Chemikálie sú to, z čoho sa skladá svet okolo nás.

Vlastnosti každej chemickej látky sa delia na dva typy: chemické, ktoré charakterizujú jej schopnosť vytvárať iné látky, a fyzikálne, ktoré sú objektívne pozorované a možno ich posudzovať oddelene od chemických premien. Napríklad fyzikálne vlastnosti látky sú jej stav agregácie(tuhé, kvapalné alebo plynné), tepelná vodivosť, tepelná kapacita, rozpustnosť v rôznych médiách (voda, alkohol a pod.), hustota, farba, chuť atď.

Premeny niektorých chemických látok v iných látkach sa nazývajú chemické javy alebo chemické reakcie. Je potrebné poznamenať, že existujú aj fyzikálne javy, ktoré sú zjavne sprevádzané zmenami v niektorých fyzikálne vlastnosti látky bez toho, aby sa premieňali na iné látky. Medzi fyzikálne javy patrí napríklad topenie ľadu, zamŕzanie alebo vyparovanie vody atď.

Skutočnosť, že pri akomkoľvek procese dochádza k chemickému javu, možno uzavrieť pozorovaním charakteristické znaky chemické reakcie, ako je zmena farby, tvorba zrazeniny, uvoľňovanie plynu, uvoľňovanie tepla a/alebo svetla.

Napríklad záver o výskyte chemických reakcií možno urobiť pozorovaním:

Tvorba sedimentu pri varení vody, ktorý sa v každodennom živote nazýva vodný kameň;

Uvoľňovanie tepla a svetla pri horení ohňa;

Zmena farby rezu čerstvého jablka na vzduchu;

Tvorba plynových bublín pri kysnutí cesta atď.

Najmenšie častice látky, ktoré pri chemických reakciách neprechádzajú prakticky žiadnymi zmenami, ale iba sa novým spôsobom navzájom spájajú, sa nazývajú atómy.

Samotná myšlienka existencie takýchto jednotiek hmoty vznikla späť v r staroveké Grécko v mysliach starovekých filozofov, čo vlastne vysvetľuje pôvod pojmu „atóm“, keďže „atomos“ v doslovnom preklade z gréčtiny znamená „nedeliteľný“.

Avšak na rozdiel od predstáv starých gréckych filozofov atómy nie sú absolútnym minimom hmoty, t.j. majú zložitú štruktúru.

Každý atóm pozostáva z takzvaných subatomárnych častíc - protónov, neutrónov a elektrónov, ktoré sú označené symbolmi p +, n o a e -. Horný index v použitom zápise označuje, že protón má jednotkový kladný náboj, elektrón má jednotkový záporný náboj a neutrón nemá náboj.

Čo sa týka kvalitatívnej štruktúry atómu, v každom atóme sú všetky protóny a neutróny sústredené v takzvanom jadre, okolo ktorého elektróny tvoria elektrónový obal.

Protón a neutrón majú takmer rovnakú hmotnosť, t.j. m p ≈ m n a hmotnosť elektrónu je takmer 2000-krát menšia ako hmotnosť každého z nich, t.j. mp/me≈mn/me≈2000.

Keďže základnou vlastnosťou atómu je jeho elektrická neutralita a náboj jedného elektrónu sa rovná náboju jedného protónu, môžeme z toho vyvodiť záver, že počet elektrónov v ktoromkoľvek atóme sa rovná počtu protónov.

Napríklad nižšie uvedená tabuľka ukazuje možné zloženie atómov:

Typ atómov s rovnakým jadrovým nábojom, t.j. s rovnakým počtom protónov v jadrách sa nazýva chemický prvok. Z vyššie uvedenej tabuľky teda môžeme vyvodiť záver, že atóm 1 a atóm 2 patria jednému chemickému prvku a atóm 3 a atóm 4 inému chemickému prvku.

Každý chemický prvok má svoj vlastný názov a individuálny symbol, ktorý sa číta určitým spôsobom. Napríklad najjednoduchší chemický prvok, ktorého atómy obsahujú iba jeden protón v jadre, sa nazýva „vodík“ a označuje sa symbolom „H“, ktorý sa číta ako „popol“ a chemický prvok s jadrový náboj +7 (t.j. obsahujúci 7 protónov) - „dusík“, má symbol „N“, ktorý sa číta ako „en“.

Ako je možné vidieť z tabuľky vyššie, atómy jedného chemický prvok sa môže líšiť v počte neutrónov v jadrách.

Atómy, ktoré patria rovnakému chemickému prvku, ale majú iný počet neutrónov a v dôsledku toho aj hmotnosť, sa nazývajú izotopy.

Napríklad chemický prvok vodík má tri izotopy – 1 H, 2 H a 3 H. Indexy 1, 2 a 3 nad symbolom H znamenajú celkový počet neutrónov a protónov. Tie. Keď vieme, že vodík je chemický prvok, ktorý sa vyznačuje tým, že v jadrách jeho atómov je jeden protón, môžeme dospieť k záveru, že v izotope 1H nie sú vôbec žiadne neutróny (1-1 = 0), v izotop 2H - 1 neutrón (2-1=1) a izotop 3H - dva neutróny (3-1=2). Keďže, ako už bolo spomenuté, neutrón a protón majú rovnakú hmotnosť a hmotnosť elektrónu je v porovnaní s nimi zanedbateľne malá, znamená to, že izotop 2H je takmer dvakrát ťažší ako izotop 1H a izotop 3 Izotop H je dokonca trikrát ťažší. Kvôli takému veľkému rozptylu v hmotnostiach izotopov vodíka boli izotopom 2H a 3H dokonca priradené samostatné jednotlivé názvy a symboly, čo nie je typické pre žiadny iný chemický prvok. Izotop 2H dostal názov deutérium a dostal symbol D a izotop 3H dostal názov trícium a dostal symbol T.

Ak vezmeme hmotnosť protónu a neutrónu za jednu a hmotnosť elektrónu zanedbáme, v skutočnosti za jeho hmotnosť možno považovať ľavý horný index okrem celkového počtu protónov a neutrónov v atóme, a preto tento index sa nazýva hmotnostné číslo a označuje sa symbolom A. Keďže náboj jadra ľubovoľného protónu zodpovedá atómu a náboj každého protónu sa bežne považuje za rovný +1, počet protónov v jadre sa nazýva číslo poplatku (Z). Označením počtu neutrónov v atóme ako N možno vzťah medzi hmotnostným číslom, číslom náboja a počtom neutrónov vyjadriť matematicky ako:

Podľa moderné nápady, elektrón má duálnu (časticovo-vlnovú) povahu. Má vlastnosti častice aj vlny. Rovnako ako častica, elektrón má hmotnosť a náboj, ale súčasne sa tok elektrónov, podobne ako vlna, vyznačuje schopnosťou difrakcie.

Na popis stavu elektrónu v atóme sa používajú pojmy kvantovej mechaniky, podľa ktorých elektrón nemá špecifickú trajektóriu pohybu a môže sa nachádzať v ľubovoľnom bode priestoru, avšak s rôznou pravdepodobnosťou.

Oblasť priestoru okolo jadra, kde sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón, sa nazýva atómový orbitál.

Atómový orbitál môže mať rôznych tvarov, veľkosť a orientácia. Atómový orbitál sa tiež nazýva elektrónový oblak.

Graficky sa jeden atómový orbitál zvyčajne označuje ako štvorcová bunka:

Kvantová mechanika má mimoriadne zložitý matematický aparát, preto sa v rámci školského kurzu chémie zvažujú iba dôsledky kvantovej mechanickej teórie.

Podľa týchto dôsledkov je akýkoľvek atómový orbitál a elektrón v ňom umiestnený úplne charakterizovaný 4 kvantovými číslami.

• Hlavné kvantové číslo n určuje celkovú energiu elektrónu v danom orbitále. Rozsah hodnôt hlavného kvantového čísla - všetko celé čísla, t.j. n = 1, 2, 3, 4, 5 atď.
• Orbitálne kvantové číslo - l - charakterizuje tvar atómového orbitálu a môže nadobudnúť akúkoľvek celočíselnú hodnotu od 0 do n-1, kde n je hlavné kvantové číslo.

Orbitály s l = 0 sa nazývajú s-orbitály. s-Orbitaly majú guľový tvar a nemajú žiadnu smerovosť v priestore:

Orbitály s l = 1 sa nazývajú p-orbitály. Tieto orbitály majú tvar trojrozmernej osmičky, t.j. tvar získaný otáčaním osmičky okolo osi symetrie a navonok pripomínajúci činku:

Orbitály s l = 2 sa nazývajú d-orbitály a s l = 3 – f-orbitály. Ich štruktúra je oveľa zložitejšia.

