теми кодификатора ЄДІ: Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів: s-, p- і d-елементи. Електронна конфігурація атомів і іонів. Основне і збуджений стан атомів.

Одну з перших моделей будови атома - « пудингова модель »- розробив Д.Д. Томсон в 1904 році. Томсон відкрив існування електронів, за що і отримав Нобелівську премію. Однак наука на той момент не могла пояснити існування цих самих електронів в просторі. Томсон припустив, що атом складається з негативних електронів, поміщених в рівномірно заряджений позитивно «суп», який компенсує заряд електронів (ще одна аналогія - родзинки в пудингу). Модель, звичайно, оригінальна, але невірна. Зате модель Томсона стала відмінним стартом для подальших робіт в цій галузі.

І подальша робота виявилася ефективною. Учень Томсона, Ернест Резерфорд, на підставі дослідів з розсіювання альфа-частинок на золотій фользі запропонував нову, планетарну модель будови атома.

Згідно з моделлю Резерфорда, атом складається з масивного, позитивно зарядженого ядра і частинок з невеликою масою - електронів, які, як планети навколо Сонця, літають навколо ядра, і на нього не падають.

Модель Резерфорда виявилася наступним кроком у вивченні будови атома. Однак сучасна наука використовує більш досконалу модель, запропоновану Нільсом Бором в 1913 році. На ній ми і зупинимося докладніше.

атом - це найдрібніша, електронейтральна, хімічно неподільна частинка речовини, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженої електронної оболонки.

При цьому електрони рухаються не по певній орбіті, як припускав Резерфорд, а досить хаотично. Сукупність електронів, які рухаються навколо ядра, називається електронною оболонкою .

А томне ядро, Як довів Резерфорд - масивне і позитивно заряджене, розташоване в центральній частині атома. Структура ядра досить складна, і вивчається в ядерної фізики. Основні частинки, з яких воно складається - протони і нейтрони . Вони пов'язані ядерними силами ( сильневзаємодія).

Розглянемо основні характеристики протонів, нейтронів і електронів:

Протон нейтрон електрон
маса 1,00728 а.е.м. 1,00867 а.е.м. 1/1960 а.е.м.
заряд + 1 елементарний заряд 0 - 1 елементарний заряд

1 а.е.м. (Атомна одиниця маси) \u003d 1,66054 · 10 -27 кг

1 елементарний заряд \u003d 1,60219 · 10 -19 Кл

І найголовніше. Періодична система хімічних елементів, структурована Дмитром Івановичем Менделєєвим, підпорядковується простою і зрозумілою логікою: номер атома - це число протонів в ядрі цього атома . Причому ні про які протонах Дмитро Іванович в XIX столітті не чув. Тим геніальніша його відкриття і здатності, і наукове чуття, яке дозволило переступити на півтора століття вперед в науці.

отже, заряд ядра Z дорівнює числу протонів, Тобто номером атомав періодичної системі хімічних елементів.

Атом - це на зарядженачастка, отже, число протонів дорівнює числу електронів: N e \u003d N p \u003d Z.

Маса атома ( масове число A ) Дорівнює сумарній масі великих частинок, которе входять до складу атома - протонів і нейтронів. Оскільки маса протона і нетрона приблизно дорівнює 1 атомної одиниці маси, можна використовувати формулу: M \u003d N p + N n

масове число вказано в Періодичній системі хімічних елементів в осередку кожного елемента.

Зверніть увагу! при вирішенні задач ЄДІ масове число всіх атомів, крім хлору, округляється до цілого за правилами математики. Масове число атома хлору в ЄДІ прийнято вважати рівним 35,5.

У періодичної системи зібрані хімічні елементи - атоми з однаковим зарядом ядра. Однак, чи може змінюватися у цих атомів число інших частинок? Цілком. Наприклад, атоми з різним числом нейтронів називають ізотопами даного хімічного елемента. У одного і того ж елемента може бути кілька ізотопів.

Спробуйте відповісти на питання. Відповіді на них - в кінці статті:

  1. У ізотопів одного елемента масове число однакове або різне?
  2. У ізотопів одне елемента число протонів однакове або різне?

Хімічні властивості атомів визначаються будовою електронної оболонки і зарядом ядра. Таким чином, хімічні властивості ізотопів одного елемента практично не відрізняються.

Оскільки атоми одного елемента можуть існувати у формі різних ізотопів, в назві часто вказується масове число, наприклад, хлор-35, і прийнята така форма запису атомів:

Ще трохи питань:

3. Визначте кількість нейтронів, протонів і електронів в ізотопі брому-81.

4. Визначте число нейтронів в ізотопі хлору-37.

Будова електронної оболонки

Згідно квантової моделі будова атома Нільса Бора, електрони в атомі можуть рухатися тільки по певним (стаціонарним ) орбітах, Віддаленим від ядра на певну відстань і характеризуються певною енергією. Інша назва стаціонарні орбіт - електронні шариабо енергетичні рівні .

Електронні рівні можна позначати цифрами - 1, 2, 3, ..., n. Номер шару збільшується міру віддалення його від ядра. Номер рівня збігається з головним квантовим числом n.

