Kolmannen jakson alkuaineiden atomien elektronisten kuorien rakenne. Elektroninen kuori. Neutronien lukumäärän määritys

Atomin koostumus.

Atomi koostuu atomiydin Ja elektronikuori .

Atomin ydin koostuu protoneista ( p+) ja neutronit ( n 0). Useimmilla vetyatomeilla on ydin, joka koostuu yhdestä protonista.

Protonien lukumäärä N(p+) on yhtä suuri kuin ydinvaraus ( Z) ja elementin järjestysnumero luonnollisessa elementtisarjassa (ja alkuaineiden jaksollisessa taulukossa).

N(s +) = Z

Neutronien summa N(n 0), merkitty yksinkertaisesti kirjaimella N ja protonien lukumäärä Z nimeltään massanumero ja se on merkitty kirjaimella A.

A = Z + N

Atomin elektronikuori koostuu elektroneista, jotka liikkuvat ytimen ympärillä ( e -).

Elektronien lukumäärä N(e-) neutraalin atomin elektronikuoressa on yhtä suuri kuin protonien lukumäärä Z sen ytimessä.

Protonin massa on suunnilleen yhtä suuri kuin neutronin massa ja 1840 kertaa elektronin massa, joten atomin massa on lähes yhtä suuri kuin ytimen massa.

Atomin muoto on pallomainen. Ytimen säde on noin 100 000 kertaa pienempi kuin atomin säde.

Kemiallinen alkuaine- atomityyppi (atomikokoelma), joilla on sama ydinvaraus (sama määrä protoneja ytimessä).

Isotooppi- saman alkuaineen atomien kokoelma, jossa on sama määrä neutroneja ytimessä (tai atomityyppi, jolla on sama määrä protoneja ja sama määrä neutroneja ytimessä).

Eri isotoopit eroavat toisistaan atomien ytimien neutronien lukumäärässä.

Yksittäisen atomin tai isotoopin nimitys: (E - elementin symboli), esimerkiksi: .

Atomin elektronikuoren rakenne

Atomirata- elektronin tila atomissa. Orbitaalin symboli on . Jokaisella kiertoradalla on vastaava elektronipilvi.

Todellisten atomien kiertoradat pohjatilassa (virittymättömässä) ovat neljää tyyppiä: s, s, d Ja f.

Elektroninen pilvi- avaruuden osa, josta elektroni löytyy 90 (tai suuremmalla) prosentin todennäköisyydellä.

Huomautus: joskus käsitteitä "atomikiertorata" ja "elektronipilvi" ei eroteta toisistaan, ja molempia kutsutaan "atomikiertoradalla".

Atomin elektronikuori on kerrostettu. Elektroninen kerros muodostuu samankokoisista elektronipilvistä. Yhden kerroksen orbitaalit muodostuvat elektroninen ("energia") taso, niiden energiat ovat samat vetyatomille, mutta erilaiset muille atomeille.

Samantyyppiset kiertoradat on ryhmitelty elektroninen (energia) alatasot:
s-alitaso (koostuu yhdestä s-orbitaalit), symboli - .
s-alataso (koostuu kolmesta s
d-alataso (koostuu viidestä d-orbitaalit), symboli - .
f-alataso (koostuu seitsemästä f-orbitaalit), symboli - .

Saman alatason orbitaalien energiat ovat samat.

Alatasoja määritettäessä kerroksen numero (elektroninen taso) lisätään alitason symboliin, esimerkiksi: 2 s, 3s, 5d tarkoittaa s- toisen tason alataso, s- kolmannen tason alataso, d- viidennen tason alataso.

Kokonaismäärä alitasot yhdellä tasolla, joka on yhtä suuri kuin tason numero n. Orbitaalien kokonaismäärä yhdellä tasolla on yhtä suuri kuin n 2. Vastaavasti pilvien kokonaismäärä yhdessä kerroksessa on myös yhtä suuri n 2 .

Nimitykset: - vapaa orbitaali (ilman elektroneja), - kiertorata, jossa on pariton elektroni, - orbitaali elektroniparilla (kahdella elektronilla).

Järjestys, jossa elektronit täyttävät atomin kiertoradat, määräytyy kolmen luonnonlain mukaan (formulaatiot on annettu yksinkertaistetusti):

1. Vähimmän energian periaate - elektronit täyttävät kiertoradat kiertoradan energian kasvun järjestyksessä.

2. Paulin periaate - yhdellä kiertoradalla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia.

3. Hundin sääntö - alitason sisällä elektronit täyttävät ensin tyhjät kiertoradat (yksi kerrallaan) ja vasta sen jälkeen muodostavat elektronipareja.