3) Magnetické kvantové číslo – m l – určuje priestorovú orientáciu konkrétneho atómového orbitálu a vyjadruje priemet orbitálneho momentu hybnosti do smeru magnetické pole. Magnetické kvantové číslo m l zodpovedá orientácii orbitálu vzhľadom na smer vektora sily vonkajšieho magnetického poľa a môže nadobudnúť akékoľvek celočíselné hodnoty od –l do +l, vrátane 0, t.j. Celkom možné hodnoty rovná sa (2l+1). Takže napríklad pre l = 0 m l = 0 (jedna hodnota), pre l = 1 m l = -1, 0, +1 (tri hodnoty), pre l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (päť hodnôt magnetického kvantového čísla) atď.

Takže napríklad p-orbitály, t.j. orbitály s orbitálnym kvantovým číslom l = 1, ktoré majú tvar „trojrozmernej osmičky“, zodpovedajú trom hodnotám magnetického kvantového čísla (-1, 0, +1), ktoré zase zodpovedajú tri na seba kolmé smery v priestore.

4) Kvantové číslo spinu (alebo jednoducho spin) - ms - možno bežne považovať za zodpovedné za smer rotácie elektrónu v atóme, ktorý môže nadobudnúť hodnoty. Elektróny s rôznymi spinmi sú označené zvislými šípkami smerujúcimi v rôznych smeroch: ↓ a .

Súbor všetkých orbitálov v atóme, ktoré majú rovnaké hlavné kvantové číslo, sa nazýva energetická hladina alebo elektrónový obal. Akákoľvek ľubovoľná energetická hladina s nejakým číslom n pozostáva z n 2 orbitálov.

Súbor orbitálov s rovnakými hodnotami hlavného kvantového čísla a orbitálneho kvantového čísla predstavuje energetickú podúroveň.

Každá energetická hladina, ktorá zodpovedá hlavnému kvantovému číslu n, obsahuje n podúrovní. Na druhej strane každá energetická podúroveň s orbitálnym kvantovým číslom l pozostáva z (2l+1) orbitálov. Podúroveň s teda pozostáva z jedného orbitálu s, podúroveň p pozostáva z troch orbitálov p, podúroveň d pozostáva z piatich orbitálov d a podúroveň f pozostáva zo siedmich orbitálov f. Keďže, ako už bolo spomenuté, jeden atómový orbitál sa často označuje jednou štvorcovou bunkou, podúrovne s-, p-, d- a f možno graficky znázorniť takto:

Každý orbitál zodpovedá individuálnej presne definovanej množine troch kvantových čísel n, l a ml.

Rozloženie elektrónov medzi orbitály sa nazýva elektrónová konfigurácia.

K naplneniu atómových orbitálov elektrónmi dochádza v súlade s tromi podmienkami:

• Princíp minimálnej energie: Elektróny vypĺňajú orbitály od najnižšej energetickej podúrovne. Postupnosť podúrovní v rastúcom poradí ich energií je nasledovná: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Na uľahčenie zapamätania si tejto postupnosti vypĺňania elektronických podúrovní je veľmi výhodné nasledujúce grafické znázornenie:

• Pauliho princíp: Každý orbitál môže obsahovať najviac dva elektróny.

Ak je v orbitále jeden elektrón, potom sa nazýva nepárový, a ak sú dva, potom sa nazývajú elektrónový pár.

• Hundovo pravidlo: najstabilnejší stav atómu je taký, v ktorom má atóm v rámci jednej podúrovne maximálny možný počet nespárovaných elektrónov. Tento najstabilnejší stav atómu sa nazýva základný stav.

V skutočnosti vyššie uvedené znamená, že napríklad umiestnenie 1., 2., 3. a 4. elektrónu do troch orbitálov p-podúrovne sa uskutoční nasledovne:

Plnenie atómových orbitálov z vodíka, ktorý má nábojové číslo 1, do kryptónu (Kr) s nábojovým číslom 36, bude prebiehať nasledovne:

Takéto znázornenie poradia plnenia atómových orbitálov sa nazýva energetický diagram. Na základe elektronických schém jednotlivých prvkov je možné zapisovať ich takzvané elektronické vzorce (konfigurácie). Takže napríklad prvok s 15 protónmi a v dôsledku toho 15 elektrónmi, t.j. fosfor (P) bude mať nasledujúci energetický diagram:

Po prevedení na elektronický vzorec bude mať atóm fosforu tvar:

15 P = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 s 3

Čísla normálnej veľkosti naľavo od symbolu podúrovne zobrazujú číslo energetickej úrovne a horné indexy napravo od symbolu podúrovne zobrazujú počet elektrónov v zodpovedajúcej podúrovni.

Nižšie sú uvedené elektronické vzorce prvých 36 prvkov periodickej tabuľky od D.I. Mendelejev.

obdobie	Položka č.	symbol	názov	elektronický vzorec
ja	1	H	vodík	1 s 1
	2	On	hélium	1 s 2
II	3	Li	lítium	1 s 2 2 s 1
	4	Buď	berýlium	1 s 2 2 s 2
	5	B	bór	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	uhlíka	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	dusík	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	kyslík	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluór	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Nie	neónové	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	sodík	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	Mg	horčík	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	hliník	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	kremík	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	fosfor	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	síra	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	chlór	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	argón	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	draslík	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	vápnik	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	skandium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titán	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanád	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	chróm	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 tu pozorujeme preskok jedného elektrónu s s na d podúrovni
	25	Mn	mangán	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	železo	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	Co	kobalt	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nikel	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	meď	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 tu pozorujeme skok jedného elektrónu s s na d podúrovni
	30	Zn	zinok	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	gálium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	germánium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Ako	arzén	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	selén	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	bróm	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	Kr	kryptón	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Ako už bolo spomenuté, v základnom stave sú elektróny v atómových orbitáloch umiestnené podľa princípu najmenšej energie. Avšak v prítomnosti prázdnych p-orbitálov v základnom stave atómu, často tým, že mu udelíme prebytočnú energiu, môže byť atóm prenesený do takzvaného excitovaného stavu. Napríklad atóm bóru vo svojom základnom stave má elektronickú konfiguráciu a energetický diagram nasledujúceho tvaru:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

A v excitovanom stave (*), t.j. Keď je atómu bóru odovzdaná určitá energia, jeho elektrónová konfigurácia a energetický diagram budú vyzerať takto:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Podľa toho, ktorá podúroveň v atóme je vyplnená ako posledná, sa chemické prvky delia na s, p, d alebo f.

Nájdenie prvkov s, p, d a f v tabuľke D.I. Mendelejev:

• S-prvky majú poslednú s-podúroveň, ktorú treba vyplniť. Tieto prvky zahŕňajú prvky hlavných (v bunke tabuľky vľavo) podskupín skupín I a II.
• Pri p-prvkoch je vyplnená p-podúroveň. P-prvky zahŕňajú posledných šesť prvkov každého obdobia, okrem prvého a siedmeho, ako aj prvky hlavných podskupín skupín III-VIII.
• d-prvky sa nachádzajú medzi s- a p-prvkami vo veľkých periódach.
• f-prvky sa nazývajú lantanidy a aktinidy. Sú uvedené v spodnej časti tabuľky D.I. Mendelejev.

Elektrónové konfigurácie atómov prvkov periodickej sústavy prvkov.

Rozloženie elektrónov na rôznych AO sa nazýva elektronická konfigurácia atómu. Elektronická konfigurácia s najnižšou energiou zodpovedá základný stav atóm, zostávajúce konfigurácie odkazujú vzrušené stavy.

Elektrónová konfigurácia atómu je znázornená dvoma spôsobmi - vo forme elektrónových vzorcov a diagramov elektrónovej difrakcie. Pri písaní elektronických vzorcov sa používajú hlavné a orbitálne kvantové čísla. Podúroveň je označená pomocou hlavného kvantového čísla (čísla) a orbitálneho kvantového čísla (zodpovedajúceho písmena). Počet elektrónov v podúrovni je charakterizovaný horným indexom. Napríklad pre základný stav atómu vodíka je elektrónový vzorec: 1 s 1 .

Štruktúru elektronických úrovní možno podrobnejšie opísať pomocou diagramov elektrónovej difrakcie, kde je distribúcia medzi podúrovňami znázornená vo forme kvantových buniek. V tomto prípade je orbitál konvenčne znázornený ako štvorec s označením podúrovne vedľa neho. Podúrovne na každej úrovni by mali byť mierne posunuté na výšku, pretože ich energie sú mierne odlišné. Elektróny sú znázornené šípkami alebo ↓ v závislosti od znamienka spinového kvantového čísla. Diagram elektrónovej difrakcie atómu vodíka:

Princípom konštrukcie elektronických konfigurácií viacelektrónových atómov je pridávanie protónov a elektrónov k atómu vodíka. Distribúcia elektrónov naprieč energetickými hladinami a podúrovňami podlieha pravidlám diskutovaným vyššie: princíp najmenšej energie, Pauliho princíp a Hundovo pravidlo.

Berúc do úvahy štruktúru elektrónových konfigurácií atómov, všetky známe prvky v súlade s hodnotou orbitálneho kvantového čísla poslednej vyplnenej podúrovne možno rozdeliť do štyroch skupín: s- prvky, p- prvky, d- prvky, f-prvky.

