легкий элемент, и предложил принять его вес за единицу.

Открытие Дальтона стало прорывом в химии. Ведь теперь к любому химическому соединению можно было обратиться с помощью измерительного прибора. Это исследование позволило приблизиться к современному написанию химических формул и уравнений. И именно Дальтон придумал первые обозначения известных химических элементов.

До конца 19 века, несмотря на все усилия ученых, химическое строение атома оставалось лишь гипотезой, у ученых не было достаточного оборудования, чтобы понять тайну мельчайшей частицы.

Открытие Дальтона дало толчок к дальнейшим экспериментам, в ходе которых ученые рассчитали относительную атомную массу различных химических элементов, что позволило провести их классификацию, а Д. И. Менделеев сформулировал периодический закон и представил научному миру Периодическую таблицу химических элементов.

Ядерная модель строения атома

В начале 20 века на основе исследований многих ученых, и особенно английского физика Э. Резерфорда, была создана фундаментальная модель строения атома, получившая название ядерной (планетарной). Согласно этой модели, атом состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Почти вся масса атома (более 99,96 %) сосредоточена в его ядре. Диаметр ядра примерно в 100 000 раз меньше диаметра всего атома (порядка атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Протоны и нейтроны

Открытие катодных лучей немецким физиком Юлиусом Плюкером в 1859 году и создание прототипа электронной лампы Уильямом Круксом в 1879 году ознаменовали новый виток исследований в атомистике.

Однако потребовалось еще несколько десятилетий, чтобы строение атомов химических элементов раскрыло свои тайны.На заре 20 века в журнале появились две публикации, пытавшиеся объяснить строение атома. Одна из публикаций принадлежала английскому ученому Д. Д. Томсону, автором другой был японский физик Хантаро Нагаока.

Нагаока описал в статье так называемую «сатурнианскую» модель атома. Он думал, что атом по строению похож на планету Сатурн. В его центре находится массивное положительно заряженное ядро, а отрицательно заряженные электроны движутся вокруг ядра по орбитам.

При создании своей атомной структуры Нагаока использовал теорию устойчивости колец Сатурна, разработанную Максвеллом в 1856 г. Японский ученый был убежден, что на основе «сатурнианской» модели ядра в будущих исследованиях можно выяснить все основные свойства материи.

Исследователь ошибся, но впоследствии подтвердились два постулата его теории:

  • ядро атома имеет значительную массу;
  • электростатические силы удерживают электроны на орбите (аналогично кольцам Сатурна, которые удерживаются вместе гравитационными силами).

Томсон предположил, что атом напоминает электрически нейтральную сферическую сферу диаметром около 10–10 м, где положительный заряд равномерно распределен по всей структуре атома, а электроны расположены в этом поле хаотично. Поэтому можно сказать, что атом напоминает микроскопическую булочку с изюмом.

Эксперименты продолжались в разных странах. В лаборатории Резерфорда были проведены испытания, которые доказали, что в центре атома находится большое ядро ​​диаметром около -10-15 м, которое содержит более 99,95% его массы, и заряд его положительный.

Ученые продолжили исследования с катодным излучением и обнаружили, что масса ядра примерно в два раза превышает массу всех содержащихся в нем протонов. Основываясь на этих знаниях, Резерфорд выдвинул гипотезу, что в ядре атома есть еще какая-то незаряженная тяжелая частица. Биографию выдающегося ученого можно кратко прочитать в учебнике под редакцией А. Е. Гуревича.

В 1932 году Джеймс Чедвик открыл нейтрон, третий недостающий элемент в атоме.

Атомное взаимодействие обеспечивает тесную связь между протонами и нейтронами в ядре атома. Протоны и нейтроны имеют общее название: нуклоны. Ученые считают, что их характеристики достаточно схожи, чтобы отнести эти частицы к одному семейству, подобно тому, как биологи относят собак и волков к одному и тому же виду.

Казалось бы, вот оно: тайна ядра разгадана. Но нет, в современной физике считается, что нуклоны состоят из еще более мелких частиц, которые называются кварками, и кварковая модель является ведущей в современной науке.

Эксперименты по изучению атома и его ядра не прекращаются, и в 2010 году международная группа физиков при изучении протонов в мюонном водороде обнаружила, что размер радиуса протона на 4% меньше, чем считалось ранее.

Таким образом, в фундаментальную физику проникла загадка радиуса протона, почему измерение одной и той же величины в обычном и мюонном водороде дает разные результаты и, несмотря на усилия сотен специалистов, до сих пор не решена.

Изотопы

Работая в лаборатории Резерфорда, Фредерик Содди экспериментально установил, что существуют атомы одного и того же химического элемента с разными атомными массами. А так как в то время уже было известно, что число протонов для ядра постоянно, то соответственно и число нейтронов они различались.

Содди ввел термин изотоп (от греческих слов isos — «тот же» и topos — «место») для обозначения веществ, одинаковых по химическим свойствам, но различающихся атомной массой и некоторыми физическими свойствами.

В графическом виде изотоп выглядит как знак химического элемента, которому он соответствует. А чтобы указать разницу, в массовом числе используйте индекс слева вверху: (12С, 222Rn)

Протий, дейтерий и тритий — исторические собственные названия изотопов водорода.

Изотопы:

  • стабильный (стабильный);
  • неустойчивые (радиоактивные).

Явление радиоактивности

Все нуклиды делятся на два типа: стабильные и радиоактивные (радионуклиды). Стабильные нуклиды могут существовать без изменения состава ядер сколь угодно долго. Поэтому большинство природных нуклидов, входящих в состав окружающих нас веществ, стабильны.

Стабильному состоянию атомных ядер соответствуют определенные соотношения числа протонов и нейтронов: для легких элементов (с атомными номерами от 1 до 20) — атом в химии - строение, формула, определение с примерами
для тяжелых — около 0,6. При нарушении протонно-нейтронного соотношения ядро ​​(а вместе с ним и атом) становится радиоактивным.

Радиоактивность — это самопроизвольное превращение нестабильных атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц.
атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Основными видами радиоактивных превращений являются (рис. 7):

1) а-распад:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

а-частицы являются ядрами атомов нуклидов атом в химии - строение, формула, определение с примерами
положительно заряженный 2 + ;

два) атом в химии - строение, формула, определение с примерами
:атом в химии - строение, формула, определение с примерами

В этом случае атом в химии - строение, формула, определение с примерами
частица на самом деле электрон, образовавшийся в ядре атома в результате превращения нейтрона в протон:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Радиоактивный распад часто сопровождается выбросом атом в химии - строение, формула, определение с примерами
-молния — поток квантов жесткого электромагнитного излучения, не имеющих заряда (см рис. 7).