В одному шарі електрони можуть рухатися по різних траєкторіях. Траєкторію орбіти характеризує електронний підрівень . Тип підрівні характеризує орбітальне квантове число l \u003d 0,1, 2, 3 ..., або відповідні літери - s, p, d, g та ін.

В рамках одного підрівня (електронних орбіталей одного типу) можливі варіанти розташування орбіталей у просторі. Чим складніше геометрія орбіталей даного підрівня, тим більше варіантів їх розташування в просторі. Загальна кількість орбіталей підрівні даного типу l можна визначити за формулою: 2 l +1. На кожній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів.

Тип орбіталі s p d f g
Значення орбітального квантового числа l 0 1 2 3 4
Число атомних орбіталей даного типу 2 l+1 1 3 5 7 9
Максимальна кількість електронів на орбіталях даного типу 2 6 10 14 18

Отримуємо зведену таблицю:

номер рівня, n

 Подури-вень число Максимальна кількість електронів
1 1s 1 2
2 2s 1 2
2p 3 6
3s 1 2
3p 3 6
3d 5 10
4s 1 2
4p 3 6
4d 5 10
4f 7

Заповнення електронами енергетичних орбіталей відбувається згідно з деякими основними правилами. Давайте зупинимося на них детальніше.

Принцип Паулі (заборона Паулі): на одній атомної орбіталі можуть перебувати не більше двох електронів з протилежними спинами (спін - це квантовомеханічна характеристика руху електрона).

правилохунди. На атомних орбіталях з однаковою енергією електрони розташовуються по одному з паралельними спинами. Тобто орбіталі одного підрівня заповнюються так: спочатку на кожну орбиталь розподіляється по одному електрону. Тільки коли у всіх орбиталях даного підрівня розподілено по одному електрону, займаємо орбіталі другими електронами, з протилежними спинами.

Таким чином, сума спінових квантових чисел таких електронів на одному енергетичному підрівні (оболонці) буде максимальною.

наприклад , Заповнення 2р-орбіталі трьома електронами буде відбуватися так:, а не так:

Принцип мінімуму енергії. Електрони заповнюють спочатку орбіталі з найменшою енергією. Енергія атомної орбіталі еквівалентна сумі головного і орбітального квантових чисел: n + l . Якщо сума однакова, то заповнюється першої та орбиталь, у якій менше головне квантове число n .

АТ 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 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

Таким чином, енергетичний ряд орбіталей виглядає так:

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…

Електронну структуру атома можна представляти в різних формах - енергетична діаграма, електронна формула та ін. Розберемо основні.

Енергетична діаграма атома - це схематичне зображення орбіталей з урахуванням їх енергії. Діаграма показує розташування електронів на енергетичних рівнях і підрівні. Заповнення орбіталей відбувається згідно квантовим принципам.

наприклад,енергетична діаграма для атома вуглецю:

Електронна формула - це запис розподілу електронів по орбіталях атома або іона. Спочатку вказується номер рівня, потім тип орбіталі. Верхній індекс праворуч від букви показує число електронів на орбіталі. Орбіталі вказуються в порядку заповнення. запис 1s 2 означає, що на 1 рівні s-підрівні розташовано 2 електрона.

наприклад , Електронна формула вуглецю виглядає так: 1s 2 2s 2 2p 2.

Для стислості запису, замість енергетичних орбіталей, повністю заповнених електронами, іноді використовують символ найближчого благородного газу (Елемента VIIIа групи), що має відповідну електронну конфігурацію.

наприклад, Електронну формулу азотуможна записати так: 1s 2 2s 2 2p 3 або так: 2s 2 2p 3.

1s 2 \u003d

1s 2 2s 2 2p 6 \u003d

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 \u003dі так далі.

Електронні формули елементів перших чотирьох періодів

Розглянемо заповнення електронами оболонки елементів перших чотирьох періодів. У водню заповнюється найперший енергетичний рівень, s-підрівень, на ньому розташований 1 електрон:

+ 1H 1s 1 1s

У гелію 1s-орбіталь повністю заповнена:

+ 2He 1s 2 1s

Оскільки перший енергетичний рівень вміщує максимально 2 електрона, у літію починається заповнення другого енергетичного рівня, починаючи з орбіталі з мінімальною енергією - 2s. При цьому спочатку заповнюється перший енергетичний рівень:

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

У берилію 2s-підрівень заповнений:

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

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

У наступного елемента, вуглецю , Черговий електрон, згідно з правилом Хунда, заповнює вакантну орбіталь, а не поселяються в частково зайняту:

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

Спробуйте скласти електронну та електронно-графічну формули для наступних елементів, а потім можете перевірити себе за відповідями наприкінці статті:

5. азот

6. кисень

7. фтор

У неонузавершено заповнення другого енергетичного рівня:

+ 10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p

У натрію починається заповнення третього енергетичного рівня:

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

Від натрію до аргону заповнення 3-го рівня відбувається в тому ж порядку, що і заповнення 2-го енергетичного рівня. Предалагает скласти електронні формули елементів від магнію до аргону самостійно, перевірити за відповідями.