V atóme hélia He (Z=2) zaberá druhý elektrón 1 s-orbitál, jeho elektronický vzorec: 1 s 2. Diagram elektrónovej difrakcie:

Hélium končí prvé najkratšie obdobie periodickej sústavy prvkov. Elektronická konfigurácia hélia je označená .

Druhú periódu otvára lítium Li (Z=3), jeho elektronický vzorec: Elektrónový difrakčný diagram:

Nasledujú zjednodušené elektrónové difrakčné diagramy atómov prvkov, ktorých orbitály rovnakej energetickej hladiny sa nachádzajú v rovnakej výške. Vnútorné, úplne vyplnené podúrovne sa nezobrazujú.

Po lítiu prichádza berýlium Be (Z=4), v ktorom ďalší elektrón osídľuje 2 s- orbitálny. Elektronický vzorec Be: 2 s 2

V základnom stave nasledujúci elektrón bóru B (z=5) zaberá 2 R-orbitálny, V:1 s 2 2s 2 2p 1; jeho elektrónový difrakčný diagram:

Nasledujúcich päť prvkov má elektronické konfigurácie:

C (Z = 6): 2 s 2 2p 2N (Z=7): 2 s 2 2p 3

O (Z = 8): 2 s 2 2p 4F (Z=9): 2 s 2 2p 5

Ne (Z=10): 2 s 2 2p 6

Dané elektronické konfigurácie sú určené Hundovým pravidlom.

Prvá a druhá energetická hladina neónu sú úplne naplnené. Označme jej elektronickú konfiguráciu a v budúcnosti ju budeme používať pre stručnosť pri písaní elektrónových vzorcov atómov prvkov.

Sodík Na (Z=11) a Mg (Z=12) otvárajú tretiu periódu. Vonkajšie elektróny zaberajú 3 s- orbitálne:

Na (Z = 11): 3 s 1

Mg (Z = 12): 3 s 2

Potom, počnúc hliníkom (Z=13), naplňte 3 R-podúroveň. Tretia perióda končí argónom Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3 s 2 3p 1

Ar (Z = 18): 3 s 2 3p 6

Prvky tretej periódy sa líšia od prvkov druhej tým, že majú voľné 3 d-orbitály, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemickej väzby. To vysvetľuje valenčné stavy vykazované prvkami.

Vo štvrtej tretine v súlade s pravidlom ( n+l), draslík K (Z=19) a vápnik Ca (Z=20) majú 4 elektróny s-podúroveň, nie 3 d.Počnúc skandiom Sc (Z=21) a končiac zinkom Zn (Z=30), dochádza k plneniu3 d-podúroveň:

Elektronické vzorce d-prvky môžu byť reprezentované v iónovej forme: podúrovne sú uvedené v rastúcom poradí hlavného kvantového čísla a konštantne n– v poradí rastúceho orbitálneho kvantového čísla. Napríklad pre Zn by takáto položka vyzerala takto: Obe tieto položky sú ekvivalentné, ale predtým uvedený vzorec pre zinok správne odráža poradie, v ktorom sú vyplnené podúrovne.

V riadku 3 d-prvky v chróme Cr (Z=24) je odchýlka od pravidla ( n+l). V súlade s týmto pravidlom by konfigurácia Cr mala vyzerať takto: Zistilo sa, že jeho skutočná konfigurácia je - Niekedy sa tento efekt nazýva „zlyhanie“ elektrónu. Takéto účinky sa vysvetľujú polovičným zvýšením odporu ( p 3 , d 5 , f 7) a úplne ( p 6 , d 10 , f 14) vyplnené podúrovne.

Odchýlky od pravidla ( n+l) sú pozorované aj v iných prvkoch (tabuľka 6). Je to spôsobené tým, že so zvyšujúcim sa hlavným kvantovým číslom sa rozdiely medzi energiami podúrovní zmenšujú.

Nasleduje plnenie 4 p-podúroveň (Ga - Kr). Štvrté obdobie obsahuje iba 18 prvkov. Plnenie 5 prebieha rovnakým spôsobom s-, 4d- a 5 p- podúrovne 18 prvkov piateho obdobia. Všimnite si, že energia je 5 s- a 4 d-podúrovne sú veľmi blízko a elektrón s 5 s-podúrovne sa môžu ľahko presunúť na 4 d-podúroveň. O 5 s-podúroveň Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag má len jeden elektrón. V základnom stave 5 s-Podúroveň Pd nie je vyplnená. Pozoruje sa „zlyhanie“ dvoch elektrónov.

V šiestej tretine po naplnení 6 s-podúroveň cézia Cs (Z=55) a bária Ba (Z=56) ďalší elektrón, podľa pravidla ( n+l), by malo trvať 4 f-podúroveň. Avšak v lantáne La (Z=57) sa elektrón dostane na 5 d-podúroveň. Naplnené do polovice (4 f 7) 4f-podúroveň má zvýšenú stabilitu, takže gadolínium má Gd (Z=64), vedľa európia Eu (Z=63), o 4 f- podúroveň si zachová rovnaký počet elektrónov (7) a nový elektrón príde na 5 d-podúroveň, porušenie pravidla ( n+l). V terbiu Tb (Z=65) nasledujúci elektrón zaberá 4 f-podúroveň a elektrón prechádza z 5 d-podúroveň (konfigurácia 4 f 9 6s 2). Náplň 4 f-podúroveň končí pri ytterbiu Yb (Z=70). Ďalší elektrón atómu lutécia Lu zaberá 5 d-podúroveň. Jeho elektronická konfigurácia sa líši od konfigurácie atómu lantánu iba tým, že je úplne naplnená 4 f-podúroveň.

Tabuľka 6

Výnimky z ( n+l) – pravidlá pre prvých 86 prvkov

Element	Elektronická konfigurácia
podľa pravidla ( n+l)	skutočné
Cr (Z=24) Cu (Z=29) Nb (Z=41) Mo (Z=42) Tc (Z=43) Ru (Z=44) Rh (Z=45) Pd (Z=46) Ag ( Z=47) La (Z=57) Ce (Z=58) Gd (Z=64) Ir (Z=77) Pt (Z=78) Au (Z=79)	4s 2 3d 4 4s 2 3d 9 5s 2 4d 3 5s 2 4d 4 5s 2 4d 5 5s 2 4d 6 5s 2 4d 7 5s 2 4d 8 5s 2 4d 9 6s 2 4f 1 5d 0 6s 2 4f 2 5d 0 6s 2 4f 8 5d 0 6s 2 4f 14 5d 7 6s 2 4f 14 5d 8 6s 2 4f 14 5d 9	4s 1 3d 5 4s 1 3d 10 5s 1 4d 4 5s 1 4d 5 5s 1 4d 6 5s 1 4d 7 5s 1 4d 8 5s 0 4d 10 5s 1 4d 10 6s 2 4f 0 5d 1 6s 2 4f 1 5d 1 6s 2 4f 7 5d 1 6s 0 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 10

V súčasnosti je v Periodickej tabuľke prvkov D.I. Mendelejev pod skandiom Sc a ytrium Y sa niekedy nachádza lutécium (a nie lantán) ako prvé d-prvok a všetkých 14 prvkov pred ním, vrátane lantánu, je umiestnených v špeciálnej skupine lantanoidy mimo periodickej tabuľky prvkov.

Chemické vlastnosti prvkov sú určené najmä štruktúrou vonkajších elektronických úrovní. Zmena počtu elektrónov na tretej vonkajšej strane 4 f-podúroveň má malý vplyv na chemické vlastnosti prvkov. Preto všetky 4 f-prvky sú svojimi vlastnosťami podobné. Potom v šiestej perióde dôjde k naplneniu 5 d-podúroveň (Hf – Hg) a 6 p-podúroveň (Tl – Rn).

V siedmej tretine 7 s-podúroveň je vyplnená franciom Fr (Z=87) a rádiom Ra (Z=88). Morská sasanka vykazuje odchýlku od pravidla ( n+l) a ďalší elektrón obsadí 6 d-podúroveň, nie 5 f. Nasleduje skupina prvkov (Th – Nie) s výplňou 5 f-podúrovne, ktoré tvoria rodinu aktinidy. Všimnite si, že 6 d- a 5 f- podúrovne majú také blízke energie, že elektrónová konfigurácia atómov aktinidov často nedodržiava pravidlo ( n+l). Ale v tomto prípade je presná hodnota konfigurácie 5 f t 5d m nie je tak dôležité, pretože má dosť slabý vplyv na chemické vlastnosti prvku.

V Lawrencium Lr (Z=103) prichádza nový elektrón na 6 d-podúroveň. Tento prvok je niekedy umiestnený pod lutécium v ​​periodickej tabuľke. Siedma tretina nie je dokončená. Prvky 104 – 109 sú nestabilné a ich vlastnosti sú málo známe. Keď sa teda náboj jadra zvyšuje, podobné elektronické štruktúry vonkajších úrovní sa periodicky opakujú. V tejto súvislosti treba počítať aj s periodickými zmenami rôznych vlastností prvkov.