Стабильность радионуклида характеризуется периодом полураспада атом в химии - строение, формула, определение с примерами
— время, за которое число ядер уменьшается вдвое в результате распада. Для разных радионуклидов он колеблется от долей секунды до миллиардов лет да для атом в химии - строение, формула, определение с примерами
период полувыведения составляет 2,2 минуты, для атом в химии - строение, формула, определение с примерами
— 8 дней, за атом в химии - строение, формула, определение с примерами
— 30,17 лет, а для атом в химии - строение, формула, определение с примерами
— почти 4,5 миллиарда лет.

После открытия явления радиоактивности стало возможным искусственно превращать одни химические элементы в другие, синтезировать ядра элементов, не существующих на Земле. Так были получены элементы, находящиеся в периодической системе после урана U. Конечно, такие процессы, хотя и называются ядерными реакциями, не являются химическими реакциями, в которых атомы не исчезают и не возникают вновь.

Изучение радиоактивности привело к созданию атомной энергетики и, к сожалению, ядерного оружия. Явление радиоактивности широко используется в науке, медицине, промышленности и сельском хозяйстве. В то же время человечество столкнулось с проблемами, связанными с вредным воздействием радиации на живые организмы. Поэтому использование ядерных процессов и радиоактивных веществ должно осуществляться в строго контролируемых условиях с соблюдением строжайших мер безопасности.

Атом представляет собой электрически нейтральную микросистему, состоящую из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Атомный номер химического элемента равен относительному заряду ядра его атома, числу протонов в ядре и числу электронов в атоме. Тип атомов с определенными значениями атомного номера и массового числа называется нуклидом. Радиоактивность — это самопроизвольное превращение нестабильных атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц.

Электронное строение атома

Изучение загадочного микромира продолжается. Изучение движения электронов и внутриатомных взаимодействий стало отдельной областью физики: квантовой механикой. Основной постулат квантовой механики состоит в том, что все волны обладают свойствами частиц, а микрочастицы имеют волновую природу.

В макромире физическое тело всегда находится в какой-то конкретной точке пространства. Даже если вы сфотографируете муху в полете и на фото она предстанет в виде черной полосы, вы все равно будете уверены, что в конкретное время она находилась в определенном месте.

В мире атома все иначе. Легкий подвижный электрон находится одновременно во всех точках околоядерного пространства. Если провести аналогию с макрокосмом, то он прежде всего будет похож на рыхлый клубок пушистой шерсти.

И именно эта область пространства, где есть вероятность найти электрон, называется электронным облаком. Плотность электронного облака неоднородна.

В облаке электронов выделяют зону, где вероятность встречи с электроном больше 90%; эта область обозначается как атомная или электронная орбиталь.

Все электроны в атоме имеют определенную энергию. Для описания состояния электрона ученые используют квантовые числа. Всего их четыре. Целое число n, определяющее энергию электронов на определенном энергетическом уровне, называется главным квантовым числом.

В электронной оболочке находятся атомные орбитали с единственным значением главного квантового числа n.

В невозбужденном атоме электроны находятся на 4 типах орбиталей: s, p, d и f.

Но почему нельзя было обозначать по алфавиту а, б, с? Не все так просто, для обозначения атомных орбиталей ученые решили использовать начальные буквы прилагательных, описывающих спектральные линии в атомных спектрах:

  • с (резкий) — острый,
  • р (основной) — главный,
  • д (нечеткий) — диффузный,
  • f (фундаментальный) — фундаментальный.

Для графического представления расположения электронов на уровнях и подуровнях атомной оболочки ученые ввели электронные формулы. Это комбинации цифр и букв, где подуровень обозначается строчной латинской буквой, а цифровой индекс вверху справа указывает количество электронов в подуровне.

Например, атом водорода имеет один электрон, который находится на s-подуровне первого энергетического уровня: 1s1. Электроны углерода расположены на двух энергетических уровнях, на внешнем энергетическом уровне углерод имеет два подуровня 2s и 2p, где находится 4 электрона. Также используется графическая схема строения атома.

Для визуализации строения атомарного слоя углерода и процессов в нем можно использовать представленный на нашем ресурсе.

Несмотря на свою способность одновременно находиться в любой точке пространства, электроны следуют определенному порядку при заполнении орбиталей:

  • Принцип наименьшей энергии. Электроны занимают атомные орбитали от самой низкой до самой высокой энергии. Распределение подуровней по энергии представлено ниже: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, где 1с до 7р — энергия увеличивается.
  • Принцип Паули: два электрона находятся на одной орбитали. Общее число электронов на электронной оболочке или электронном уровне равно 2n2.
  • Правило Хунда: прежде чем начать спаривание, электроны сначала внутри подуровня по одному занимают пустые орбитали.

У этого правила есть еще одно мнемоническое название: правило троллейбуса. Расположение электронов напоминает расположение сидений в общественном транспорте. Если есть свободные места и человек входит один, он сядет на свободное место, и только если свободных мест нет, он сядет с кем-то на свободное место.

Итак, давайте подытожим выводы, которые сделали ученые за более чем столетний опыт экспериментов, исследований, научных дискуссий и даже трагедий.

  • Форма атома – сфера.
  • Ядро и электронная оболочка являются составляющими структурами атома.
  • Отрицательно заряженные электроны движутся по электронной оболочке.
  • Масса ядра составляет основную часть массы атома, ведь протон весит примерно в 2000 раз больше, чем электрон.
  • Радиус атома примерно в 100 000 раз больше радиуса ядра.
  • Атомное ядро ​​состоит из нуклонов: протонов (p+) и нейтронов (n0), которые состоят из кварков.
  • Число протонов N(p+) равно заряду ядра (Z) и порядковому номеру элемента в периодической системе элементов, то есть N(p+) = Z
  • Число электронов в нейтральном атоме равно числу протонов в его ядре.
  • Массовое число представляет собой сумму протонов Z и нейтронов N и обозначается буквой А.
  • Если атом получает дополнительные электроны или теряет свои, его заряд изменяется, и он становится положительно или отрицательно заряженным ионом.

Состояние электрона в атоме

Химические свойства атомов проявляются только в химических реакциях. Так как состав ядер атомов при этом не изменяется, то очевидно, что все изменения, происходящие с данным атомом в процессе химического превращения, являются результатом изменения его электронного состояния.

Большинство свойств атома определяется его электронной структурой. Как оно влияет на конкретные свойства атома, на свойства веществ, в которых находится атом, можно понять, только правильно представив состояние электрона в атоме.

Электронное облако

В основе современной теории строения атома лежат законы и положения квантовой волновой механики — раздела физики, изучающего движение микротел (электронов, протонов, нейтронов и других частиц).