8. магній

9. алюміній

10. кремній

11. фосфор

12. сірка

13. хлор

14. Аргон

А ось починаючи з 19-го елемента, калію , Іноді починається плутанина - заповнюється нЕ 3d-орбіталь, а 4s. Раніше ми згадували в цій статті, що заповнення енергетичних рівнів і підрівнів електронами відбувається по енергетичного ряду орбіталей , А не по порядку. Рекомендую повторити його ще раз. Таким чином, формула калію:

+ 19K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 11s 2s 2p3s 3p4s

Для запису подальших електронних формул в статті будемо використовувати скорочену форму:

+ 19K4s 14s

У кальцію 4s-підрівень заповнений:

+ 20Ca4s 24s

У елемента 21, скандію , Згідно енергетичного ряду орбіталей, починається заповнення 3d-подуровня:

+ 21Sc 3d 14s 24s 3d

подальше заповнення 3d-подуровня відбувається згідно квантовим правилами, від титану до ванадію :

+ 22Ti 3d 24s 24s 3d

+ 23V 3d 34s 24s 3d

Однак, у наступного елемента порядок заповнення орбіталей порушується. Електронна конфігурація хрому така:

+ 24Cr 3d 54s 14s 3d

У чому ж справа? А справа в тому, що при «традиційному» порядку заповнення орбіталей (відповідно, невірному в даному випадку - 3d 4 4s 2) Рівно один осередок в d-подуровне залишалася б незаповненою. Виявилося, що таке заповнення енергетично менш вигідно. А вигідніше, коли dорбіталь заповнена повністю, хоча б одиничними електронами. Цей зайвий електрон переходить з 4s-подуровня. І невеликі витрати енергії на перескок електрона з 4s-подуровня з лишком покриває енергетичний ефект від заповнення всіх 3d-орбітелей. Цей ефект таки називається - провалабо проскок електрона. І спостерігається він, коли dорбіталь недозаполнена на 1 електрон (по одному електрону в осередку або по два).

У наступних елементів «традиційний» порядок заповнення орбіталей знову повертається. конфігурація марганцю :

+ 25Mn 3d 54s 2

аналогічно у кобальтуі нікелю . А ось у міді ми знову спостерігаємо провал (проскок) електрона - електрон знову проскакує з 4s-подуровня на 3d-підрівень:

+ 29Cu 3d 104s 1

На цинку завершується заповнення 3d-підрівні:

+ 30Zn 3d 104s 2

У наступних елементів, від галію до криптону, Відбувається заповнення 4p-підрівні за квантовими правилам. Наприклад, електронна формула галію :

+ 31Ga 3d 104s 2 4p 1

Формули інших елементів ми наводити не будемо, можете скласти їх самостійно і перевірити себе в Інтернеті.

Деякі важливі поняття:

Зовнішній енергетичний рівень - це енергетичний рівень в атомі з максимальним номером, на якому є електрони. наприклад, у міді (3d 104s 1) Зовнішній енергетичний рівень - четвертий.

валентні електрони - електрони в атомі, які можуть участвоват ьв утворенні хімічного зв'язку. Наприклад, у хрому ( + 24Cr 3d 54s 1) Валентними є не тільки електрони зовнішнього енергетичного рівня ( 4s 1), Але і неспарені електрони на 3d-подуровне, тому що вони можуть утворювати хімічні зв'язки.

Основне і возбужденнео стан атома

Електронні формули, які ми складали до цього, відповідають основному енергетичного стану атома . Це найбільш вигідне енергетично стан атома.

Однак, щоб утворювати, атому в більшості ситуацій необхідна наявність неспарених (одиночних) електронів . А хімічні зв'язки енергетично дуже для атома вигідні. Отже, чим більше в атомі неспарених електронів - тим більше зв'язків він може утворити, і, як наслідок, перейде в більш вигідне енергетичний стан.

Тому при наявності вільних енергетичних орбіталей на даному рівні спарені пари електронів можуть розпарювати , І один з електронів спареної пари може переходити на вакантну орбіталь. Таким чином число неспарених електронів збільшується, І атом може утворити більше хімічних зв'язків, Що дуже вигідно з точки зору енергії. Такий стан атома називають збудженим і позначають зірочкою.

Наприклад, в основному стані бормає наступну конфігурацію енергетичного рівня:

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

На другому рівні (зовнішньому) одна спарена електронна пара, один одиночний електрон і пара вільних (вакантних) орбіталей. Отже, є можливість для переходу електрона з пари на вакантну орбіталь, отримуємо збуджений стан атома бору (позначається зірочкою):

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

Спробуйте самостійно скласти електронну формулу, відповідну порушеній станом атомів. Не забуваємо перевіряти себе за відповідями!

15. вуглецю

16. берилію

17. кисню

Електронні формули іонів

Атоми можуть віддавати і приймати електрони. Віддаючи або приймаючи електрони, вони перетворюються в іони .

Іони - це заряджені частинки. Надмірна заряд позначається індексом у правому верхньому куті.