Všimnite si, že opísané elektronické konfigurácie sa vzťahujú na izolované atómy v plynnej fáze. Konfigurácia atómu prvku môže byť úplne odlišná, ak je atóm v pevnej látke alebo roztoku.

Štruktúra elektronických obalov atómov prvkov prvých štyroch období: $s-$, $p-$ a $d-$prvkov. Elektronická konfigurácia atómu. Prízemné a excitované stavy atómov

Pojem atóm vznikol v starovekom svete na označenie častíc hmoty. V preklade z gréčtiny znamená atóm „nedeliteľný“.

Elektróny

Írsky fyzik Stoney na základe experimentov dospel k záveru, že elektrinu nesú najmenšie častice existujúce v atómoch všetkých chemických prvkov. Za 1891 dolárov pán Stoney navrhol nazvať tieto častice elektróny, čo v gréčtine znamená „jantár“.

Niekoľko rokov po tom, čo elektrón dostal svoje meno, anglický fyzik Joseph Thomson a francúzsky fyzik Jean Perrin dokázali, že elektróny nesú záporný náboj. Toto je najmenší záporný náboj, ktorý sa v chémii považuje za jednotku $(–1)$. Thomsonovi sa dokonca podarilo určiť rýchlosť elektrónu (rovná sa rýchlosti svetla - $ 300 000 km/s) a hmotnosť elektrónu (je to $ 1836 $ krát menej ako hmotnosť atómu vodíka).

Thomson a Perrin spojili póly zdroja prúdu dvoma kovovými platňami – katódou a anódou, zaletovanými do sklenenej trubice, z ktorej sa odvádzal vzduch. Keď sa na elektródové platne priviedlo napätie asi 10 tisíc voltov, v trubici zablikal svetelný výboj a častice lietali z katódy (záporný pól) na anódu (kladný pól), ktorú vedci prvýkrát nazvali katódové lúče a potom zistili, že ide o prúd elektrónov. Elektróny zasahujúce do špeciálnych látok, ako sú tie na televíznej obrazovke, spôsobujú žiaru.

Bol vyvodený záver: elektróny unikajú z atómov materiálu, z ktorého je vyrobená katóda.

Voľné elektróny alebo ich tok možno získať aj inými spôsobmi, napríklad zahrievaním kovového drôtu alebo žiarením na kovy tvorené prvkami hlavnej podskupiny I. skupiny periodickej tabuľky (napríklad cézium).

Stav elektrónov v atóme

Stav elektrónu v atóme sa chápe ako súhrn informácií o energie určitý elektrón v priestor, v ktorej sa nachádza. Už vieme, že elektrón v atóme nemá dráhu pohybu, t.j. môžeme len hovoriť pravdepodobnosti jeho umiestnenie v priestore okolo jadra. Môže sa nachádzať v ktorejkoľvek časti tohto priestoru obklopujúceho jadro a súbor rôznych polôh sa považuje za elektrónový oblak s určitou zápornou hustotou náboja. Obrazne si to možno predstaviť takto: ak by bolo možné odfotografovať polohu elektrónu v atóme po stotinách alebo milióntinach sekundy, ako pri fotografickej úprave, potom by bol elektrón na takýchto fotografiách znázornený ako bod. Ak by sa prekrývalo nespočetné množstvo takýchto fotografií, na obrázku by bol elektrónový oblak s najväčšou hustotou tam, kde je týchto bodov najviac.

Obrázok ukazuje „rez“ takejto elektrónovej hustoty v atóme vodíka, ktorý prechádza jadrom, a prerušovaná čiara načrtáva guľu, v ktorej je pravdepodobnosť detekcie elektrónu $90 %$. Obrys najbližšie k jadru pokrýva oblasť priestoru, v ktorej je pravdepodobnosť detekcie elektrónu $10%$, pravdepodobnosť detekcie elektrónu vo vnútri druhého obrysu od jadra je $20%$, vo vnútri tretieho je $≈30% $ atď. Existuje určitá neistota v stave elektrónu. Na charakteristiku tohto zvláštneho stavu zaviedol nemecký fyzik W. Heisenberg pojem o princíp neurčitosti, t.j. ukázali, že nie je možné súčasne a presne určiť energiu a umiestnenie elektrónu. Čím presnejšie je energia elektrónu určená, tým je jeho poloha neistejšia a naopak, po určení polohy nie je možné určiť energiu elektrónu. Rozsah pravdepodobnosti detekcie elektrónu nemá jasné hranice. Je však možné vybrať priestor, kde je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu maximálna.

Priestor okolo atómového jadra, v ktorom sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón, sa nazýva orbitál.

Obsahuje približne 90 % $ elektrónového oblaku, čo znamená, že približne 90 % $ času, keď sa elektrón nachádza v tejto časti vesmíru. Na základe ich tvaru sú známe štyri typy orbitálov, ktoré sú označené latinskými písmenami $s, p, d$ a $f$. Grafické znázornenie niektorých foriem elektrónových orbitálov je uvedené na obrázku.

Najdôležitejšou charakteristikou pohybu elektrónu v určitom orbitále je energia jeho väzby s jadrom. Elektróny s podobnými energetickými hodnotami tvoria jeden elektrónovú vrstvu, alebo energetická úroveň. Energetické úrovne sú číslované od jadra: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ a $ 7 $.

Celé číslo $n$ označujúce číslo energetickej hladiny sa nazýva hlavné kvantové číslo.

Charakterizuje energiu elektrónov obsadzujúcich danú energetickú hladinu. Elektróny prvej energetickej hladiny, najbližšie k jadru, majú najnižšiu energiu. V porovnaní s elektrónmi prvej úrovne sa elektróny nasledujúcich úrovní vyznačujú veľkým množstvom energie. V dôsledku toho sú elektróny vonkajšej úrovne najmenej pevne viazané na atómové jadro.

Počet energetických hladín (elektronických vrstiev) v atóme sa rovná počtu periód v systéme D.I., ku ktorým chemický prvok patrí: atómy prvkov prvej periódy majú jednu energetickú hladinu; druhé obdobie - dve; siedme obdobie - sedem.

Najväčší počet elektrónov na energetickej úrovni je určený vzorcom:

kde $N$ je maximálny počet elektrónov; $n$ je číslo úrovne alebo hlavné kvantové číslo. V dôsledku toho: na prvej energetickej úrovni, ktorá je najbližšie k jadru, nemôžu byť viac ako dva elektróny; na druhom - nie viac ako 8 $; na treťom - nie viac ako 18 $; na štvrtom - nie viac ako 32 $. A ako sú zasa usporiadané energetické hladiny (elektronické vrstvy)?

Počnúc druhou energetickou úrovňou $(n = 2)$ je každá z úrovní rozdelená na podúrovne (podvrstvy), ktoré sa od seba mierne líšia väzbovou energiou s jadrom.

Počet podúrovní sa rovná hodnote hlavného kvantového čísla: prvá energetická úroveň má jednu podúroveň; druhý - dva; tretí - tri; štvrtý - štyri. Podúrovne sú zase tvorené orbitálmi.

Každá hodnota $n$ zodpovedá počtu orbitálov rovným $n^2$. Podľa údajov uvedených v tabuľke je možné sledovať súvislosť medzi hlavným kvantovým číslom $n$ a počtom podúrovní, typom a počtom orbitálov a maximálnym počtom elektrónov na podúrovni a úrovni.

Hlavné kvantové číslo, typy a počet orbitálov, maximálny počet elektrónov v podúrovniach a úrovniach.

Energetická hladina $(n)$	Počet podúrovní rovný $n$	Orbitálny typ	Počet orbitálov		Maximálny počet elektrónov
			v podúrovni	na úrovni rovnajúcej sa $n^2$	v podúrovni	na úrovni rovnajúcej sa $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$ 1s $	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$ 2 s $	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$ 3 s $	$1$	$9$	$2$	$18$
		$ 3 p $	$3$		$6$
		3 d $	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$ 4 s $	$1$	$16$	$2$	$32$
		$ 4p $	$3$		$6$
		4 d $	$5$		$10$
		$ 4f $	$7$		$14$

Podúrovne sa zvyčajne označujú latinskými písmenami, ako aj tvarom orbitálov, z ktorých sa skladajú: $s, p, d, f$. Takže:

• $s$-sublevel - prvá sublevel každej energetickej hladiny najbližšie k atómovému jadru, pozostáva z jedného $s$-orbitalu;
• $p$-podúroveň - druhá podúroveň každej, okrem prvej, energetickej úrovne, pozostáva z troch $p$-orbitálov;
• $d$-podúroveň - tretia podúroveň každej, začínajúc od tretej, energetickej úrovne, pozostáva z piatich $d$-orbitálov;
• Každá $f$-podúroveň, počnúc štvrtou energetickou úrovňou, pozostáva zo siedmich $f$-orbitálov.