Elektronien kokonaismäärä elektronitasolla (tai elektronikerroksessa) on 2 n 2 .

Alatasojen jakautuminen energian mukaan ilmaistaan seuraavasti (energian kasvun järjestyksessä):

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

Tämä sekvenssi ilmaistaan selvästi energiakaaviolla:

Atomin elektronien jakautuminen tasoille, alatasoille ja kiertoradalle (atomin elektroninen konfiguraatio) voidaan kuvata elektronikaavana, energiakaaviona tai yksinkertaisemmin elektronikerroskaaviona ("elektronikaavio").

Esimerkkejä atomien elektronisesta rakenteesta:

valenssielektronit- atomin elektronit, jotka voivat osallistua muodostumiseen kemialliset sidokset. Jokaiselle atomille nämä ovat kaikki ulommat elektronit sekä ne esiulkoiset elektronit, joiden energia on suurempi kuin ulompien elektronien. Esimerkiksi: Ca-atomissa on 4 ulkoelektronia s 2, ne ovat myös valenssia; Fe-atomissa on 4 ulkoelektronia s 2 mutta hänellä on 3 d 6, siksi rautaatomissa on 8 valenssielektronia. Valenssi elektroninen kaava kalsiumatomit - 4 s 2 ja rautaatomit - 4 s 2 3d 6 .

Jaksollinen järjestelmä kemiallisia alkuaineita D. I. Mendelejev
(luonnollinen kemiallisten alkuaineiden järjestelmä)

Kemiallisten alkuaineiden jaksollinen laki(nykyaikainen muotoilu): kemiallisten alkuaineiden sekä niiden muodostamien yksinkertaisten ja monimutkaisten aineiden ominaisuudet riippuvat ajoittain atomiytimien varauksen arvosta.

Jaksollinen järjestelmä- jaksollisen lain graafinen ilmaus.

Luonnollinen sarja kemiallisia alkuaineita- sarja kemiallisia alkuaineita, jotka on järjestetty niiden atomien ytimien protonien lisääntymisen mukaan tai, mikä on sama, näiden atomien ytimien kasvavien varausten mukaan. Tämän rivin elementin sarjanumero yhtä suuri kuin luku protoneja kyseisen alkuaineen minkä tahansa atomin ytimessä.

Kemiallisten alkuaineiden taulukko on rakennettu "leikkaamalla" luonnollinen kemiallisten alkuaineiden sarja kausia(taulukon vaakasuuntaiset rivit) ja ryhmittelyt (taulukon pystysarakkeet) elementeistä, joilla on samanlainen atomien elektroninen rakenne.

Riippuen tavasta, jolla yhdistät elementit ryhmiin, taulukko voi olla pitkä aika(alkuaineet, joilla on sama määrä ja tyyppi valenssielektroneja, kerätään ryhmiin) ja lyhyt aika(alkuaineet, joissa on sama määrä valenssielektroneja, kerätään ryhmiin).

Lyhyen ajanjakson taulukkoryhmät on jaettu alaryhmiin ( pää Ja puolella), jotka ovat yhtäpitäviä pitkän ajanjakson taulukon ryhmien kanssa.

Kaikilla saman ajanjakson alkuaineiden atomeilla on sama määrä elektronikerroksia, joka on yhtä suuri kuin jaksonumero.

Alkuaineiden määrä jaksoissa: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Suurin osa kahdeksannen jakson alkuaineista on saatu keinotekoisesti, tämän jakson viimeisiä elementtejä ei ole vielä syntetisoitu. Kaikki jaksot ensimmäistä lukuun ottamatta alkavat alkalimetallia muodostavalla alkuaineella (Li, Na, K jne.) ja päättyvät jalokaasua muodostavaan alkuaineeseen (He, Ne, Ar, Kr jne.).

Lyhyen jakson taulukossa on kahdeksan ryhmää, joista jokainen on jaettu kahteen alaryhmään (pää- ja toissijaiseen), pitkän jakson taulukossa on kuusitoista ryhmää, jotka on numeroitu roomalaisin numeroin kirjaimin A tai B. esimerkki: IA, IIIB, VIA, VIIB. Pitkän ajanjakson taulukon ryhmä IA vastaa lyhyen ajanjakson taulukon ensimmäisen ryhmän pääalaryhmää; ryhmä VIIB - seitsemännen ryhmän toissijainen alaryhmä: loput - samoin.

Kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet muuttuvat luonnollisesti ryhmissä ja jaksoissa.

Jaksoissa (nousevalla sarjanumerolla)

ydinvaraus kasvaa
ulkoisten elektronien määrä kasvaa,
atomien säde pienenee,
elektronien ja ytimen välisen sidoksen vahvuus kasvaa (ionisaatioenergia),
elektronegatiivisuus kasvaa,
yksinkertaisten aineiden hapettavat ominaisuudet paranevat ("ei-metallisuus"),
yksinkertaisten aineiden pelkistävät ominaisuudet heikkenevät ("metallisuus"),
heikentää hydroksidien ja vastaavien oksidien perusominaisuuksia,
hydroksidien ja vastaavien oksidien hapan luonne kasvaa.

Ryhmissä (kasvava sarjanumero)

ydinvaraus kasvaa
atomien säde kasvaa (vain A-ryhmissä),
elektronien ja ytimen välisen sidoksen vahvuus pienenee (ionisaatioenergia; vain A-ryhmissä),
elektronegatiivisuus laskee (vain A-ryhmissä),
yksinkertaisten aineiden hapettavat ominaisuudet heikkenevät ("ei-metallisuus"; vain A-ryhmissä),
yksinkertaisten aineiden pelkistävät ominaisuudet paranevat ("metallisuus"; vain A-ryhmissä),
hydroksidien ja vastaavien oksidien perusluonne kasvaa (vain A-ryhmissä),
heikentää hydroksidien ja vastaavien oksidien happamuutta (vain A-ryhmissä),
vetyyhdisteiden stabiilisuus heikkenee (niiden pelkistävä aktiivisuus kasvaa; vain A-ryhmissä).

Tehtävät ja testit aiheesta "Aihe 9. "Atomin rakenne. D. I. Mendeleevin (PSHE) jaksollinen laki ja jaksollinen kemiallisten alkuaineiden järjestelmä."

Jaksollinen laki - Atomien jaksollinen laki ja rakenne luokat 8–9
Sinun tulee tietää: kiertoradan elektroneilla täyttämisen lait (vähimmän energian periaate, Paulin periaate, Hundin sääntö), rakenne jaksollinen järjestelmä elementtejä.
Sinun on kyettävä: määrittämään atomin koostumus alkuaineen sijainnin perusteella jaksollisessa järjestelmässä ja päinvastoin löytämään alkuaine jaksollisesta järjestelmästä tietäen sen koostumuksen; kuvata rakennekaavio, atomin elektroninen konfiguraatio, ioni ja päinvastoin määrittää kemiallisen alkuaineen sijainti PSCE:ssä kaaviosta ja elektronisesta konfiguraatiosta; luonnehtia alkuainetta ja sen muodostamia aineita sen aseman mukaan PSCE:ssä; määrittää atomien säteen, kemiallisten alkuaineiden ominaisuuksien ja niiden muodostamien aineiden muutokset jaksollisen järjestelmän yhdessä jaksossa ja yhdessä pääalaryhmässä.
Esimerkki 1. Määritä orbitaalien lukumäärä kolmannella elektronitasolla. Mitä nämä orbitaalit ovat?
Orbitaalien lukumäärän määrittämiseksi käytämme kaavaa N kiertoradat = n 2 missä n- tasonumero. N orbitaalit = 3 2 = 9. Yksi 3 s-, kolme 3 s- ja viisi 3 d- kiertoradat.
Esimerkki 2. Selvitä, minkä alkuaineen atomin elektroninen kaava 1 on s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 1 .
Jotta voit määrittää, mikä elementti se on, sinun on selvitettävä sen atominumero, joka on yhtä suuri kuin atomin elektronien kokonaismäärä. Tässä tapauksessa: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tämä on alumiinia.
Kun olet varmistanut, että kaikki tarvitsemasi on opittu, jatka tehtävien suorittamiseen. Toivotamme sinulle menestystä.

Suositeltavaa luettavaa:
- O. S. Gabrielyan ym. Kemia 11. luokka. M., Bustard, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemia 11 luokka. M., Koulutus, 2001.

Itse sana "atomi" mainittiin ensimmäisen kerran filosofien teoksissa Muinainen Kreikka, ja käännettynä se tarkoittaa "jakamaton". Ilman nykyaikaisia välineitä filosofi Demokritos päätyi logiikkaa ja havaintoja käyttäen siihen johtopäätökseen, että mitään ainetta ei voi murskata loputtomiin, ja lopulta jonkin jakamattoman pienimmän aineen hiukkasen täytyy jäädä - aineen atomi.