якщо атом віддає електрони, то загальний заряд утворилася частки буде позитивний (Згадаємо, що число протонів в атомі дорівнює числу електронів, а при віддачі електронів число протонів буде більше числа електронів). Позитивно заряджені іони - це катіони . наприклад: Катіон натрію утворюється так:

+ 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1Е = + 11Na + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0

якщо атом приймає електрони, то набуває негативний заряд . Негативно заряджені частинки - це аніони . наприкладАніоні хлору обраузется так:

+ 17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 + 1e \u003d + 17Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Таким чином, електронні формули іонів можна отримати додавши або віднявши електрони у атома. Зверніть увагу , При утворенні катіонів електрони йдуть з зовнішнього енергетичного рівня . При утворенні аніонів електрони приходять на зовнішній енергетичний рівень .

Атом - електронейтральна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженої електронної оболонки. Ядро знаходиться в центрі атома і складається з позитивно заряджених протонів і незаряджених нейтронів, утримуваних ядерними силами. Ядерне будова атома експериментально довів в 1911 р англійський фізик Е. Резерфорд.

Число протонів визначає позитивний заряд ядра і дорівнює порядковому номеру елемента. Число нейтронів обчислюється як різниця атомної маси і порядкового номера елемента. Елементи, які мають однаковий заряд ядра (однакове число протонів), але різну атомну масу (різну кількість нейтронів) називаються ізотопами. Маса атома в основному зосереджена в ядрі, тому що мізерно малою масою електронів можна знехтувати. Атомна маса дорівнює сумі мас всіх протонів і всіх нейтронів ядра.
Хімічний елемент - це вид атомів з однаковим зарядом ядра. В даний час відомо 118 різних хімічних елементів.

Всі електрони атома утворюють його електронну оболонку. Електронна оболонка має негативний заряд, рівний загальній кількості електронів. Число електронів в оболонці атома збігається з числом протонів в ядрі і дорівнює порядковому номеру елемента. Електрони в оболонці розподілені по електронним верствам згідно запасам енергії (електрони з близькими значеннями енергій утворюють один електронний шар): електрони з меншою енергією знаходяться ближче до ядра, електрони з більшою енергією знаходяться далі від ядра. Число електронних шарів (енергетичних рівнів) збігається з номером періоду, в якому розташовується хімічний елемент.

Розрізняють завершені і незавершені енергетичні рівні. Рівень вважається завершеним, якщо містить максимально можливу кількість електронів (перший рівень - 2 електрони, другий рівень - 8 електронів, третій рівень - 18 електронів, четвертий рівень - 32 електрона і т.д.). Незавершений рівень містить меншу кількість електронів.
Рівень, максимально віддалений від ядра атома, називається зовнішнім. Електрони, що знаходяться на зовнішньому енергетичному рівні, називаються зовнішніми (валентними) електронами. Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні збігається з номером групи, в якій знаходиться хімічний елемент. Зовнішній рівень вважається завершеним, якщо містить 8 електронів. Завершеним зовнішнім енергетичним рівнем володіють атоми елементів 8А групи (інертні гази гелій, неон, криптон, ксенон, радон).

Область простору навколо ядра атома, в якій найбільш ймовірно знаходження електрона, називають електронною орбиталью. Орбіталі відрізняються рівнем енергії і формою. За формою розрізняють s-орбіталі (сфера), p-орбіталі (об'ємна вісімка), d-орбіталі і f-орбіталі. На кожному енергетичному рівні є свій набір орбіталей: на першому енергетичному рівні - одна s-орбіталь, на другому енергетичному рівні - одна s- і три p-орбіталі, на третьому енергетичному рівні - одна s-, три p-, п'ять d-орбіталей , на четвертому енергетичному рівні одна s-, три p-, п'ять d-орбіталей і сім f-орбіталей. На кожній орбитале можуть розташовуватися максимально два електрони.
Розподіл електронів по орбіталях відбивається за допомогою електронних формул. Наприклад, для атома магнію розподіл електронів по енергетичним рівням буде наступним: 2е, 8е, 2е. Дана формула показує, що 12 електронів атома магнію розподілені по трьом енергетичним рівням: перший рівень завершений і містить 2 електрона, другий рівень завершений і містить 8 електронів, третій рівень не завершений, тому що містить 2 електрона. Для атома кальцію розподіл електронів по енергетичним рівням буде наступним: 2е, 8е, 8е, 2е. Дана формула показує, що 20 електронів кальцію розподілені по чотирьох енергетичним рівням: перший рівень завершений і містить 2 електрона, другий рівень завершений і містить 8 електронів, третій рівень не завершений, тому що містить 8 електронів, четвертий рівень не завершений, тому що містить 2 електрона.

Основні положення атомно-молекулярної теорії. Основні стехіометричні закони хімії. Закони збереження маси речовини, сталості складу, об'ємних відносин, Авогадро, еквівалентів. Молярна маса еквівалента. Способи визначення атомних і молекулярних мас.

Все речовин складаються з молекул.

молекула - це найменша частинка речовини, яка зберігає властивості тогo речовини. Молекули руйнуються при хімічних реакціях.

Між молекулами є проміжки: у газів - найбільші, у твердих речовин - найменші.

Молекули рухаються безладно і безперервно.

Молекули одного речовини мають однаковий склад і властивості, молекули різних речовин відрізняються один від. друга за складом і властивостями.

Молекули складаються з атомів.

атом - це електронейтральна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра і електронів.

Хімічний елемент - вид атомів з однаковим позитивним зарядом ядра.