Atómové jadro

Ale nielen elektróny sú súčasťou atómov. Fyzik Henri Becquerel zistil, že prírodný minerál obsahujúci uránovú soľ tiež vyžaruje neznáme žiarenie a odhaľuje fotografické filmy chránené pred svetlom. Tento jav bol tzv rádioaktivita.

Existujú tri typy rádioaktívnych lúčov:

1. $α$-lúče, ktoré pozostávajú z $α$-častíc s nábojom $2$-krát väčším ako náboj elektrónu, ale s kladným znamienkom a hmotnosťou $4$-krát väčšou ako hmotnosť atómu vodíka;
2. $β$-lúče predstavujú tok elektrónov;
3. $γ$-lúče sú elektromagnetické vlny so zanedbateľnou hmotnosťou, ktoré nenesú elektrický náboj.

V dôsledku toho má atóm zložitú štruktúru - pozostáva z kladne nabitého jadra a elektrónov.

Ako je štruktúrovaný atóm?

V roku 1910 v Cambridge neďaleko Londýna Ernest Rutherford a jeho študenti a kolegovia študovali rozptyl častíc $α$ prechádzajúcich cez tenkú zlatú fóliu a dopadajúcich na obrazovku. Častice alfa sa zvyčajne odchýlili od pôvodného smeru len o jeden stupeň, čím sa zdanlivo potvrdila rovnomernosť a jednotnosť vlastností atómov zlata. A zrazu si vedci všimli, že niektoré častice $α$ náhle zmenili smer svojej cesty, akoby narazili na nejakú prekážku.

Umiestnením obrazovky pred fóliu dokázal Rutherford odhaliť aj tie zriedkavé prípady, keď častice $α$, odrazené od atómov zlata, leteli opačným smerom.

Výpočty ukázali, že pozorované javy by sa mohli vyskytnúť, ak by sa celá hmotnosť atómu a všetok jeho kladný náboj sústredili v malom centrálnom jadre. Polomer jadra, ako sa ukázalo, je 100 000-krát menší ako polomer celého atómu, teda oblasť, v ktorej sa nachádzajú elektróny so záporným nábojom. Ak použijeme obrazné porovnanie, potom celý objem atómu možno prirovnať k štadiónu v Lužnikách a jadro možno prirovnať k futbalovej lopte umiestnenej v strede ihriska.

Atóm akéhokoľvek chemického prvku je porovnateľný s malou slnečnou sústavou. Preto sa tento model atómu, ktorý navrhol Rutherford, nazýva planetárny.

Protóny a neutróny

Ukazuje sa, že maličké atómové jadro, v ktorom je sústredená celá hmota atómu, pozostáva z dvoch typov častíc – protónov a neutrónov.

Protóny majú náboj rovný náboju elektrónov, ale opačný v znamienku $(+1)$ a hmotnosť rovnú hmotnosti atómu vodíka (v chémii sa to berie ako jednota). Protóny sú označené znakom $↙(1)↖(1)p$ (alebo $p+$). Neutróny nenesú náboj, sú neutrálne a majú hmotnosť rovnajúcu sa hmotnosti protónu, t.j. $ 1 $. Neutróny sú označené znakom $↙(0)↖(1)n$ (alebo $n^0$).

Protóny a neutróny sa spolu nazývajú nukleóny(z lat. jadro- jadro).

Súčet počtu protónov a neutrónov v atóme sa nazýva hromadné číslo. Napríklad hmotnostné číslo atómu hliníka je:

Keďže hmotnosť elektrónu, ktorá je zanedbateľná, možno zanedbať, je zrejmé, že celá hmotnosť atómu je sústredená v jadre. Elektróny sú označené nasledovne: $e↖(-)$.

Keďže atóm je elektricky neutrálny, je tiež zrejmé, že že počet protónov a elektrónov v atóme je rovnaký. Rovná sa atómovému číslu chemického prvku, ktoré sú k nemu priradené v periodickej tabuľke. Napríklad jadro atómu železa obsahuje $26$ protónov a $26$ elektróny obiehajú okolo jadra. Ako určiť počet neutrónov?

Ako je známe, hmotnosť atómu pozostáva z hmotnosti protónov a neutrónov. Poznanie poradového čísla prvku $(Z)$, t.j. počet protónov a hmotnostné číslo $(A)$, ktoré sa rovná súčtu počtu protónov a neutrónov, počet neutrónov $(N)$ možno nájsť pomocou vzorca:

Napríklad počet neutrónov v atóme železa je:

$56 – 26 = 30$.

V tabuľke sú uvedené hlavné charakteristiky elementárnych častíc.

Základné charakteristiky elementárnych častíc.

Izotopy

Rôzne atómy toho istého prvku, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, ale rôzne hmotnostné čísla, sa nazývajú izotopy.

Slovo izotop pozostáva z dvoch gréckych slov: isos- identické a topos- miesto, znamená „zaberá jedno miesto“ (bunka) v periodickej tabuľke prvkov.

Chemické prvky nachádzajúce sa v prírode sú zmesou izotopov. Uhlík má teda tri izotopy s hmotnosťou 12, 13, 14 $; kyslík - tri izotopy s hmotnosťou 16, 17, 18 atď.

Relatívna atómová hmotnosť chemického prvku uvedená v periodickej tabuľke je zvyčajne priemernou hodnotou atómových hmotností prirodzenej zmesi izotopov daného prvku, berúc do úvahy ich relatívne zastúpenie v prírode, teda hodnoty atómov hmotnosti sú pomerne často zlomkové. Napríklad prírodné atómy chlóru sú zmesou dvoch izotopov – $35$ (v prírode je ich $75%$) a $37$ (v prírode je $25%$); preto je relatívna atómová hmotnosť chlóru 35,5 $. Izotopy chlóru sa píšu takto:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ a $↖(37)↙(17)(Cl)$

Chemické vlastnosti izotopov chlóru sú úplne rovnaké, rovnako ako izotopy väčšiny chemických prvkov, napríklad draslíka, argónu:

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

Avšak izotopy vodíka sa veľmi líšia vo vlastnostiach kvôli dramatickému viacnásobnému zvýšeniu ich relatívnej atómovej hmotnosti; dokonca im boli priradené jednotlivé názvy a chemické symboly: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$ alebo $↖(2)↙(1)(D)$; trícium - $↖(3)↙(1)(H)$ alebo $↖(3)↙(1)(T)$.

Teraz môžeme poskytnúť modernejšiu, prísnejšiu a vedeckú definíciu chemického prvku.

Chemický prvok je súbor atómov s rovnakým jadrovým nábojom.

Štruktúra elektronických obalov atómov prvkov prvých štyroch období

Uvažujme o zobrazení elektronických konfigurácií atómov prvkov podľa období systému D.I.

Prvky prvého obdobia.

Diagramy elektrónovej štruktúry atómov ukazujú distribúciu elektrónov cez elektronické vrstvy (energetické hladiny).

Elektronické vzorce atómov ukazujú distribúciu elektrónov cez energetické úrovne a podúrovne.

Grafické elektronické vzorce atómov zobrazujú distribúciu elektrónov nielen naprieč úrovňami a podúrovňami, ale aj medzi orbitálmi.

V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva kompletná – obsahuje $2$ elektróny.

Vodík a hélium sú prvky $s$; orbitál $s$ týchto atómov je vyplnený elektrónmi.

Prvky druhého obdobia.

Pre všetky prvky druhej periódy je prvá elektrónová vrstva vyplnená a elektróny vypĺňajú $s-$ a $p$ orbitály druhej elektrónovej vrstvy v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr $s$ a potom $p$ ) a pravidlá Pauliho a Hunda.

V neónovom atóme je druhá elektrónová vrstva kompletná – obsahuje $8$ elektrónov.

Prvky tretej tretiny.

Pre atómy prvkov tretej periódy je prvá a druhá elektrónová vrstva doplnená, čím je vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny zaberať 3s-, 3p- a 3d-podúrovne.

Štruktúra elektronických obalov atómov prvkov tretej periódy.

Atóm horčíka dokončí svoj elektrónový orbitál v hodnote 3,5 $. $Na$ a $Mg$ sú prvky $s$.

V hliníku a následných prvkoch je podúroveň $3d$ vyplnená elektrónmi.

$↙(18)(Ar)$ Argón

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

Atóm argónu má vo svojej vonkajšej vrstve (tretia elektrónová vrstva) elektróny $8$. Keď je vonkajšia vrstva dokončená, ale celkovo v tretej elektrónovej vrstve, ako už viete, môže byť 18 elektrónov, čo znamená, že prvky tretej periódy majú nevyplnené $3d$-orbitály.

Všetky prvky od $Al$ do $Ar$ sú $р$ -prvky.

$s-$ a $p$ -prvky formulár hlavné podskupiny v periodickej tabuľke.

Prvky štvrtej periódy.