Согласно представлениям квантовой механики, движущийся электрон имеет двойственную природу. Это частица (имеет определенную массу, заряд), но ее движение вблизи ядра носит волновой характер (нет определенного пути движения, точного положения в пространстве и т д.). Следовательно, микрообъекты, в том числе и электрон, обладают как корпускулярными, так и волновыми свойствами.

Поскольку движущийся электрон в атоме не имеет пути, для описания такого движения используется вероятностный подход. Математически определяется не точное положение электрона в атоме, а вероятность того, что он находится в той или иной области, близкой к ядерному пространству.

Состояние (в квантовой механике синоним слова движение) электрона в атоме описывается с помощью квантово-механической модели — электронного облака (рис. 8). Электрон движется вблизи ядра с огромной скоростью, при которой его отрицательный заряд как бы «размазывается» в пространстве. Получается, что ядро ​​окружено трехмерным облаком электронов. Плотность такого электронного облака оказывается разной в разных местах. В тех местах, где электрон встречается чаще, образуется зона большей электронной плотности.

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Поскольку существует возможность обнаружения электрона даже на относительно большом расстоянии от ядра, электронное облако не имеет определенных границ. Поэтому его обычно ограничивают условной поверхностью, покрывающей около 90 % электронного облака. Такая область ядерного пространства называется атомной электронной орбиталью или просто орбиталью.

Орбиталь — это область ядерного пространства, в которой данный электрон находится с наибольшей вероятностью.

Орбитали в зависимости от энергии электронов имеют разную форму и размеры. Так, одноэлектронная орбиталь атома водорода имеет сферическую (сферическую) форму. Такие сферические орбитали обозначаются буквой s, а электроны, занимающие эти орбитали, называются s-электронами (рис. 9).

Чем выше энергия электрона в атоме, тем слабее он притягивается к ядру, тем больше его орбиталь (электронное облако). Электронная плотность уменьшается с увеличением размера орбиты.

Орбитали в многоэлектронных атомах могут иметь и другие формы, например форму гантели («восьмерки») (рис. 10). Эти орбитали обозначаются буквой р, а электроны, которым они соответствуют, называются р-электронами.

Три р-орбитали расположены (ориентированы) в околоядерном пространстве друг к другу перпендикулярно по каждой из трех осей системы координат (рис. 11).

Орбитали d- и f-типа имеют более сложную форму.

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Графически орбиталь изображается ячейкой (квантовой ячейкой), а электрон — стрелкой. Таким образом, орбиталь атома водорода с одним электроном можно представить следующим образом:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Помимо движения вокруг ядра, каждый электрон характеризуется собственным импульсом, который называется спином. Упрощенно спин (от англ spin — вращение) можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси. Спиновое вращение электрона возможно только по часовой или против часовой стрелки. На орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными (антипараллельными) спинами. В этом случае два электрона называются спаренными:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Такое его состояние в атоме энергетически выгодно, в отличие от состояния с такими же спинами:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами
Если на орбитали есть электрон, то он неспаренный.

Энергетические уровни

Электроны в атоме различаются по своей энергии. Чем выше энергия электрона в атоме, тем дальше он от ядра, следовательно, тем больше размер электронного облака (орбитали). Наоборот, электроны с относительно малой энергией большую часть времени находятся вблизи ядра, защищая его (экранируя) от других электронов, которые притягиваются к более слабому ядру и находятся на большем расстоянии от него. Так образуются электронные оболочки с близкими значениями энергии. Можно сказать, что электроны с близкими значениями энергии образуют в атоме единую электронную оболочку, или энергетический уровень.

Энергетический уровень (электронная оболочка, электронная оболочка) представляет собой совокупность электронов с близкими значениями энергии.

Число энергетических уровней в атоме, в котором находятся электроны, равно номеру периода, в котором химический элемент находится в периодической системе. Каждый энергетический уровень обозначается своим номером: n = 1, 2, 3, 4,… , атом в химии - строение, формула, определение с примерами
Чем выше номер уровня, тем выше энергия электронов, находящихся на этом уровне, и тем слабее они будут притягиваться к ядру. При п = оо электрон имеет такой запас энергии, что может покинуть атом, а атом становится положительно заряженным ионом.

Количество орбиталей атом в химии - строение, формула, определение с примерами
на этом энергетическом уровне:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами
Поскольку каждая орбиталь не может содержать более двух электронов, максимальное число электронов атом в химии - строение, формула, определение с примерами
на энергетическом уровне равен удвоенному квадрату номера уровня:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

На рис. 12 показана диаграмма энергетических уровней и их электронной емкости.

Энергетические подуровни

Электроны одного и того же энергетического уровня могут иметь несколько разные значения энергии. Они образуют подуровни энергии внутри данного уровня. Следовательно, энергетический уровень представляет собой совокупность энергетических подуровней, несколько различающихся по энергии. Их обозначают буквами s, p, d, f…. Количество подуровней, составляющих данный энергетический уровень, равно их количеству.

Первый энергетический уровень (n = 1) состоит из одного подуровня (подуровней), второй (n = 2) состоит из двух

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

(s, p), третий (n = 3) — из трех (s, p, d) и т д. Каждый подуровень, в свою очередь, состоит из определенного числа атомных орбиталей. Так, s-подуровень состоит из одной орбитали, p-подуровень — из трех, d-подуровень — из пяти орбиталей (рис. 13).

Из диаграммы выше видно, что s-подуровень каждого энергетического уровня имеет наименьший запас энергии:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Для различения энергетических подуровней и орбиталей разных энергетических уровней их обозначают двумя знаками: 1s, 2p, 3s, 3d. Цифра соответствует номеру энергетического уровня, а буква соответствует типу энергетического подуровня.

Обобщим информацию об электронном состоянии атомов элементов первых четырех периодов в виде таблицы 5.
атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Движущийся электрон в атоме имеет двойственную природу: это частица, имеющая волновой характер движения.

Электронное облако — это квантовомеханическая модель движения электрона вокруг ядра.

Атомная орбиталь — это область ядерного пространства, в которой данный электрон может быть найден с наибольшей вероятностью.

На орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными (антипараллельными) спинами.

Совокупность электронов с близкими значениями энергии называется энергетическим уровнем (или, что то же самое, электронной оболочкой, электронной оболочкой).

Электронные конфигурации атомов

Общее количество электронов в атоме определяется зарядом его ядра, то есть количеством протонов. Он равен атомному номеру элемента. Электроны в зависимости от их энергии распределены в атоме по энергетическим уровням и подуровням, каждый из которых состоит из определенного числа орбиталей.

Распределение электронов выражается в терминах электронных конфигураций атома. Например, для водорода, элемента с атомным номером 1, электронная конфигурация атом в химии - строение, формула, определение с примерами
В этой формуле число слева — это номер энергетического уровня, за которым следует буква, обозначающая подуровень, и, наконец, число в правом верхнем углу указывает количество электронов на этом подуровне.