Ja jos atomeja ei olisi, mikä tahansa aine tai esine voitaisiin tuhota kokonaan. Demokrituksesta tuli atomismin perustaja - koko oppi, joka perustui atomin käsitteeseen.

Mikä on atomi?

Atomi on minkä tahansa kemiallisen alkuaineen pienin sähköisesti neutraali hiukkanen. Se koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneiden elektronien muodostamasta kuoresta. Positiivisesti varautunut ydin on atomin ydin. Se vie pienen osan tilasta atomin keskellä, ja siihen on keskittynyt melkein koko atomin massa ja kaikki positiivinen varaus.

Mistä atomi koostuu?

Atomin ydin koostuu alkuainehiukkasista - neutroneista ja protoneista, ja elektronit liikkuvat suljetuilla kiertoradoilla atomiytimen ympärillä.

Mikä on neutroni?

Neutroni (n) on neutraali alkuainehiukkanen, jonka suhteellinen massa on 1,00866 atomimassayksikköä (amu).

Mikä on protoni?

Protoni (p) edustaa alkuainehiukkanen, jonka suhteellinen massa on 1,00728 atomimassayksikköä, positiivinen varaus +1 ja spin 1/2. Protoni (käännetty kreikaksi pääasialliseksi, ensimmäinen) kuuluu baryoneihin. Atomin ytimessä protonien lukumäärä on yhtä suuri kuin kemiallisen alkuaineen atomiluku D.I:n jaksollisessa taulukossa. Mendelejev.

Mikä on elektroni?

Elektroni (e–) on alkuainehiukkanen, jonka massa on 0,00055 amu; elektronin ehdollinen varaus: - 1. Elektronien lukumäärä atomissa on yhtä suuri kuin atomin ytimen varaus (vastaa kemiallisen alkuaineen sarjanumeroa Mendeleevin jaksollisessa järjestelmässä).

Ytimen ympärillä elektronit liikkuvat tiukasti määritellyillä kiertoradoilla ja muodostuu elektronipilvi.

Atomiytimen ympärillä oleva avaruuden alue, jossa elektronit ovat läsnä yli 90 %:n todennäköisyydellä, määrittää elektronipilven muodon.

p-elektronin elektronipilvi ulkomuoto muistuttaa käsipainoa; Kolme p-orbitaalia voi sisältää enintään kuusi elektronia.

s elektronin elektronipilvi on pallo; s-energian alatasolla enimmäismäärä siellä voi olla 2 elektronia.

Orbitaalit on kuvattu neliön muodossa; tätä kiertorataa kuvaavien pää- ja toissijaisten kvanttilukujen arvot on kirjoitettu sen ala- tai yläpuolelle.

Tätä merkintää kutsutaan graafiseksi elektroniseksi kaavaksi. Se näyttää tältä:

Tämän kaavan nuolet edustavat elektronia. Nuolen suunta vastaa pyörimissuuntaa - tämä on oma magneettinen momentti elektroni. Elektroneja, joilla on vastakkaiset spinit (kuvassa nämä ovat vastakkaisiin suuntiin osoittavia nuolia), kutsutaan pareiksi.

Alkuaineiden atomien elektroniset konfiguraatiot voidaan esittää kaavoina, joissa:

Ilmoita alitason symbolit;
Symbolin aste osoittaa tietyn alitason elektronien lukumäärän;
Alatason symbolin edessä oleva kerroin osoittaa, että se kuuluu tälle tasolle.

Neutronien lukumäärän määritys

Määrittääksesi neutronien N lukumäärän ytimessä, sinun on käytettävä kaavaa:

N=A-Z, missä A on massaluku; Z on ytimen varaus, joka on yhtä suuri kuin protonien lukumäärä (kemiallisen alkuaineen sarjanumero jaksollisessa taulukossa).

Ydinparametrit kirjoitetaan pääsääntöisesti näin: yläosassa on massaluku ja vasemmalla alla elementin symboli on ydinvaraus.

Se näyttää tältä:

Tämä merkintä tarkoittaa seuraavaa:

Massaluku on 31;
Fosforiatomin ytimen varaus (ja sen seurauksena protonien lukumäärä) on 15;
Neutronien lukumäärä on 16. Se lasketaan seuraavasti: 31-15=16.

Massaluku vastaa suunnilleen ytimen suhteellista atomimassaa. Tämä johtuu siitä, että neutronin ja protonin massoissa ei käytännössä ole eroja.