Атоми одного елемента утворюють молекули простої речовини (02, Н2, О3, Fe ...). Атоми різних елементів утворюють молекули складного речовини (Н20, Na2S04, FeClg ...).

Закон збереження маси

Маса речовин, що вступили в хімічну реакцію, дорівнює масі речовин, що утворюються в результаті реакції.

вченим М.В. Ломоносовим.
Закон сталості складу

Будь-яке хімічно чисте з'єднання незалежно від способу його отримання має цілком певний склад.

На підставі цього закону склад речовин виражається хімічною формулою за допомогою хімічних знаків та індексів. Наприклад, Н 2 О, СН 4, С 2 Н 5 ОН і т.п.

Закон сталості складу справедливий для речовин молекулярної будови.

Склад сполук молекулярної будови, тобто складаються з молекул, є постійним незалежно від способу отримання.
закон еквівалентів

Хімічні елементи з'єднуються один з одним в строго певних кількостях, що відповідають їхнім еквівалентів.

Еквівалентну співвідношення означає однакове число моль еквівалентів. Т.ч. закон еквівалентів можна сформулювати інакше: число моль еквівалентів для всіх речовин, що беруть участь в реакції, однаково.

Закон кратних відносин

Кратних відносин закон Дальтона, один з основних законів хімії: якщо дві речовини (простих або складних) утворюють один з одним більше одного з'єднання, то маси одного речовини, що припадають на одну і ту ж масу іншої речовини, відносяться як цілі числа, зазвичай невеликі.

Закон об'ємних відносин

Гей-Люссак, 1808 р

"Обсяги газів, що вступають в хімічні реакції, і обсяги газів, що утворюються в результаті реакції, відносяться між собою як невеликі цілі числа".

Слідство. Стехіометричні коефіцієнти в рівняннях хімічних реакцій для молекул газоподібних речовин показують, в яких об'ємних відносинах реагують або виходять газоподібні речовини.

V 1: V 2: V 3 \u003d ν 1: ν 2: ν 3.

Періодичний закон і періодична система елементів Д. І. Менделєєва. Основні уявлення про будову атома і ядра. Періодично змінюються і періодично неизменяющиеся властивості атомів і іонів. Варіанти періодичної таблиці.

Періодичні зміни властивостей хімічних елементів обумовлені правильним повторенням електронної конфігурації зовнішнього енергетичного рівня (валентних електронів) їх атомів зі збільшенням заряду ядра.

Графічним зображенням періодичного закону є періодична таблиця. Вона містить 7 періодів і 8 груп.

період - горизонтальні ряди елементів з однаковим максимальним значенням головного квантового числа валентних електронів.

Номер періоду позначає число енергетичних рівнів в атомі елемента.

Періоди можуть складатися з 2 (перший), 8 (другий і третій), 18 (четвертий і п'ятий) або 32 (шостий) елементів, в залежності від кількості електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Останній, сьомий період незавершений.

Всі періоди (крім першого) починаються лужним металом (s-елементом), а закінчуються благородним газом (ns 2 np 6).

Металеві властивості розглядаються, як здатність атомів елементів легко віддавати електрони, а неметалічні - приєднувати електрони через прагнення атомів придбати стійку конфігурацію із заповненими підрівнями.

Групи - вертикальні стовпці елементів з однаковим числом валентних електронів, рівним номером групи. Розрізняють головні і побічні підгрупи.

Головні підгрупи складаються з елементів малих і великих періодів, валентні електрони яких розташовані на зовнішніх ns- і np- подуровнях.

Побічні підгрупи складаються з елементів тільки великих періодів. Їх валентні електрони перебувають на зовнішньому ns- підрівні і внутрішньому (n - 1) d- підрівні (або (n - 2) f- підрівні).

Залежно від того, який підрівень (s-, p-, d- або f-) заповнюється валентними електронами, елементи періодичної системи поділяються на:

s- елементи (елементи головної підгрупи I і II груп),

p- елементи (елементи головних підгруп III - VII груп),

d- елементи (елементи побічних підгруп),

f- елементи (лантаноїди, актиноїди).

Склад атома.

Атом складається з атомного ядра і електронної оболонки.
Ядро атома складається з протонів ( p +) І нейтронів ( n 0).

Для характеристики атомних ядер вводиться ряд позначень. Число протонів, що входять до складу атомного ядра, позначають символом Z і називають зарядовим числом або атомним номером (це порядковий номер у періодичній таблиці Менделєєва). Заряд ядра дорівнює Ze, де e - елементарний заряд. Число нейтронів позначають символом N.

Загальна кількість нуклонів (т. Е. Протонів і нейтронів) називають масовим числом A:

A = Z + N.

Ядра хімічних елементів позначають символом, де X - хімічний символ елементу. наприклад,
- водень, - гелій, - вуглець, - кисень, - уран.

Ізотоп - сукупність атомів одного елемента з однаковим числом нейтронів в ядрі (або вид атомів з однаковим числом протонів і однаковим числом нейтронів в ядрі).
Різні ізотопи відрізняються один від одного числом нейтронів в ядрах їх атомів.
Позначення окремого атома або ізотопу: (Е - символ елемента), наприклад:.