Схематически электронное строение атома изображается с помощью электронной графической схемы, на которой орбитали представлены в виде ячеек, а электроны – в виде стрелок. Электронно-графическая схема атома водорода представлена ​​следующим образом:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

При составлении формул электронных конфигураций атомов необходимо соблюдать следующие правила.атом в химии - строение, формула, определение с примерами
. Распределение электронов в атоме в основном (наиболее устойчивом) состоянии определяется принципом наименьшей энергии: основному состоянию атома соответствуют минимально возможные энергетические уровни и подуровни.

Поэтому орбитали в атомах элементов первых трех периодов заполнены электронами в порядке возрастания их энергии:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Линейка:

Каждая орбиталь может содержать не более двух электронов и с противоположными спинами.

Так, для гелия вслед за водородом атом в химии - строение, формула, определение с примерами
электронная конфигурация — атом в химии - строение, формула, определение с примерами
и электронная графическая схема:
атом в химии - строение, формула, определение с примерами
Поскольку на первой электронной оболочке может находиться только два электрона, эта оболочка в атоме гелия является полной и поэтому очень стабильной.

У атомов элементов второго периода заполнен второй энергетический уровень, на котором может находиться не более 8 электронов. Сначала электроны заполняют 2s-орбиталь (для атомов лития и бериллия):
атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Поскольку 2.s-орбиталь заполнена, пятый электрон в атоме бора B занимает одну из трех 2p-орбиталей. Электронная конфигурация атома бораатом в химии - строение, формула, определение с примерами
и электронная графическая схема:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами
Обратите внимание, что подуровень 2p расположен рядом с подуровнем 2s, но немного выше. Этим подчеркивается их принадлежность к одному уровню (второму) и в то же время более высокому запасу энергии.

Линейка:

Задает порядок заполнения орбиталей подуровня. Электроны сначала заполняют все пустые орбитали подуровня по одному, а если число электронов больше числа орбиталей, то по два.

Следовательно, электронные конфигурации атомов углерода и азота таковы: атом в химии - строение, формула, определение с примерами
и их электронные графические схемы:
атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Электронная конфигурация внешней оболочки 2.S2 2p6 соответствует ее полному заполнению и поэтому очень стабильна.
В атомах кислорода, фтора и неона число электронов увеличивается, и они вытесняются на p-орбитали второго энергетического уровня на два:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Электронные графические схемы атомов этих элементов:
атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Электронная конфигурация внешней оболочки атом в химии - строение, формула, определение с примерами
соответствует его полному заполнению и поэтому очень стабилен.

В атомах элементов третьего периода начинает формироваться третья электронная оболочка. Во-первых, s-подуровень натрия и магния заполнен электронами:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

а затем /7-подуровень для алюминия, кремния, хлора и аргона:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Электронная графическая схема атома аргона:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

У атома аргона на внешней электронной оболочке 8 электронов. Следовательно, он полный, так как в атоме любого элемента на внешнем энергетическом уровне может находиться не более 8 электронов.

Этим не исчерпывается образование третьей электронной оболочки. В соответствии с формулой атом в химии - строение, формула, определение с примерами
может иметь максимум 18 электронов: 8 на s- и p-подуровнях и 10 на d-подуровне. Этот подуровень будет формироваться для элементов четвертого периода. Но, во-первых, первые два элемента четвертого периода, калий и кальций, имеют четвертую электронную оболочку, которая открывается s-подуровнем (энергия 4s-подуровня несколько ниже энергии 3d-подуровня, см рис. 13):

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Только после этого d-подуровень третьего энергетического уровня, уже предвнешнего, начнет заполняться электронами.

Кроме электронных конфигураций и графических электронных диаграмм иногда используют электронные диаграммы атомов, в которых указывается только число электронов на каждом энергетическом уровне (электронной оболочке):

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

С такими схемами вы сталкивались в восьмом классе.

Электронная структура атома определяется зарядом его ядра, который равен атомному номеру элемента в периодической таблице.

Распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям показано электронными конфигурациями и графическими электронными диаграммами, а также электронными диаграммами атомов.

Атом любого элемента не может иметь более 8 электронов на внешней электронной оболочке.

Периодический закон и периодическая система химических элементов

Вы четвертый год изучаете химию и все это время пользуетесь таблицей химических элементов, которая представляет собой графическое представление периодической системы элементов. Периодическая система, в свою очередь, есть выражение периодического закона, открытого русским химиком

Д. И. Менделеева в 1869 г. С тех пор периодический закон лежит в основе современной химии. Физический смысл периодического закона стал ясен только после создания теории строения атома. Но сама эта теория развивалась и развивается на основе периодического закона и периодической системы.

Согласно этой теории, основной характеристикой атома является положительный заряд ядра. Заряд ядра определяет число электронов в атоме, его электронное строение и, следовательно, все свойства атомов данного элемента и их положение в периодической системе. Поэтому современная формулировка периодического закона выглядит следующим образом:

Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ периодически зависят от зарядов атомных ядер.

Структура периодической системы

Вы уже знакомы со структурой периодической системы в общих чертах. Все содержащиеся в нем химические элементы расположены в порядке возрастания атомного номера, поэтому он имеет другое название: порядковый номер. Числовое значение атомного номера равно положительному заряду атомного ядра соответствующего элемента.

В таблице имеется семь горизонтальных рядов элементов, которые называются периодами, а также восемнадцать вертикальных столбцов — групп. Поэтому каждый химический элемент имеет свой атомный (порядковый) номер, находится в определенный период и в определенной группе.

Известно около 700 форм графического изображения периодической системы. Но фундаментальный подход к построению таблицы тот же: элементы располагаются в порядке возрастания зарядов ядер их атомов. По мере увеличения атомного номера электронная структура атомов элементов постепенно накапливается по принципам заполнения. Таким образом, строение периодической системы связано с электронным строением элементов.

По последнему энергетическому подуровню, заполненному электронами, различают четыре типа (семейства) элементов:

  1. s-элементы: s-подуровень внешнего энергетического уровня заполняется последним;
  2. p-элементы: p-подуровень внешнего энергетического уровня заполняется последним;
  3. d-элементы: последним заполняется d-подуровень предвнешнего энергетического уровня;
  4. f-элементы: f-подуровень третьего внешнего уровня заполняется последним.

Периоды

Период в периодической системе – это ряд элементов, у атомов которых электронная конфигурация внешнего энергетического уровня изменяется от атом в химии - строение, формула, определение с примерами
(за первый периодатом в химии - строение, формула, определение с примерами
(таблица 6).

Таблица 6. Последовательность заполнения энергетических подуровней для элементов разных периодов

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

В этом случае номер периода совпадает с номером n внешнего энергетического уровня.