Alla olemme esittäneet osan taulukosta, joka näyttää D.I.:n kemiallisten elementtien jaksollisen järjestelmän kahdenkymmenen ensimmäisen alkuaineen atomien atomien rakenteen. Mendelejev. Täysi versio on esitetty erillisessä julkaisussamme.

Kemiallisia alkuaineita, joiden atomeissa p-alataso on täytetty, kutsutaan p-alkuaineiksi. Elektroneja voi olla 1-6.

Kemiallisia alkuaineita, joiden atomeissa ulkotason s-alataso on täydennetty 1 tai 2 elektronilla, kutsutaan s-alkuaineiksi.

Kemiallisen alkuaineen atomin elektronikerrosten lukumäärä on yhtä suuri kuin jaksoluku.

Hundin sääntö

On olemassa Hundin sääntö, jonka mukaan elektronit sijaitsevat samanlaisilla saman energiatason kiertoradoilla niin, että kokonaisspin on suurin mahdollinen. Tämä tarkoittaa, että kun energian alataso täyttyy, jokainen elektroni miehittää ensin erillisen solun ja vasta sitten alkaa niiden yhdistämisprosessi.

Graafinen esitys typen elektronisesta kaavasta

Kuva hapen elektronisesta kaavasta graafisessa muodossa

Graafinen esitys Neonin elektronisesta kaavasta

Esimerkiksi typpiatomissa kaikki p-elektronit miehittävät erilliset solut, ja hapessa alkaa niiden pariutuminen, joka valmistuu kokonaan neonissa.

Mitä isotoopit ovat

Isotoopit ovat saman alkuaineen atomeja, joiden ytimissä on sama määrä protoneja, mutta neutronien määrä on erilainen. Isotoopit tunnetaan kaikille alkuaineille.

Tästä syystä alkuaineiden atomimassat jaksollisessa taulukossa ovat isotooppien luonnollisten seosten massalukujen keskiarvoja ja eroavat kokonaislukuarvoista.

Onko olemassa jotain pienempää kuin atomin ydin

Tehdään yhteenveto. Atomimassa isotooppien luonnolliset seokset eivät voi toimia atomin ja sen seurauksena alkuaineen tärkeimpänä ominaisuutena.

Samanlainen atomin ominaisuus on ytimen varaus, joka määrittää elektronikuoren rakenteen ja siinä olevien elektronien lukumäärän. Tämä on mielenkiintoista! Tiede ei seiso paikallaan, ja tutkijat pystyivät kumoamaan dogman, jonka mukaan atomi on kemiallisten alkuaineiden pienin hiukkanen. Nykyään maailma tuntee kvarkit - ne muodostavat neutroneja ja protoneja.

Erinomainen tanskalainen fyysikko Niels Bohr (kuva 1) ehdotti, että atomissa olevat elektronit eivät voi liikkua millä tahansa, vaan tiukasti määritellyllä kiertoradalla.

Riisi. 1. Bohr Niels Hendrich David (1885-1962)

Tässä tapauksessa atomin elektronit eroavat energialtaan. Kuten kokeet osoittavat, jotkut heistä vetoavat ytimeen voimakkaammin, toiset - vähemmän. Pääsyynä tähän ovat elektronien erilaiset etäisyydet atomin ytimestä. Mitä lähempänä elektronit ovat ydintä, sitä tiiviimmin ne ovat sitoutuneet siihen ja sitä vaikeampaa on repiä ne irti elektronikuoresta. Siten elektronin siirtyessä pois atomin ytimestä elektronin energiavarasto kasvaa.

Ytimen lähellä liikkuvat elektronit näyttävät estävän (suojaavan) ytimen muilta elektroneilta, jotka vetäytyvät ytimeen vähemmän voimakkaasti ja liikkuvat kauempana siitä. Näin muodostuu elektronisia kerroksia.

Jokainen elektronikerros koostuu elektroneista, joilla on samanlaiset energia-arvot; Siksi elektronisia kerroksia kutsutaan myös energiatasoksi.

Ydin on jokaisen alkuaineen atomin keskellä, ja elektronit, jotka muodostavat elektronikuoren, on järjestetty kerroksiksi ytimen ympärille.

Elektronikerrosten lukumäärä elementin atomissa on yhtä suuri kuin sen ajanjakson lukumäärä, jossa elementti sijaitsee.

Esimerkiksi natrium Na on 3. jakson alkuaine, mikä tarkoittaa, että sen elektronikuori sisältää 3 energiatasoa. Bromiatomilla Br on 4 energiatasoa, koska bromi sijaitsee 4. jaksossa (kuva 2).