Будова електронної оболонки атома

атомна орбіталь - стан електрона в атомі. Умовне позначення орбіталі -. Кожній орбіталі відповідає електронну хмару.
Орбіталі реальних атомів в основному (не збудженому) стані бувають чотирьох типів: s, p, d і f
Однотипні орбіталі одного рівня групуються в електронні (енергетичні) підрівні:
s-подуровень (складається з однієї sорбіталі), умовне позначення -.
p-подуровень (складається з трьох p
d-подуровень (складається з п'яти d-орбіталей), умовне позначення -.
f-подуровень (складається з семи f-орбіталей), умовне позначення -.
Енергії орбіталей одного підрівня однакові.
При позначенні підрівнів до символу підрівні додається номер шару (електронного рівня), наприклад: 2 s, 3p, 5d означає s-подуровень другого рівня, p-подуровень третього рівня, d-подуровень п'ятого рівня.
Загальна кількість підрівнів на одному рівні дорівнює номеру рівня n. Загальна кількість орбіталей на одному рівні одно n 2. Відповідно до цього, загальне число хмар в одному шарі одно також n 2 .
Позначення: - вільна орбіталь (без електронів), - орбіталь з неспареним електроном, - орбіталь з електронної парою (з двома електронами).
Порядок заповнення електронами орбіталей атома визначається трьома законами природи (формулювання дано спрощено):
1. Принцип найменшої енергії - електрони заповнюють орбіталі в порядку зростання енергії орбіталей.
2. принцип Паулі - на одній орбіталі не може бути більше двох електронів.
3. Правила Гунда - в межах підрівня електрони спочатку заповнюють вільні орбіталі (по одному), і лише після цього утворюють електронні пари.
Загальна кількість електронів на електронному рівні (або в електронному шарі) дорівнює 2 n 2 .
Розподіл підрівнів по енергіях виражається поруч (в прядки збільшення енергії):

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

Приклади електронної будови атомів:

валентні електрони - електрони атома, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. У будь-якого атома це все зовнішні електрони плюс ті предвнешнего електрони, енергія яких більше, ніж у зовнішніх.

Наприклад: у атома Ca зовнішні електрони - 4 s 2, вони ж і валентні; у атома Fe зовнішні електрони - 4 s 2, але у нього є 3 d 6, отже у атома заліза 8 \u200b\u200bвалентних електронів. Валентна електронна формула атома кальцію - 4 s 2, а атома заліза - 4 s 2 3d 6 .

Атом - дрібна частка речовини, що складається з ядра і електронів. Будова електронних оболонок атомів визначається положенням елемента в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

Електрон і електронна оболонка атома

Атом, який в цілому є нейтральним, складається з позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженої електронної оболонки (електронна хмара), при цьому, сумарні позитивні і негативні заряди рівні за абсолютною величиною. При обчисленні відносної атомної маси масу електронів не враховують, тому що вона мізерно мала і в 1840 разів менша за масу протона або нейтрона.

Мал. 1. Атом.

Електрон - абсолютно унікальна частинка, яка має подвійну природу: він має одночасно властивості хвилі і частинки. Вони безперервно рухаються навколо ядра.

Простір навколо ядра, де ймовірність знаходження електрона найбільш імовірна, називають електронною орбиталью, або електронним хмарою. Це простір має певну форму, яка позначається літерами s-, p-, d-, і f-. S-електронна орбіталь має кулясту форму, p-орбіталь має форму гантелі або об'ємної вісімки, форми d- і f-орбіталей значно складніше.

Мал. 2. Форми електронних орбіталей.

Навколо ядра електрони розташовані на електронних шарах. Кожен шар характеризується відстанню від ядра і енергією, тому електронні шари часто називають електронними енергетичними рівнями. Чим ближче рівень до ядра, тим менше енергія електронів в ньому. Один елемент відрізняється від іншого числом протонів в ядрі атома і відповідно числом електронів. Отже, число електронів в електронній оболонці нейтрального атома дорівнює числу протонів, що містяться в ядрі цього атома. Кожен наступний елемент має в ядрі на один протон більше, а в електронній оболонці - на один електрон більше.

Знову вступає електрон займає орбіталь з найменшою енергією. Однак максимальне число електронів на рівні визначається формулою:

де N - максимальне число електронів, а n - номер енергетичного рівня.

На першому рівні може бути тільки 2 електрони, на другому - 8 електронів, на третьому - 18 електронів, а на четвертому рівні - 32 електрона. На зовнішньому рівні атома не може знаходиться більше 8 електронів: як тільки число електронів досягає 8, починає заповнюватися наступний, більш далекий від ядра рівень.

Будова електронних оболонок атомів

Кожен елемент варто в певному періоді. Період - це горизонтальна сукупність елементів, розташованих в порядку зростання заряду ядер їх атомів, яка починається лужним металом, а закінчується інертним газом. Перші три періоди в таблиці - малі, а такі, починаючи з четвертого періоду - великі, складаються з двох рядів. Номер періоду, в якому знаходиться елемент має фізичний сенс. Він означає, скільки електронних енергетичних рівнів є в атомі будь-якого елементу даного періоду. Так, елемент хлор Cl знаходиться в 3 періоді, тобто його електронна оболонка має три електронних шару. Хлор варто в VII групі таблиці, причому в головній підгрупі. Головною підгрупою називається стовпець всередині кожної групи, який починається з 1 або 2 періоду.