Другими словами, номер периода указывает количество энергетических уровней, на которых находятся электроны в атомах данного элемента. Это физический смысл числа периода.

Каждый из периодов (исключая первый) начинается с типичного металла (щелочного металла) и заканчивается благородным газом, которому предшествует неметалл, то есть в период с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связано с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

Первые три периода содержат только элементы s и p. К четвертому, пятому и последующим периодам относятся также элементы, атомы которых имеют заполнение d-подуровня предвнешнего энергетического уровня. Для элементов шестого и седьмого периодов, помимо подуровней S, p и d, заполнены также f-подуровни третьей внешней электронной оболочки f-элементов

они объединены в семейства, называемые лантаноидами (элементы 4f) и актиниды (элементы 5f), которые удалены из таблицы (см обложку 1).

Группы

В вертикальных столбцах, называемых группами, объединены элементы, атомы которых имеют сходное электронное строение. Всего в таблице 18 групп, пронумерованных арабскими цифрами. Также группы традиционно нумеруются римскими цифрами от I до VIII с добавлением букв А или В. Атомы элементов групп А последними заполняют s- и р-подуровни внешних энергетических уровней. (таблица 7). Элементы, у которых d-подуровни второго энергетического уровня извне или f-подуровни третьего энергетического уровня извне заполнены последними, составляют группы В.
Таблица 7. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атомов элементов группы А (периоды 1-4)

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Атомы элементов групп А и В различаются по своим химическим свойствам, но имеют и нечто общее, что объединяет их в группы с одинаковыми римскими цифрами (I, II и т д).

Номер группы (римскими цифрами) обычно указывает на количество электронов в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. Это физический смысл номера группы.

Электроны, участвующие в образовании химических связей, называются валентными электронами. У элементов группы А электроны на внешнем энергетическом уровне являются валентными, а у элементов группы В электроны на предпоследних уровнях являются валентными. В этом основное отличие элементов групп А и В.

Теперь мы можем дать более точное определение понятия группы.

Группа – это вертикальный столбец элементов с одинаковым числом валентных электронов в атомах.

Таким образом, строгая периодичность расположения химических элементов в периодической системе вполне объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней и подуровней их атомов.

Основной характеристикой атома является положительный заряд ядра, который численно равен атомному номеру элемента. Каждый химический элемент имеет свой атомный (порядковый) номер, находится в определенный период и в определенной группе. Горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания их атомных номеров, начиная с щелочного металла и заканчивая благородным газом, называется периодом. Вертикальный столбец элементов, атомы которых имеют одинаковую структуру внешней электронной оболочки, называется группой.

Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и их соединений

Так как электронная конфигурация атомов химических элементов периодически изменяется с увеличением заряда их ядер, то и все их свойства, определяемые электронной структурой, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. К этим свойствам в основном относятся различные характеристики атомов: атомные и ионные радиусы, электроотрицательность, степень окисления и др. периодически изменяются и многие химические и физические свойства простых и сложных веществ, состоящих из однородных элементов.

Атомные и ионные радиусы

С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определенных пределов, так как орбитали, на которых находятся его электроны, также не имеют точных размеров. О размерах атомов и ионов судят по экспериментальным данным о расстояниях между соседними атомами в молекулах или кристаллах. Условно форму атома или иона считают сферической, поэтому радиус служит количественной характеристикой его размеров.

Существуют атомные радиусы и ионные радиусы. При этом радиусы положительных ионов (катионов) всегда меньше радиусов атомов соответствующих элементов, так как они образуются в результате отдачи электронов. Радиусы отрицательных ионов (анионов) больше радиусов атомов, так как они образовались за счет добавления дополнительных электронов. Например, радиус атома натрия Na равен 189 пм, а радиус иона натрия атом в химии - строение, формула, определение с примерами
— 99 пм, радиус атома хлора С1 равен 99 пм, а его ион атом в химии - строение, формула, определение с примерами
— 181 pm (1 pm (пикометр) = атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Как изменяются радиусы атомов в группе и в периоде с увеличением атомного номера элементов? Для элементов одной и той же группы перемещение сверху вниз от одного элемента к другому увеличивает количество электронных оболочек и, следовательно, увеличивает радиус как атомов, так и ионов. Например, в группе щелочных металлов атомные радиусы: Li — 155 пм, Na — 189 пм, К — 236 пм и ионов:атом в химии - строение, формула, определение с примерами
— 68 часов, атом в химии - строение, формула, определение с примерами
— 99 часов, атом в химии - строение, формула, определение с примерами
— 138 часов.

В периодах периодической системы по мере увеличения заряда ядер атомов увеличивается притяжение электронов, находящихся в одной электронной оболочке, что приводит к уменьшению радиуса атомов. Например, у элементов третьего периода атомные радиусы уменьшаются от натрия к хлору, от 189 пм до 99 пм.

Электроотрицательность

Проявление металлических или неметаллических свойств у атомов данного элемента связано прежде всего с их способностью отдавать или присоединять электроны. Высвобождение или связывание электронов атомами обычно происходит в процессе их химического взаимодействия. Характеристикой атома, учитывающей его способность смещать к себе валентные электроны, является электроотрицательность. Обозначается буквой греческого алфавита Х (хи).

Электроотрицательность атома — условная величина, характеризующая его способность в химических соединениях вытеснять электроны от других атомов к себе.

Для практической оценки этой способности атомов введена условная относительная шкала электроотрицательности. По этой шкале среди элементов, способных образовывать химические соединения, наиболее электроотрицательным является фтор F (X = 4,1), а наименее электроотрицательным — франций Fr (X = 0,86).

У элементов группы А в периоды с увеличением порядкового номера элементов электроотрицательность возрастает, а у групп, как правило, уменьшается.

По величине электроотрицательности можно определить, относится ли элемент к металлам или неметаллам. Все неметаллы обычно имеют значение электроотрицательности больше двух.

Они расположены в верхней правой части периодической таблицы.

Металлы имеют значение электроотрицательности менее двух. Различные элементы (B, Si, Ge, As, Te) со значением электроотрицательности, близким к 2, расположены по диагонали от бора B к астату At. Атомы этих элементов обладают промежуточными свойствами, поэтому их часто называют полуметаллами (рис. 14).

Частота изменения свойств соединенийатом в химии - строение, формула, определение с примерами

Периодический характер изменения структуры, физических и химических свойств присущ также простым и сложным веществам. Рассмотрим для примера закономерности изменения некоторых свойств атомов и соединений элементов 3-го периода (табл. 8).