Natriumatomimalli: Bromiatomimalli:

Elektronien enimmäismäärä energiatasolla lasketaan kaavalla: 2n2, jossa n on energiatason luku.

Siten suurin elektronien lukumäärä per:

3. kerros - 18 jne.

Pääalaryhmien elementtien osalta sen ryhmän lukumäärä, johon alkuaine kuuluu, on yhtä suuri kuin atomin ulkoisten elektronien lukumäärä.

Ulommat elektronit ovat viimeisen elektronikerroksen elektroneja.

Esimerkiksi natriumatomilla on 1 ulkoelektroni (koska se on IA-alaryhmän elementti). Bromiatomilla on 7 elektronia viimeisessä elektronikerroksessa (tämä on alaryhmän VIIA elementti).

Jaksojen 1-3 elementtien elektronisten kuorien rakenne

Vetyatomissa ydinvaraus on +1, ja tämä varaus neutraloituu yhdellä elektronilla (kuva 3).

Seuraava alkuaine vedyn jälkeen on helium, myös 1. jakson alkuaine. Näin ollen heliumatomissa on 1 energiataso, joka sisältää kaksi elektronia (kuva 4). Tämä on suurin mahdollinen elektronien lukumäärä ensimmäiselle energiatasolle.

Elementti #3 on litium. Litiumatomissa on 2 elektronikerrosta, koska se on toisen jakson alkuaine. Litiumatomin ensimmäisessä kerroksessa on 2 elektronia (tämä kerros on valmis), ja toisessa kerroksessa on 1 elektroni. Berylliumatomissa on 1 elektroni enemmän kuin litiumatomissa (kuva 5).

Vastaavasti voidaan kuvata toisen jakson jäljellä olevien alkuaineiden atomirakennekaavioita (kuva 6).

Toisen jakson viimeisen elementin atomissa - neonissa - viimeinen energiataso on valmis (sillä on 8 elektronia, mikä vastaa 2. kerroksen maksimiarvoa). Neon on inertti kaasu, joka ei pääse sisään kemialliset reaktiot Siksi sen elektronikuori on erittäin vakaa.

Amerikkalainen kemisti Gilbert Lewis antoi selityksen tälle ja esitti oktettisääntö, jonka mukaan kahdeksan elektronin kerros on stabiili(lukuun ottamatta yhtä kerrosta: koska se voi sisältää enintään 2 elektronia, kahden elektronin tila on sille vakaa).

Neonin jälkeen tulee kolmannen jakson elementti - natrium. Natriumatomissa on 3 elektronikerrosta, joiden päällä sijaitsee 11 elektronia (kuva 7).

Riisi. 7. Kaavio natriumatomin rakenteesta

Natrium on ryhmässä 1, sen valenssi yhdisteissä on yhtä suuri kuin I, kuten litium. Tämä johtuu siitä, että natrium- ja litiumatomien uloimmassa elektronikerroksessa on yksi elektroni.

Alkuaineiden ominaisuudet toistuvat ajoittain, koska alkuaineiden atomit toistavat ajoittain elektronien lukumäärän uloimmassa elektronikerroksessa.

Kolmannen jakson jäljellä olevien alkuaineiden atomien rakenne voidaan esittää analogisesti toisen jakson alkuaineiden atomien rakenteen kanssa.

Neljännen jakson elementtien elektronisten kuorien rakenne

Neljäs jakso sisältää 18 elementtiä, joiden joukossa on sekä pää- (A) että toissijaisen (B) alaryhmän elementtejä. Sivualaryhmien elementtien atomien rakenteen erikoisuus on, että niiden ulommat (sisäiset) kuin ulommat elektronikerrokset täyttyvät peräkkäin.

Neljäs jakso alkaa kaliumilla. Kalium on alkalimetalli, jolla on yhdisteissä valenssi I. Tämä on täysin yhdenmukainen sen atomin seuraavan rakenteen kanssa. Neljännen jakson alkuaineena kaliumatomilla on 4 elektronikerrosta. Kaliumin viimeinen (neljäs) elektronikerros sisältää 1 elektronin, elektronien kokonaismäärä kaliumatomissa on 19 (tämän alkuaineen sarjanumero) (kuva 8).

Riisi. 8. Kaavio kaliumatomin rakenteesta

Kaliumia seuraa kalsium. Kalsiumatomilla on 2 elektronia sen ulkoisessa elektronikerroksessa, aivan kuten berylliumilla ja magnesiumilla (ne ovat myös II A-alaryhmän elementtejä).