Atómy draslíka a vápnika majú štvrtú elektrónovú vrstvu a podúroveň $4s$ je vyplnená, pretože má nižšiu energiu ako podúroveň $ 3d$. Na zjednodušenie grafických elektronických vzorcov atómov prvkov štvrtej periódy:

1. Označme konvenčný grafický elektronický vzorec argónu takto: $Ar$;
2. Nebudeme zobrazovať podúrovne, ktoré nie sú vyplnené týmito atómami.

$K, Ca$ – $s$ - prvky, zaradené do hlavných podskupín. Pre atómy od $Sc$ do $Zn$ je 3d podúroveň vyplnená elektrónmi. Toto sú $3d$ prvky. Sú zahrnuté v vedľajšie podskupiny, ich vonkajšia elektrónová vrstva je vyplnená, sú klasifikované ako prechodné prvky.

Venujte pozornosť štruktúre elektronických obalov atómov chrómu a medi. V nich jeden elektrón „zlyhá“ z podúrovne $4s-$ do podúrovne $3d$, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných $3d^5$ a $3d^(10)$ elektronických konfigurácií:

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

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

Symbol prvku, sériové číslo, názov	Schéma elektronickej štruktúry	Elektronický vzorec	Grafický elektronický vzorec
$↙(19)(K)$ Draslík		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Vápnik		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ titán		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanád		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ alebo $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zinok		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ alebo $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gálium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ alebo $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kryptón		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ alebo $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

V atóme zinku je tretia elektrónová vrstva kompletná – sú v nej vyplnené všetky podúrovne $3s, 3p$ a $3d$, spolu s elektrónmi $18$.

V prvkoch nasledujúcich po zinku sa štvrtá elektrónová vrstva, podúroveň $4p$, naďalej vypĺňa. Prvky od $Ga$ do $Kr$ - $р$ -prvky.

Vonkajšia (štvrtá) vrstva atómu kryptónu je úplná a má elektróny $8$. Ale celkovo vo štvrtej elektrónovej vrstve, ako viete, môžu byť elektróny za 32 $; Atóm kryptónu má stále nevyplnené podúrovne $4d-$ a $4f$.

Pre prvky piatej periódy sú podúrovne vyplnené v nasledujúcom poradí: $5s → 4d → 5p$. A existujú aj výnimky spojené so „zlyhaním“ elektrónov v $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ sa objaví v šiestom a siedmom období -prvky, t.j. prvky, pre ktoré sú vyplnené podúrovne $4f-$ a $5f$ tretej vonkajšej elektronickej vrstvy.

$ 4f $ -prvky volal lantanoidy.

$5f$ -prvky volal aktinidy.

Poradie plnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov šiestej periódy: $↙(55)Cs$ a $↙(56)Ba$ - $6s$ prvkov; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-prvok; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-prvky; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-prvkov; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn – 6d$-prvkov. Ale aj tu sú prvky, pri ktorých sa porušuje poradie zapĺňania elektronických orbitálov, čo je napríklad spojené s väčšou energetickou stabilitou polovičných a úplne zaplnených $f$-podúrovní, t.j. $nf^7$ a $nf^(14)$.

V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky, ako ste už pochopili, rozdelené do štyroch elektrónových rodín alebo blokov:

1. $ s $ -prvky;$s$-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $s$-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II;
2. $r$ -prvky;$p$-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $p$-prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III–VIII;
3. $d$ -prvky;$d$-podúroveň predvonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $d$-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I–VIII, t.j. prvky interkalárnych desaťročí veľkých období nachádzajúcich sa medzi $s-$ a $p-$elementmi. Sú tiež tzv prechodové prvky;
4. $f$ -prvky; elektróny vypĺňajú $f-$podúroveň tretej vonkajšej úrovne atómu; patria sem lantanoidy a aktinidy.

Elektronická konfigurácia atómu. Prízemné a excitované stavy atómov

Zistil to švajčiarsky fyzik W. Pauli v roku 1925 dolárov atóm nemôže mať viac ako dva elektróny v jednom orbitále majúce protiľahlé (antiparalelné) chrbty (v preklade z angličtiny vreteno), t.j. majúce vlastnosti, ktoré si možno bežne predstaviť ako rotáciu elektrónu okolo svojej imaginárnej osi v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek. Tento princíp je tzv Pauliho princíp.

Ak je v orbitále jeden elektrón, nazýva sa to nespárované, ak dva, tak toto spárované elektróny, t.j. elektróny s opačnými spinmi.

Na obrázku je znázornená schéma rozdelenia energetických hladín na podúrovne.

$s-$ Orbitálny, ako už viete, má guľovitý tvar. Elektrón atómu vodíka $(n = 1)$ sa nachádza v tomto orbitále a je nepárový. Z tohto dôvodu to elektronický vzorec, alebo elektronická konfigurácia, sa píše takto: $1s^1$. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom $(1...)$, latinské písmeno označuje podúroveň (typ orbitálu) a číslo napísané vpravo nad písmeno (ako exponent) udáva počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia He, ktorý má dva párové elektróny v jednom $s-$orbitáli, je tento vzorec: $1s^2$. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn. Na druhej energetickej úrovni $(n = 2)$ sú štyri orbitály, jeden $s$ a tri $p$. Elektróny $s$-orbitalu druhej úrovne ($2s$-orbital) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny $1s$ orbitálu $(n = 2)$. Vo všeobecnosti pre každú hodnotu $n$ existuje jeden $s-$orbitál, ale so zodpovedajúcou zásobou elektrónovej energie, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou $ s-$Orbital, ako už viete, má guľový tvar. Elektrón atómu vodíka $(n = 1)$ sa nachádza v tomto orbitále a je nepárový. Preto je jeho elektronický vzorec alebo elektronická konfigurácia napísaná takto: $1s^1$. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom $(1...)$, latinské písmeno označuje podúroveň (typ orbitálu) a číslo napísané vpravo nad písmeno (ako exponent) udáva počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia $He$, ktorý má dva spárované elektróny v jednom $s-$orbitáli, je tento vzorec: $1s^2$. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn. Na druhej energetickej úrovni $(n = 2)$ sú štyri orbitály, jeden $s$ a tri $p$. Elektróny $s-$orbitálov druhej úrovne ($2s$-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny $1s$ orbitálu $(n = 2)$. Vo všeobecnosti pre každú hodnotu $n$ pripadá jeden $s-$orbitál, ale so zodpovedajúcou zásobou elektrónovej energie, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou $n$.

$p-$ Orbitálny má tvar činky, prípadne objemnej osmičky. Všetky tri $p$-orbitály sú umiestnené v atóme navzájom kolmo pozdĺž priestorových súradníc vedených cez jadro atómu. Treba ešte raz zdôrazniť, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), počnúc od $n= 2$, má tri $p$-orbitály. Keď sa hodnota $n$ zvyšuje, elektróny obsadzujú $p$-orbitály umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od jadra a smerujúce pozdĺž osí $x, y, z$.

Pre prvky druhej periódy $(n = 2)$ sa najprv vyplní jeden $s$-orbitál a potom tri $p$-orbitály; elektronický vzorec $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektrón $2s^1$ je slabšie viazaný na jadro atómu, takže atóm lítia sa ho môže ľahko vzdať (ako si určite pamätáte, tento proces sa nazýva oxidácia) a premení sa na lítiový ión $Li^+$ .

V atóme berýlia Be je štvrtý elektrón tiež umiestnený v orbitáli $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dva vonkajšie elektróny atómu berýlia sa ľahko oddelia – $B^0$ sa oxiduje na katión $Be^(2+)$.

V atóme bóru piaty elektrón zaberá orbitál $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Ďalej sú atómy $C, N, O, F$ naplnené orbitálmi $2p$, ktoré končia neónom vzácneho plynu: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Pre prvky tretej periódy sú vyplnené orbitály $3s-$ a $3p$. Päť $d$-orbitálov tretej úrovne zostáva voľných:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Niekedy je v diagramoch znázorňujúcich rozloženie elektrónov v atómoch uvedený iba počet elektrónov na každej energetickej úrovni, t.j. napíšte skrátené elektronické vzorce atómov chemických prvkov, na rozdiel od úplných elektronických vzorcov uvedených vyššie, napríklad:

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

Pre prvky veľkých periód (štvrtá a piata) prvé dva elektróny zaberajú $4s-$ a $5s$ orbitály: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Počnúc tretím prvkom každej hlavnej periódy sa nasledujúcich desať elektrónov dostane na predchádzajúce $3d-$ a $4d-$orbitály (pre prvky vedľajších podskupín): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Pá 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 doláre. Spravidla, keď je zaplnená predchádzajúca $d$-podúroveň, začne sa vypĺňať vonkajšia ($4р-$ a $5р-$) $р-$podúroveň: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

Pre prvky veľkých periód - šiesta a neúplná siedma - sú elektronické úrovne a podúrovne vyplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny vstupujú do vonkajšej $s-$podúrovne: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; ďalší jeden elektrón (pre $La$ a $Ca$) k predchádzajúcej podúrovni $d$: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ a $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Potom ďalšie $14$ elektróny pôjdu na tretiu vonkajšiu energetickú hladinu, do $4f$ a $5f$ orbitálov lantanoidov a aktinoidov, v tomto poradí: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Potom sa opäť začne budovať druhá vonkajšia energetická hladina ($d$-sublevel) prvkov vedľajších podskupín: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. A napokon až po úplnom zaplnení podúrovne $d$ desiatimi elektrónmi sa podúroveň $p$ opäť naplní: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Veľmi často sa štruktúra elektronických obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek – tzv grafické elektronické vzorce. Pre tento zápis sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; Každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca by ste mali pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp, podľa ktorého v článku (orbitálnom) nemôžu byť viac ako dva elektróny, ale s antiparalelnými spinmi a F. Hundovo pravidlo, podľa ktorého elektróny obsadzujú voľné bunky najskôr jeden po druhom a majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa spárujú, ale spiny budú podľa Pauliho princípu opačné.