Таблица 8. Изменение свойств атомов элементов 3-го периода и их соединений
атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Как видно из таблицы, в периоде, переходя слева направо от одного элемента к другому, высшая степень окисления увеличивается, а низшая степень окисления уменьшается (по абсолютной величине). Периоды начинаются с щелочных металлов, которые образуют основные водорастворимые оксиды и гидроксиды. При переходе от одного элемента к другому наблюдается ослабление основных свойств и усиление кислотных свойств высших оксидов и гидроксидов.

Элементы, находящиеся в одной группе, имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов, в связи с чем их атомы проявляют сходные химические свойства.

Такой характер изменения свойств в основном повторяется во всех периодах (кроме первого), поэтому такое изменение свойств называется периодическим.

Таким образом, при последовательном увеличении зарядов атомных ядер периодически повторяется конфигурация внешних электронных оболочек и, как следствие, периодически повторяются химические свойства атомов элементов и их соединений. В этом заключается физический смысл периодического закона.

Атомные и ионные радиусы атомов элементов с увеличением атомного номера уменьшаются по периодам слева направо и увеличиваются по группам сверху вниз. С увеличением атомного номера внутри каждого периода электроотрицательность увеличивается, а в группе уменьшается, то есть металлические свойства атомов элементов в периоде ослабевают, а в группе увеличиваются. Периодическое изменение свойств атомов химических элементов при увеличении положительного заряда ядер объясняется тем, что структура внешних электронных оболочек атомов периодически повторяется.

Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе и строению атома

Периодический закон и отражающая его периодическая система элементов являются, так сказать, кратким обобщением химии элементов и их соединений. Таблица периодической системы содержит сведения, позволяющие описать строение атомов химических элементов, предсказать состав, строение и свойства образованных ими простых веществ и наиболее характерные соединения: оксиды, соответствующие им гидроксиды, соли, летучий водород соединений и т д. Именно поэтому таблица периодической системы является обязательным компонентом любого учебного и справочного пособия по химии.

В описании любого элемента особую роль играет его атомный номер Z, который связан с положением элемента в периодической системе. Атомный номер позволяет узнать не только порядковый номер элемента в периодической системе, но и его место в периоде и группе, а также электронное строение его атомов.

Описание любого химического элемента необходимо проводить по определенному алгоритму, то есть соблюдая строгую последовательность действий. В этой последовательности основными этапами являются:

  • а) общие сведения об объекте;
  • б) определить положение элемента в периодической системе;
  • в) характеристика состава атомов элемента;
  • г) описание электронной структуры атомов;
  • д) состав и свойства простого вещества;
  • е) состав и свойства соединений кислорода и водорода.

Составим более подробный алгоритм такого описания химического элемента.

1. Общая информация о товаре:

  • а) название химического элемента;
  • б) его химический знак;
  • в) относительная атомная масса.

2. Положение химического элемента в периодической системе:

  • а) атомный номер;
  • б) номер периода;
  • в) номер группы и ее вид: А или В.

3. Состав атома:

  • а) заряд ядра атома;
  • б) количество протонов, электронов и нейтронов (для данного нуклида).

4. Электронное строение атомов элемента:

  • а) электронная схема атома;
  • б) электронная конфигурация атома;
  • в) электронная графическая схема атома;
  • г) электронная конфигурация внешнего энергетического уровня;
  • д) тип электронного элемента (с-, пд.-ф-)

5. Состав и свойства простого вещества:

  • а) металл — неметалл;
  • б) формула простого вещества;
  • в) агрегатное состояние в нормальных условиях.

6. Степени окисления элемента в высшие оксиды и летучие водородные соединения. Электроотрицательность.

7. Формулы оксидов и соответствующих им гидроксидов. Характеристика кислотно-основных свойств этих соединений.

8. Формула летучего соединения водорода.

Охарактеризуем по приведенному алгоритму два химических элемента: натрий и фосфор.

Натрий

1. Название химического элемента – натрий, химический знак – Na, относительная атомная масса – 23.

2. Натрий — элемент с атомным номером 11, расположенный в 3-м периоде, в группе IA.

3. Заряд ядра атома натрия 11+, следовательно в ядре 11 протонов, общее количество электронов тоже 11. В ядре нуклида натрия атом в химии - строение, формула, определение с примерами
содержит еще 12 нейтронов.

Вкратце состав этого атома выражается следующим образом:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

4. Электронная схема атома натрия:
атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Электронная конфигурация:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами
Электронная графическая схема:атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня: атом в химии - строение, формула, определение с примерами
следовательно, это элемент s.

5. Поскольку натрий имеет 1 электрон на внешнем энергетическом уровне, этот элемент относится к группе металлов. Простое вещество при нормальных условиях представляет собой твердый металл. Формула простого вещества – Na.

6. Степень окисления в верхнем оксиде +1. Не образует летучих водородных соединений электроотрицательность натрия атом в химии - строение, формула, определение с примерами
= 1,01.

7. Формула высшего оксида — атом в химии - строение, формула, определение с примерами
он имеет базовый характер. Соответствующий гидроксид представляет собой растворимое в воде основание NaOH, то есть щелочь.

8. Не образует летучих соединений водорода.
Следующий элемент, фосфор, будет анализироваться по тому же алгоритму, но более лаконично.

Соответствовать

1 матч атом в химии - строение, формула, определение с примерами

2. Z = 15. Положение в периодической системе: атом в химии - строение, формула, определение с примерами
— 3-й период, группа ВА.

3. Состав атома (нуклид атом в химии - строение, формула, определение с примерами

4. Электронная схема: атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Электронная конфигурация: атом в химии - строение, формула, определение с примерами
Электронная графическая схема:

атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня: атом в химии - строение, формула, определение с примерами
p-элемент

5. Фосфор – неметалл. При нормальных условиях твердое тело; молекулярная формула —атом в химии - строение, формула, определение с примерами

6. Степени окисления:

а) в высших оксидах — +5;

б) в летучих соединениях водорода — -3.

Электроотрицательность:атом в химии - строение, формула, определение с примерами

7. Формула высшего оксида — атом в химии - строение, формула, определение с примерами
кислота. Формула высшего гидроксида — атом в химии - строение, формула, определение с примерами
(фосфорная кислота).

8. Летучее соединение водорода —атом в химии - строение, формула, определение с примерами

Периодический закон Д. И. Менделеева — один из самых общих и основных законов природы. Она является основой развития не только химии, но и всего естествознания в целом, позволяет открывать новые законы природы и проникать в ее сущность.