Kalsiumin jälkeen seuraava alkuaine on skandium. Tämä on toissijaisen (B) alaryhmän elementti. Kaikki toissijaisten alaryhmien elementit ovat metalleja. Niiden atomien rakenteen ominaisuus on korkeintaan 2 elektronin läsnäolo viimeisessä elektronikerroksessa, ts. toiseksi viimeinen elektronikerros täyttyy peräkkäin elektroneilla.

Siten skandiumille voimme kuvitella seuraavan atomirakenteen mallin (kuva 9):

Riisi. 9. Kaavio skandiumatomin rakenteesta

Tämä elektronien jakautuminen on mahdollista, koska kolmannella kerroksella suurin sallittu elektronien lukumäärä on 18, eli kahdeksan elektronia kolmannella kerroksella on kerroksen vakaa, mutta ei täydellinen tila.

Neljännen jakson sekundaaristen alaryhmien kymmenelle elementille skandiumista sinkkiin kolmas elektronikerros täytetään peräkkäin.

Sinkkiatomin rakenne voidaan esittää seuraavasti: uloimmalla elektronikerroksella on kaksi elektronia ja uloimmalla 18 elektronia (kuva 10).

Riisi. 10. Kaavio sinkkiatomin rakenteesta

Sinkkiä seuraavat alkuaineet kuuluvat pääalaryhmän alkuaineisiin: gallium, germanium jne. kryptoniin asti. Näiden alkuaineiden atomeissa neljäs (eli ulompi) elektronikerros täyttyy peräkkäin. Jalokaasun kryptonin atomin ulkokuoressa on oktetti, eli stabiili tila.

Yhteenveto oppitunnista

Tällä oppitunnilla opit kuinka atomin elektronikuori rakentuu ja kuinka selittää jaksollisuusilmiö. Tutustuimme atomien elektronisten kuorien rakennemalleihin, joiden avulla voimme ennustaa ja selittää kemiallisten alkuaineiden ja niiden yhdisteiden ominaisuuksia.

Lähteet

http://www.youtube.com/watch?t=7&v=xgPDyORYV_Q

http://www.youtube.com/watch?t=416&v=BBmhmB4ans4

http://www.youtube.com/watch?t=10&v=6Y19QgS5V5E

http://www.youtube.com/watch?t=3&v=B6XEB6_gbdI

esityksen lähde - http://www.myshared.ru/slide/834600/#

Tiivistelmä http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/8-klass

Atomi-molekyyliteorian perusperiaatteet. Kemian stoikiometriset peruslait. Aineen massan säilymisen lait, koostumuksen pysyvyys, tilavuussuhteet, Avogadro, ekvivalentit. Moolimassaekvivalentti. Atomi- ja molekyylimassojen määritysmenetelmät.

Kaikki aineet koostuvat molekyyleistä.

Molekyyli on aineen pienin hiukkanen, joka säilyttää kyseisen aineen ominaisuudet. Molekyylit tuhoutuvat kemiallisten reaktioiden aikana.

Molekyylien välillä on aukkoja: kaasuilla on suurin, kiinteillä aineilla pienin.

Molekyylit liikkuvat satunnaisesti ja jatkuvasti.

Yhden aineen molekyyleillä on sama koostumus ja ominaisuudet, eri aineiden molekyylit eroavat toisistaan. ystävä koostumuksessa ja ominaisuuksissa.

Molekyylit koostuvat atomeista.

Atomi on sähköisesti neutraali hiukkanen, joka koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja elektroneista.

Kemiallinen alkuaine- atomityyppi, jolla on sama positiivinen ydinvaraus.

Yhden alkuaineen atomit muodostavat yksinkertaisen aineen molekyylejä (02, H2, O3, Fe...). Eri alkuaineiden atomit muodostavat monimutkaisen aineen molekyylejä (H20, Na2S04, FeClg...).

Massan säilymisen laki

Kemialliseen reaktioon joutuvien aineiden massa on yhtä suuri kuin reaktion tuloksena muodostuneiden aineiden massa.

tiedemies M.V. Lomonosov.
Koostumuksen pysyvyyden laki

Kaikilla kemiallisesti puhtailla yhdisteillä, riippumatta sen valmistusmenetelmästä, on hyvin määritelty koostumus.

Tämän lain perusteella ilmaistaan aineiden koostumus kemiallinen kaava käyttämällä kemiallisia merkkejä ja indeksejä. Esimerkiksi H20, CH4, C2H5OH jne.