Lewisov symbol: Elektrónový diagram: Jediný elektrón atómu vodíka sa môže podieľať na tvorbe iba jednej chemickej väzby s inými atómami: Počet kovalentných väzieb , ktorý atóm tvorí v danej zlúčenine, ju charakterizuje valencia . Vo všetkých zlúčeninách je atóm vodíka monovalentný. hélium Hélium, podobne ako vodík, je prvkom prvého obdobia. Vo svojej jedinej kvantovej vrstve má jednu s-orbitál obsahujúci dva elektróny s antiparalelnými spinmi (osamelý elektrónový pár). symbol Lewisa: nie:. Elektronická konfigurácia 1 s 2, jeho grafické znázornenie: V atóme hélia nie sú žiadne nepárové elektróny, neexistujú žiadne voľné orbitály. Jeho energetická úroveň je úplná. Atómy s úplnou kvantovou vrstvou nemôžu vytvárať chemické väzby s inými atómami. Volajú sa ušľachtilý alebo inertné plyny. Hélium je ich prvým zástupcom. DRUHÉ OBDOBIE Lítium Atómy všetkých prvkov druhý obdobie mať dva energetické hladiny. Vnútorná kvantová vrstva je dokončená energetická hladina atómu hélia. Ako je uvedené vyššie, jeho konfigurácia vyzerá ako 1 s 2, ale na jeho vyobrazenie možno použiť aj skrátený zápis: . V niektorých literárnych zdrojoch je označený [K] (podľa názvu prvého elektrónového obalu). Druhá kvantová vrstva lítia obsahuje štyri orbitály (22 = 4): jeden s a tri R. Elektronická konfigurácia atómu lítia: 1 s 22s 1 alebo 2 s 1. Pomocou posledného záznamu sa izolujú iba elektróny vonkajšej kvantovej vrstvy (valenčné elektróny). Lewisov symbol pre lítium je Li. Grafické znázornenie elektronickej konfigurácie:
Berýlium Elektronická konfigurácia - 2s2. Elektronický diagram vonkajšej kvantovej vrstvy:
Bor Elektronická konfigurácia - 2s22р1. Atóm bóru môže prejsť do excitovaného stavu. Elektronický diagram vonkajšej kvantovej vrstvy:

V excitovanom stave má atóm bóru tri nepárové elektróny a môže vytvárať tri chemické väzby: ВF3, B2O3. V tomto prípade atóm bóru zostáva s voľným orbitálom, ktorý sa môže podieľať na tvorbe väzby podľa mechanizmu donor-akceptor. Uhlík Elektronická konfigurácia - 2s22р2. Elektronické diagramy vonkajšej kvantovej vrstvy atómu uhlíka v základnom a excitovanom stave:

Neexcitovaný atóm uhlíka môže tvoriť dve kovalentné väzby v dôsledku párovania elektrónov a jednu prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor. Príkladom takejto zlúčeniny je oxid uhoľnatý (II), ktorý má vzorec CO a nazýva sa oxid uhoľnatý. Jeho štruktúre sa budeme podrobnejšie venovať v časti 2.1.2. Excitovaný atóm uhlíka je jedinečný: všetky orbitály jeho vonkajšej kvantovej vrstvy sú vyplnené nepárovými elektrónmi, t.j. Má rovnaký počet valenčných orbitálov a valenčných elektrónov. Jeho ideálnym partnerom je atóm vodíka, ktorý má vo svojom jedinom orbitáli jeden elektrón. To vysvetľuje ich schopnosť tvoriť uhľovodíky. Atóm uhlíka, ktorý má štyri nepárové elektróny, tvorí štyri chemické väzby: CH4, CF4, CO2. V molekulách organických zlúčenín je atóm uhlíka vždy v excitovanom stave:
Atóm dusíka nemôže byť excitovaný, pretože v jeho vonkajšej kvantovej vrstve nie je voľný orbitál. V dôsledku elektrónového párovania vytvára tri kovalentné väzby:
Atóm kyslíka, ktorý má vo vonkajšej vrstve dva nepárové elektróny, tvorí dve kovalentné väzby:
Neon Elektronická konfigurácia - 2s22р6. Lewisov symbol: Elektrónový diagram vonkajšej kvantovej vrstvy:

Atóm neónu má úplnú vonkajšiu energetickú hladinu a nevytvára chemické väzby so žiadnymi atómami. Toto je druhý vzácny plyn. TRETIE OBDOBIE Atómy všetkých prvkov tretej periódy majú tri kvantové vrstvy. Elektronická konfigurácia dvoch vnútorných energetických úrovní môže byť znázornená ako . Vonkajšia elektronická vrstva obsahuje deväť orbitálov, ktoré sú osadené elektrónmi podľa všeobecných zákonov. Takže pre atóm sodíka je elektrónová konfigurácia: 3s1, pre vápnik - 3s2 (v excitovanom stave - 3s13р1), pre hliník - 3s23р1 (v excitovanom stave - 3s13р2). Na rozdiel od prvkov druhej periódy môžu atómy prvkov skupín V – VII tretej periódy existovať v základnom aj excitovanom stave. Fosfor Fosfor je prvok 5. skupiny. Jeho elektronická konfigurácia je 3s23р3. Rovnako ako dusík má na najvzdialenejšej energetickej úrovni tri nepárové elektróny a tvorí tri kovalentné väzby. Príkladom je fosfín, ktorý má vzorec PH3 (porovnaj s amoniakom). Ale fosfor, na rozdiel od dusíka, obsahuje voľné d-orbitály vo vonkajšej kvantovej vrstve a môže prejsť do excitovaného stavu - 3s13р3d1:

To mu dáva príležitosť vytvoriť päť kovalentných väzieb v zlúčeninách, ako sú P2O5 a H3PO4.

Síra Základná elektronická konfigurácia je 3s23p4. Elektronická schéma:
Môže sa však vzrušiť prenosom elektrónu najskôr z R- zapnuté d-orbitálny (prvý excitovaný stav), a potom s s- zapnuté d-orbitálny (druhý vzrušený stav):
V prvom excitovanom stave tvorí atóm síry štyri chemické väzby v zlúčeninách, ako sú SO2 a H2SO3. Druhý excitovaný stav atómu síry možno znázorniť pomocou elektrónového diagramu:

Tento atóm síry tvorí šesť chemických väzieb v zlúčeninách SO3 a H2SO4.

1.3.3. Elektrónové konfigurácie atómov veľkých prvkov obdobia ŠTVRTÉ OBDOBIE

Obdobie začína elektrónovou konfiguráciou draslíka (19K): 1s22s22p63s23p64s1 alebo 4s1 a vápnika (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 alebo 4s2. V súlade s Klechkovského pravidlom sa teda po p-orbitáloch Ar napĺňa vonkajšia podúroveň 4s, ktorá má nižšiu energiu, pretože Orbitál 4s preniká bližšie k jadru; 3D podúroveň zostáva prázdna (3d0). Počnúc skandiom sú orbitály 3D podúrovne osídlené 10 prvkami. Volajú sa d-prvky.

V súlade s princípom postupného zapĺňania orbitálov by mal mať atóm chrómu elektrónovú konfiguráciu 4s23d4, avšak vykazuje elektrónový „skok“, ktorý spočíva v prechode 4s elektrónu na energeticky blízky 3d orbitál ( Obr. 11).

Experimentálne sa zistilo, že atómové stavy, v ktorých sú p-, d-, f-orbitály napoly vyplnené (p3, d5, f7), úplne (p6, d10, f14) alebo voľné (p0, d0, f0) sa zvýšili. stabilitu. Preto, ak atómu chýba jeden elektrón pred polovičným dokončením alebo dokončením podúrovne, pozorujeme jeho „skok“ z predtým naplneného orbitálu (v tomto prípade 4 s).

S výnimkou Cr a Cu majú všetky prvky od Ca po Zn vo svojom vonkajšom obale rovnaký počet elektrónov – dva. To vysvetľuje relatívne malú zmenu vlastností v rade prechodných kovov. Pre uvedené prvky sú však elektróny 4s vonkajšej aj 3d elektróny predvonkajšej podúrovne valenčnými elektrónmi (s výnimkou atómu zinku, v ktorom je tretia energetická úroveň úplne dokončená).