Таким чином, стан електронних оболонок атома хлору таке: порядковий номер елемента хлору - 17, що означає, що атом має в ядрі 17 протонів, а в електронній оболонці - 17 електронів. На 1 рівні може бути тільки 2 електрони, на 3 рівні - 7 електронів, так як хлор знаходиться в головній подруппе VII групи. Тоді на 2 рівні знаходиться: 17-2-7 \u003d 8 електронів.

Мета уроку: Сформувати уявлення учнів про будову електронної оболонки атома на прикладі хімічних елементів 1-3 періодів періодичної системи. Закріпити поняття "періодичний закон" і "періодична система".

Завдання уроку: Навчитися складати електронні формули атомів, визначати елементи по їх електронним формулами, визначати склад атома.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва, класна дошка, мультимедіа-проектор, персональний комп'ютер, макет і презентація "Складання електронних формул будови атомів".

Тип уроку: комбінований

Методи: словесний, наочний.

Хід уроку

I. Організаційний момент.

Привітання. Відмітка відсутніх. Активізація класу на засвоєння нової теми.

Учитель промовляє і записує тему уроку на дошці "Будова електронних оболонок атома".

II. Пояснення нового матеріалу

учитель:На початку XX століття була прийнята планетарна модель будови атома, Запропонована Резерфордом, згідно з якою навколо дуже малого за розмірами позитивно зарядженого ядра рухаються електрони, як планети навколо Сонця. ( Презентація. Слайд 1. Модель Резерфорда).

Отже, в атомі є траєкторії, по яких рухається електрон. Однак подальші дослідження показали, що в атомі не існує траєкторій руху електронів. Рух без траєкторії означає, що ми не знаємо, як електрон рухається в атомі, але можемо встановити область, де найчастіше зустрічається електрон. Це вже не орбіта, а орбиталь . Рухаючись навколо атома, електрони утворюють в сукупності його електронну оболонку.

Давайте з'ясуємо, як рухаються електрони навколо ядра? Безладно або в певному порядку? дослідження Нільса Бора - основоположника сучасної атомної фізики, а також ряду інших вчених дозволили зробити висновок: електрони в атомах розташовуються певними верствами - оболонками і в певному порядку.

Будова електронних оболонок атомів мають важливу роль для хімії, так як саме електрони обумовлюють хімічні властивості речовин. Найважливішою характеристикою руху електрона на певній орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони в атомі розрізняються певною енергією, і, як показують досліди, одні притягуються до ядра сильніше, інші слабше. Пояснюється це віддаленістю електронів від ядра. Чим ближче електрони до ядра, тим більше зв'язок їх з ядром, але менше запас енергії. У міру віддалення від ядра атома сила тяжіння електрона до ядра зменшується, а запас енергії збільшується. так утворюються електронні шарив електронній оболонці атома.Електрони, що володіють близькими значеннями енергії утворюють єдиний електронний шар, або енергетичний рівень. Енергія електронів в атомі і енергетичний рівень визначається головним квантовим числом nі приймає цілочисельні значення 1, 2, 3, 4, 5, 6 і 7. Чим більше значення n, тим більше енергія електрона в атомі. Максимальне число електронів, яке може перебувати на тому чи іншому енергетичному рівні, визначається за формулою:

де N- максимальне число електронів на рівні;

n - номер енергетичного рівня.

Встановлено, що на першій оболонці розташовується не більше двох електронів, на другий - не більше восьми, на третій - не більше 18, на четвертій - не більше 32. Заповнення більш далеких оболонок ми розглядати не будемо. Відомо, що на зовнішньому енергетичному рівні може перебувати не більше восьми електронів, його називають завершеним. Електронні шари, що не містять максимального числа електронів, називають незавершеними.

Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні електронної оболонки атома дорівнює номеру групи для хімічних елементів головних підгруп.

Як раніше було сказано, електрон рухається не по орбіті, а по орбіталі і не має траєкторії.

Простір навколо ядра, де найбільш ймовірно знаходження даного електрона, називається орбиталью цього електрона, або електронним хмарою.

Орбіталі, або підрівні, як їх ще називають, можуть мати різну форму, і їх кількість відповідає номеру рівня, але не перевищує чотирьох. Перший енергетичний рівень має один підрівень ( s), Другий - два ( s, p), Третій - три ( s, p, d) і т.д. Електрони різних підрівнів одного і того ж рівня мають різну форму електронної хмари: сферичну (s), гантелеобразную (p) і більш складну конфігурацію (D) і (f).Сферичну атомну орбіталь вчені домовилися називати s-орбіталей. Вона найстійкіша і розташовується досить близько до ядра.

Чим більше енергія електрона в атомі, тим швидше він обертається, тим сильніше витягується область його перебування, і, нарешті, перетворюється в гантелеобразную pорбіталь:

Електронне хмара такої форми може займати в атомі три положення вздовж осей координат простору x, y і z. Це легко пояснити: адже всі електрони заряджені негативно, тому електронні хмари взаємно відштовхуються і прагнуть розміститися якнайдалі один від одного.