Периодическая система химических элементов — это естественнонаучная классификация элементов по электронному строению их атомов, на основе которой строится изучение химии и решение ее практических задач.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение оболочки электронами от элементов первых четырех периодов. Водород заполняет первый энергетический уровень, s-подуровень, имеет 1 электрон:

+1ч 1с1 1с

Для гелия орбиталь 1s полностью заполнена:

+2He 1с2 1с

Поскольку на первом энергетическом уровне максимум 2 электрона, литий начинает заполнять второй энергетический уровень, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2 с. В этом случае первым заполняется первый энергетический уровень:

+3Li 1с22с1 1с
2 с

Для бериллия заполнен подуровень 2s:

+4Be 1с22с2 1с
2 с

Далее завершается p-подуровень второго уровня для боров:

+5В 1с22с22п1 1с
2 с
2 П

В следующем элементе, углероде, следующий электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь и не заполняет частично занятую:

+6C 1с22с22п2 1с
2 с
2 П

Попробуйте составить электронные и электронные формулы для следующих пунктов, а потом сможете проверить ответы в конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7 фтор

Неон завершил заполнение второго энергетического уровня:

+10Не 1с22с22п6 1с
2 с
2 П

Натрий начинает заполнять третий энергетический уровень:

+11Na 1с22с22p63с1 1с
2 с
2 П
3 с

От натрия к аргону заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю вам составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.

8 мг

9. Алюминий

10. Кремний

11 матч

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

А вот с элемента 19, калия, иногда начинается путаница: заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Мы упоминали ранее в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит в энергетическом ряду орбиталей, а не по порядку. Рекомендую повторить еще раз. Таким образом, формула калия:

+19K 1с22с22п63с23п64с11с
2 с
2 П
3 с

4 с

Для написания большего количества электронных формул в статье будем использовать краткую форму:

+19K Ar4s1 Ar 4s

В кальции подуровень 4s заполнен:

+20Ca Ar4s2 Ar 4s

У элемента 21, скандия, согласно энергетическому ряду орбиталей начинается заполнение 3d подуровня:

+21Sc Ar3d14s2 Ar 4s

Дальнейшее заполнение 3d подуровня происходит по квантовым правилам, от титана к ванадию:

+22Ti Ar3d24s2 Ar 4s

+23В Ar3d34s2 Ar 4s

Однако для следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хром:

+24Cr Ar3d54s1 Ar 4s

Что творится? Но дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно неправильном в данном случае — 3d44s2) незаполненной осталась бы ровно одна ячейка d-подуровня. Оказалось, что такой наполнитель энергетически менее выгоден. И это наиболее выгодно, когда d-орбиталь полностью заполнена, по крайней мере, одиночными электронами. Этот лишний электрон перемещается с 4s-подуровня. А небольшие затраты энергии на скачок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрываются энергетическим эффектом заполнения всех 3d-орбиталей. Этот эффект называется «осечками» или «перелетом» электрона. И наблюдается, когда d-орбиталь не заполнена 1 электроном (электрон на ячейку или два).

Для следующих элементов снова возвращается «традиционный» порядок заполнения орбиталей. Конфигурация марганца:

+25MnAr3d54s2

То же самое касается кобальта и никеля. Но в середине мы снова наблюдаем падение (перелет) электрона: электрон снова перескакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень:

+29CuAr3d104s1

В цинке завершено заполнение 3d подуровня:

+30ZnAr3d104s2

Для следующих элементов, от галлия до криптона, подуровень 4p заполняется в соответствии с квантовыми правилами. Например, электронная формула галлия:

+31GaAr3d104s24p1

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, их можно составить самостоятельно.

Некоторые важные концепции:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень с наивысшим номером в атоме, на котором есть электроны.

Например, медь (Ar3d104s1) имеет внешний энергетический уровень четвертый.

Валентные электроны — это электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, в хроме (+24CrAr3d54s1) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s1), но и неспаренные электроны 3d-подуровня, поскольку они могут образовывать химические связи.

Основное и возбужденное состояние атома

Электронные формулы, которые мы составили ранее, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Это энергетически наиболее выгодное состояние атома.

Однако для образования химических связей атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов. А химические связи энергетически очень выгодны для атома. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов, тем больше связей он может образовать и, как следствие, перейдет в более выгодное энергетическое состояние.

Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные электроны могут стать неспаренными и один из электронов спаренной пары может перейти на вакантную орбиталь. Поэтому количество неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовывать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называется возбужденным и обозначается звездочкой.

Например, в основном состоянии бор имеет следующую конфигурацию энергетических уровней:

+5В 1с22с22п1 1с
2 с
2 П

На втором (внешнем) уровне находится спаренная пара электронов, один электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, возможен переход электрона с пары на вакантную орбиталь, получаем возбужденное состояние атома бора (обозначено звездочкой):

+5В* 1с22с12п2 1с
2 с
2 П

Электронные формулы ионов

Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они становятся ионами.

Ионы — заряженные частицы. Превышение заряда обозначается индексом в правом верхнем углу.

Если атом отдает электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительным (помните, что число протонов в атоме равно количеству электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше, чем количество электронов) число электронов). Положительно заряженные ионы являются катионами. Например: катион натрия образуется так:

+11Na 1s22s22p63s1 -1ê = +11Na+ 1s22s22p63s0

Когда атом принимает электроны, он приобретает отрицательный заряд. Отрицательно заряженные частицы – анионы. Например, анион хлора образуется так:

+17Cl 1s22s22p63s23p5 +1e = +17Cl- 1s22s22p63s23p6

Таким образом, электронные формулы ионов можно получить, добавляя или вычитая электроны из атома. Обратите внимание, что при образовании катионов электроны покидают внешний энергетический уровень. При образовании анионов электроны достигают внешнего энергетического уровня.

В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называются изоэлектронными частицами.

Например, Na+ и F—.

Электронная формула катиона натрия: Na+ 1s22s22p6, всего 10 электронов.

Электронная формула аниона фтора: F-1s22s22p6, всего 10 электронов.

Следовательно, ионы Na+ и F– изоэлектронны. Они также изоэлектронны атому неона.

Характеристики ядра

Заряд ядра

Ядро каждого атома имеет положительный заряд. Протон действует как положительный носитель заряда. Поскольку заряд протона численно эквивалентен заряду электрона e, заряд ядра элемента можно записать как +Ze (Z — целое число, обозначающее порядковый номер химического элемента в периодической системе химии) DI элементы Менделеева). Величина Z также характеризует количество протонов, входящих в состав ядра, и количество электронов в атоме. Вот почему он определяется как атомный номер ядра. Электрический заряд — одна из основных характеристик атомного ядра, от которой зависят оптические, химические и другие свойства атомов.

Масса ядра

Есть еще одна важная характеристика ядра, а именно масса. Массу атомов и ядер обычно выражают в атомных единицах массы (а.е.м.), в качестве одной атомной единицы массы выступает 112 масс нуклида углерода С612:

где NA=6,022·1023 моль-1 обозначает число Авогадро.