	31Ga 4s23d104p1 32Ge 4s23d104p2 33As 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36 Kr 4s23d104p6

Orbitály 4d a 4f zostali voľné, hoci štvrtá perióda bola dokončená.

PIATA OBDOBIE

Postupnosť plnenia orbitálov je rovnaká ako v predchádzajúcom období: najskôr sa naplní 5s orbitál ( 37Rb 5s1), potom 4d a 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitály 5s a 4d sú energeticky ešte bližšie, takže väčšina prvkov 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) zažíva elektrónový prechod z podúrovne 5s do 4d.

ŠIESTA A SIEDMA OBDOBIA

Na rozdiel od predchádzajúceho obsahuje šieste obdobie 32 prvkov. Cézium a bárium sú prvky 6s. Ďalšie energeticky priaznivé stavy sú 6p, 4f a 5d. Na rozdiel od Klechkovského pravidla, v lantáne nie je vyplnený orbitál 4f, ale 5d ( 57La 6s25d1), avšak pre prvky, ktoré za ním nasledujú, je vyplnená podúroveň 4f ( 58Ce 6s24f2), na ktorom je štrnásť možných elektronických stavov. Atómy od céru (Ce) po lutécium (Lu) sa nazývajú lantanoidy – ide o f-prvky. V sérii lantanoidov niekedy dochádza k „úniku“ elektrónov, rovnako ako v sérii d-prvkov. Keď je dokončená 4f-podúroveň, 5d-podúroveň (deväť prvkov) pokračuje v napĺňaní a šiesta perióda, ako každá iná okrem prvej, je doplnená šiestimi p-prvkami.

Prvé dva prvky v siedmej perióde sú francium a rádium, po ktorých nasleduje jeden 6d prvok, aktínium ( 89Ac 7s26d1). Po aktiniu nasleduje štrnásť prvkov 5f – aktinidy. Po aktinoidoch by malo nasledovať deväť prvkov 6d a šesť prvkov p by malo dokončiť periódu. Siedma perióda je neúplná.

Uvažovaný vzor tvorby periód systému prvkami a napĺňania atómových orbitálov elektrónmi ukazuje periodickú závislosť elektrónových štruktúr atómov od náboja jadra.

Obdobie je súbor prvkov usporiadaných podľa rastúcich nábojov atómových jadier a charakterizovaných rovnakou hodnotou hlavného kvantového počtu vonkajších elektrónov. Na začiatku obdobia sú vyplnené ns - a na konci - n.p. -orbitály (okrem prvej periódy). Tieto prvky tvoria osem hlavných (A) podskupín periodického systému D.I. Mendelejev.

Hlavná podskupina je súbor chemických prvkov usporiadaných vertikálne a majúcich rovnaký počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni.

V priebehu obdobia, s nárastom náboja jadra a rastúcou silou priťahovania vonkajších elektrónov k nemu zľava doprava, sa polomery atómov zmenšujú, čo následne spôsobuje oslabenie kovových vlastností a zvýšenie kovové vlastnosti. vzadu atómový polomer vezmite teoreticky vypočítanú vzdialenosť od jadra k maximálnej elektrónovej hustote vonkajšej kvantovej vrstvy. V skupinách zhora nadol sa zvyšuje počet energetických úrovní a následne aj atómový polomer. Súčasne sa zlepšujú kovové vlastnosti. Medzi dôležité vlastnosti atómov, ktoré sa periodicky menia v závislosti od nábojov atómových jadier, patrí aj ionizačná energia a elektrónová afinita, o ktorých bude reč v časti 2.2.

Elektronická konfigurácia atómu je vzorec znázorňujúci usporiadanie elektrónov v atóme podľa úrovní a podúrovní. Po preštudovaní článku sa dozviete, kde a ako sa nachádzajú elektróny, zoznámite sa s kvantovými číslami a dokážete zostrojiť elektrónovú konfiguráciu atómu podľa jeho čísla na konci článku je tabuľka prvkov.

Prečo študovať elektronickú konfiguráciu prvkov?

Atómy sú ako stavebnica: existuje určitý počet častí, líšia sa od seba, ale dve časti rovnakého typu sú úplne rovnaké. Táto stavebnica je však oveľa zaujímavejšia ako plastová a tu je dôvod. Konfigurácia sa mení v závislosti od toho, kto je v blízkosti. Napríklad kyslík vedľa vodíka Možno premení na vodu, keď sa v blízkosti sodíka zmení na plyn, a keď sa priblíži k železu, úplne ho premení na hrdzu. Aby sme odpovedali na otázku, prečo sa to deje, a predpovedali správanie atómu vedľa druhého, je potrebné študovať elektronickú konfiguráciu, o ktorej sa bude diskutovať nižšie.

Koľko elektrónov je v atóme?

Atóm pozostáva z jadra a elektrónov, ktoré sa okolo neho otáčajú, jadro pozostáva z protónov a neutrónov. V neutrálnom stave má každý atóm počet elektrónov rovný počtu protónov v jeho jadre. Počet protónov je určený atómovým číslom prvku, napríklad síra má 16 protónov - 16. prvok periodickej tabuľky. Zlato má 79 protónov - 79. prvok periodickej tabuľky. Podľa toho má síra v neutrálnom stave 16 elektrónov a zlato má 79 elektrónov.

Kde hľadať elektrón?

Pozorovaním správania elektrónu boli odvodené určité vzorce, ktoré sú opísané kvantovými číslami, celkovo sú štyri:

• Hlavné kvantové číslo
• Orbitálne kvantové číslo
• Magnetické kvantové číslo
• Spin kvantové číslo

Orbitálny

Ďalej namiesto slova orbita budeme používať termín „orbitál“; orbitál je zhruba vlnová funkcia elektrónu, je to oblasť, v ktorej elektrón trávi 90 % svojho času.

N - úroveň
L - škrupina
M l - orbitálne číslo
M s - prvý alebo druhý elektrón v orbitáli

Orbitálne kvantové číslo l

Ako výsledok štúdia elektrónového oblaku zistili, že v závislosti od energetickej úrovne má oblak štyri hlavné formy: guľu, činky a dve ďalšie, zložitejšie. V poradí zvyšovania energie sa tieto formy nazývajú s-, p-, d- a f-obal. Každý z týchto obalov môže mať 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) a 7 (na f) orbitály. Orbitálne kvantové číslo je obal, v ktorom sa nachádzajú orbitály. Orbitálne kvantové číslo pre orbitály s, p, d a f má hodnoty 0, 1, 2 alebo 3.

Na s-plášte je jeden orbitál (L=0) - dva elektróny
Na obale p sú tri orbitály (L=1) - šesť elektrónov
Na obale d je päť orbitálov (L=2) - desať elektrónov
Na f-plášte je sedem orbitálov (L=3) - štrnásť elektrónov

Magnetické kvantové číslo m l

Na obale p sú tri orbitály, sú označené číslami od -L do +L, to znamená, že pre obal p (L=1) sú orbitály "-1", "0" a "1" . Magnetické kvantové číslo označujeme písmenom m l.

Vo vnútri plášťa sa elektróny ľahšie nachádzajú v rôznych orbitáloch, preto prvé elektróny vyplnia jeden v každom orbitále a potom sa ku každému pridá pár elektrónov.

Zvážte d-shell:
d-plášť zodpovedá hodnote L=2, čiže piatim orbitálom (-2,-1,0,1 a 2), prvých päť elektrónov vypĺňa škrupinu s hodnotami M l =-2, M 1 = -1, M, = 0, M, = 1, M, = 2.

Spinové kvantové číslo m s

Spin je smer otáčania elektrónu okolo svojej osi, existujú dva smery, takže kvantové číslo spinu má dve hodnoty: +1/2 a -1/2. Jedna energetická podúroveň môže obsahovať iba dva elektróny s opačnými spinmi. Spinové kvantové číslo sa označuje m s

Hlavné kvantové číslo n

Hlavné kvantové číslo je energetická hladina, v súčasnosti je známych sedem energetických úrovní, každá je označená arabskou číslicou: 1,2,3,...7. Počet škrupín na každej úrovni sa rovná číslu úrovne: na prvej úrovni je jedna škrupina, na druhej dve atď.

Elektrónové číslo

Každý elektrón teda možno opísať štyrmi kvantovými číslami, kombinácia týchto čísel je jedinečná pre každú polohu elektrónu, vezmite si prvý elektrón, najnižšia energetická hladina je N = 1, na prvej úrovni je jeden obal, tzv. prvá škrupina na ľubovoľnej úrovni má tvar gule (s -shell), t.j. L=0, magnetické kvantové číslo môže nadobúdať iba jednu hodnotu, M l = 0 a spin bude rovný +1/2. Ak vezmeme piaty elektrón (v akomkoľvek atóme), potom jeho hlavné kvantové čísla budú: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.