Отже, p-орбіталей може бути три. Енергія їх, звичайно, однакова, а розташування в просторі - різний.

Скласти схему послідовного заповнення електронами енергетичних рівнів

Тепер ми можемо скласти схему будови електронних оболонок атомів:

  1. Визначаємо загальне число електронів на оболонці по порядковому номеру елемента.
  2. Визначаємо число енергетичних рівнів в електронній оболонці. Їх число дорівнює номеру періоду в таблиці Д. І. Менделєєва, в якому знаходиться елемент.
  3. Визначаємо число електронів на кожному енергетичному рівні.
  4. Використовуючи для позначення рівня арабські цифри і позначаючи орбіталі буквами s і p, а число електронів даної орбіталі арабською цифрою вгорі праворуч над буквою, зображуємо будова атомів більш повними електронними формулами. Вчені домовилися позначати кожну атомну орбіталь квантової осередком - квадратиком на енергетичної діаграмі:

на s -подуровне може перебувати однаатомна орбіталь

а на p- підрівні їх може бути вже три -

(Відповідно до трьох осями координат):

орбіталей d– і f- підрівні в атомі може бути вже п'ять і сімвідповідно:

Ядро атома водню має заряд +1, тому навколо його ядра рухається тільки один електрон на єдиному енергетичному рівні. Запишемо електронну конфігурацію атома водню

Щоб встановити зв'язок між будовою атома хімічного елемента і його властивостями, розглянемо ще декілька хімічних елементів.

Наступний за воднем елемент-гелій. Ядро атома гелію має заряд +2, тому атом гелію містить два електрона на першому енергетичному рівні:

Так як на першому енергетичному рівні може перебувати не більше двох електронів, то він вважається завершеним.

Елемент № 3 - літій. Ядро літію має заряд +3, отже, в атомі літію три електрона. Два з них знаходяться на першому енергетичному рівні, а третій електрон починає заповнювати другий енергетичний рівень. Спочатку заповнюється s-орбіталь першого рівня, потім s-орбіталь другого рівня. Електрон, що знаходиться на другому рівні слабкіше пов'язаний з ядром, ніж два інших.

Для атома вуглецю вже можна припустити три можливих схеми заповнення електронних оболонок згідно з електронно-графічними формулами:

Аналіз атомного спектра показує, що правильна остання схема. Користуючись цим правилом, неважко скласти схему електронної будови для атома азоту:

Цією схемою відповідає формула 1s 2 2s 2 2p 3. Потім починається попарне розміщення електронів на 2p-орбіталях. Електронні формули інших атомів другого періоду:

У атома неону закінчується заповнення другого енергетичного рівня, і завершується побудова другого періоду системи елементів.

Знайдіть в періодичній системі хімічний знак літію, від літію до неону Ne закономірно зростає заряд ядер атомів. Поступово заповнюється електронами другий шар. З ростом числа електронів на другому шарі металеві властивості елементів поступово слабшають і змінюються неметаллическими.

Третій період, подібно другому, починається з двох елементів (Na, Mg), у яких електрони розміщуються на s-підрівні зовнішнього електронного шару. За нею йдуть шість елементів (від Al до Ar), у яких відбувається формування p-підрівні зовнішнього електронного шару. Структура зовнішнього електронного шару відповідних елементів другого і третього періодів виявляється аналогічної. Інакше кажучи, зі збільшенням заряду ядра електронна структура зовнішніх шарів атомів періодично повторюється. Якщо елементи мають однаково влаштовані зовнішні енергетичні рівні, то і властивості цих елементів подібні. Скажімо, аргон і неон містять на зовнішньому рівні по вісім електронів, і тому вони інертні, тобто майже не вступають в хімічні реакції. У вільному вигляді аргон і неон - гази, які мають одноатомні молекули.

Атоми літію, натрію і калію містять на зовнішньому рівні по одному електрону і володіють подібними властивостями, тому вони поміщені в одну і ту ж групу періодичної системи.

III. Висновки.

1. Властивості хімічних елементів, розташованих в порядку зростання заряду ядра, періодично повторюються, так як періодично повторюється будова зовнішніх енергетичних рівнів атомів елементів.

2. Плавне зміна властивостей хімічних елементів в межах одного періоду можна пояснити поступовим збільшенням числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

3. Причина подібності властивостей хімічних елементів, що належать до одного сімейства, полягає в однаковому будову зовнішніх енергетичних рівнів їх атомів.

IV. Закріплення нового матеріалу.

Завдання для класу:

1. Зобразіть будову атомів наступних елементів:

а) натрію;
б) кремнію

2. Порівняйте будову атомів азоту і фосфору.

3. За даними про розподіл валентних електронів знайдіть елемент:

а) 1s 2 2s 1
б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
г) 1s 2 2s 2 2p 4
д) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

4. Використовуючи комп'ютерну презентацію "Складання електронних формул будови атомів" складіть електронні формули атомів а) азоту; б) сірки .

5. Використовуючи макет "Складання електронних формул будови атомів" електронні формули атомів: а) магнію; б) кисню.

V. Домашнє завдання: § 8, стор. 28-33.

Намалюйте схеми будови електронних оболонок атомів: бору, хлору, літію, алюмінію.