Кроме того, есть еще один способ выразить атомную массу: исходя из соотношения Эйнштейна E=mc2, она выражается в единицах энергии. Так как масса протона mp=1,00728 а.е.м.=938,28 МэВ, масса нейтрона mn=1,00866 а.е.м.=939,57 МэВ, а масса электрона me=5,49⋅10-4 а.е.м.=0,511 МэВ,

Из приведенных значений видно, что масса электрона пренебрежимо мала по сравнению с массой ядра, поэтому масса ядра практически эквивалентна массе всего атома и отлична от целых чисел.

Масса ядра, выраженная в а.е.м и округленная до целого числа, называется массовым числом и обозначается буквой А. Она характеризует число нуклонов в ядре.

Число нейтронов в ядре эквивалентно N=A-Z. Символ XZA используется для обозначения ядер, где X определяется как химический символ этого элемента.

Атомные ядра, имеющие одинаковое число протонов, но разные массовые числа, называются изотопами.

У некоторых элементов число стабильных и нестабильных изотопов достигает десятков, например, у урана 14 изотопов: от U92227 до U92240 майБольшинство химических элементов, существующих в природе, представляют собой смесь нескольких изотопов. Только наличием изотопов объясняется следующее явление: некоторые природные элементы имеют массу, отличную от целых чисел. В качестве примера рассмотрим природный хлор, который состоит из 75 % C1735l и 24 % C1737l, а его атомная масса эквивалентна 35,5 а.е.м. В большинстве атомов, за исключением водорода, изотопы имеют почти одинаковые физические и химические свойства. Однако за своими чисто ядерными свойствами изотопы существенно отличаются друг от друга. Некоторые из них могут быть стабильными изотопами, а другие могут быть радиоактивными.

Ядра с одинаковыми массовыми числами, но разными значениями Z называются изобарами, например, A1840r, C2040a.

Ядра с одинаковым числом нейтронов называются изотонами.

Среди легких ядер есть и так называемые «зеркальные» пары ядер. Это пары ядер, в которых числа Z и A — Z поменялись местами. Примерами таких ядер являются C613 и N713 или H13 и H23e.

Размер атомного ядра

Приняв форму примерно сферического атомного ядра, мы имеем возможность ввести понятие его радиуса R. Обратим внимание на то, что в некоторых ядрах имеется небольшое отклонение от симметрии в распределении электрического заряда. Кроме того, атомные ядра представляют собой не статические, а динамические системы, и понятие радиуса ядра не может быть представлено как радиус шара. Именно поэтому площадь, в которой проявляются ядерные силы, необходимо принять за размеры атомного ядра. В процессе создания количественной теории рассеяния α-частиц Э. Резерфорд исходил из предположения, что атомное ядро ​​и α-частица взаимодействуют по закону Кулона. Другими словами.

Это работает для α-частиц, имеющих достаточно малое значение энергии Е. В этом случае частица не имеет возможности преодолеть кулоновский потенциальный барьер и в последующем не достигает области, где наблюдается действие ядерных сил. Одновременно с увеличением энергии частицы до некоторого предельного значения Egr α-частица достигает этого предела. В этом случае при рассеянии α-частиц происходит некоторое отклонение от формулы Резерфорда.

Опытным путем было установлено, что радиус ядра R зависит от числа нуклонов, составляющих ядро.

Размеры ядер определяются экспериментально по рассеянию на протонах, быстрых нейтронах или электронах высоких энергий. Существует также целый список других окольных способов получения значений размера ядра. Основанный:

  • о связи времени жизни радиоактивных α-ядер с энергией испускаемых ими α-частиц;
  • по оптическим свойствам называются мезоатомами, в которых один из электронов временно захвачен мюоном;
  • при сравнении энергий связи спаренных зеркальных атомов.

Эти методы подтверждают эмпирическую зависимость R=R0A1/3, и благодаря таким измерениям определяется значение константы R0=1,2-1,5·10-15 м. Физика элементарных частиц принимает единицу измерения «Ферми», которая равна 10 -15 м 1 f = 10-15 м. Радиусы атомных ядер определяются их массовым числом и составляют от 2·10–15 до 10–14 м. Если из формулы R=R0A1/3 выразить R0 и записать его следующим образом 4πR33A=const, то видно, что каждый нуклон имеет примерно одинаковый объем. Из этого факта можно сделать вывод, что плотность ядерной материи у всех ядер также примерно одинакова. Как видите, плотность ядерной материи довольно высока. Этот факт основан на действии ядерных сил.

Энергия связи. Дефект масс ядер

Величина ∆m, определяющая разницу масс между массой нуклонов, образующих ядро, и массой ядра, называется ядерным дефектом массы.

Важная информация о свойствах ядра может быть получена даже при отсутствии знаний о деталях взаимодействия между нуклонами в ядре, согласно закону сохранения энергии и закону пропорциональности массы и энергии. Поскольку каждое изменение массы ∆m приводит к соответствующему изменению энергии ∆E(∆E=∆mc2), при образовании ядра выделяется определенное количество энергии. На основании закона сохранения энергии можно сделать вывод, что ровно такое же количество энергии необходимо для расщепления ядра на составляющие его элементы, иначе говоря, для разделения нуклонов на такие расстояния, что между ними не происходит взаимодействия. Эта энергия определяется как энергия связи ядра.

Обратите внимание, что эту формулу довольно неудобно использовать, поскольку в таблицах указаны не массы ядер, а массы, относящиеся к массам нейтральных атомов. По этой причине для удобства расчетов формула преобразована таким образом, что в нее входят не массы атомов, а массы ядер. Для достижения этой цели в правой части формулы прибавляем и вычитаем массу Z электронов (me). В этом случае Esv=Zmp+me+A-Zmn-my+Zmec2=ZmH11+A-Zmn-mac2 — масса атома водорода, ma — масса атома.

В ядерной физике энергия часто выражается в мегаэлектронвольтах (МэВ). Если речь идет о практическом применении ядерной энергии, то она измеряется в джоулях. В случае сравнения энергии двух ядер используется единица массовой энергии: отношение между массой и энергией (Е = mc2). Единица массы энергии (le) равна энергии, которая соответствует массе одной а.е.м. Это эквивалентно 931 502 МэВ.

Коммуникационная мощность ядерный дефект массы

Фото 1

Помимо энергии большое значение имеет удельная энергия связи ядра, энергия связи, приходящаяся на нуклон: ω=Ecv/A. Эта величина меняется относительно медленно по сравнению с изменением массового числа А, имея почти постоянное значение 8,6 МэВ в средней части периодической системы и уменьшаясь к ее краям.

Дефект массы

Энергия связи в МэВ: Eb=∆m 931,502=0,030359 931,502=28,3 МэВ;

Удельная энергия связи: ω=EbA=28,3 МэВ4≈7,1 МэВ.

Оцените статью
Блог о практической электронике