Koostumuksen pysyvyyden laki pätee molekyylirakenteisiin aineisiin.

Molekyylirakenteen omaavien, eli molekyyleistä koostuvien yhdisteiden koostumus on vakio valmistusmenetelmästä riippumatta.
Vastaavien laki

Kemiallisia alkuaineita yhdistetään keskenään tiukasti määritellyissä määrissä, jotka vastaavat niiden ekvivalentteja.

Ekvivalenttisuhde tarkoittaa samaa määrää mooliekvivalentteja. Että. ekvivalenttien laki voidaan muotoilla eri tavalla: kaikkien reaktioon osallistuvien aineiden ekvivalenttien moolimäärä on sama.

Moninkertaisuuden laki

Daltonin laki moninkertaisista suhteista, yksi kemian peruslakeista: jos kaksi ainetta (yksinkertainen tai monimutkainen) muodostavat useamman kuin yhden yhdisteen keskenään, niin yhden aineen massat toisen aineen samaa massaa kohden liittyvät kokonaislukuina, yleensä pieni.

Tilavuussuhteiden laki

Gay-Lussac, 1808

"Kemiallisiin reaktioihin joutuvien kaasujen tilavuudet ja reaktion tuloksena muodostuvien kaasujen tilavuudet liittyvät toisiinsa pieninä kokonaislukuina."

Seuraus. Stökiometriset kertoimet molekyylien kemiallisissa reaktioyhtälöissä kaasumaiset aineet näytä missä tilavuussuhteet reagoida tai tuottaa kaasumaisia aineita.

V 1:V 2:V 3 = ν 1:ν 2:ν 3.

D.I. Mendelejevin jaksollinen laki ja jaksollinen elementtijärjestelmä. Perusideoita atomin ja ytimen rakenteesta. Atomien ja ionien ajoittain muuttuvat ja ajoittain muuttumattomat ominaisuudet. Jaksollisen järjestelmän muunnelmia.

Jaksottaiset muutokset kemiallisten alkuaineiden ominaisuuksissa johtuvat niiden atomien ulkoisen energiatason (valenssielektronien) elektronisen konfiguraation oikeasta toistumisesta ytimen varauksen lisääntyessä.

Jaksollisen lain graafinen esitys on jaksotaulukko. Se sisältää 7 jaksoa ja 8 ryhmää.

Kausi - vaakasuuntaiset elementtirivit, joilla on sama valenssielektronien pääkvanttimäärän maksimiarvo.

Jakson numero ilmaisee energiatasojen lukumäärän elementin atomissa.

Jaksot voivat koostua 2 (ensimmäinen), 8 (toinen ja kolmas), 18 (neljäs ja viides) tai 32 (kuudes) elementistä riippuen elektronien lukumäärästä ulkoisella energiatasolla. Viimeinen, seitsemäs jakso on kesken.

Kaikki jaksot (ensimmäistä lukuun ottamatta) alkavat alkalimetallilla (s-alkuaine) ja päättyvät jalokaasuun (ns 2 np 6).

Metalliset ominaisuudet katsotaan alkuaineiden atomien kyvyksi luovuttaa helposti elektroneja ja ei-metallisiksi ominaisuuksiksi saada elektroneja, koska atomit haluavat saada vakaan konfiguraation täytetyillä alitasoilla.

ryhmät - elementtien pystysarakkeet, joissa on sama määrä valenssielektroneja kuin ryhmänumero. On pää- ja toissijaisia alaryhmiä.

Pääalaryhmät koostuvat pienten ja suurten jaksojen elementeistä, joiden valenssielektronit sijaitsevat uloimmilla ns- ja np-alatasoilla.

Sivualaryhmät koostuvat vain suurten ajanjaksojen elementeistä. Heidän valenssielektroninsa sijaitsevat uloimmalla ns-alatasolla ja sisäisellä (n - 1) d -alatasolla (tai (n - 2) f-alatasolla).

Riippuen siitä, mikä alataso (s-, p-, d- tai f-) on täytetty valenssielektroneilla, jaksollisen järjestelmän elementit jaetaan:

s-elementit (ryhmien I ja II pääalaryhmän elementit),

p-elementit (pääalaryhmien III elementit - VII ryhmät),

d-elementit (sivualaryhmien elementit),

f-elementit (lantanidit, aktinidit).

Atomin koostumus.

Atomi koostuu atomin ytimestä ja elektronikuoresta.
Atomin ydin koostuu protoneista ( p+) ja neutronit ( n 0).

Useita merkintöjä otetaan käyttöön atomiytimien karakterisoimiseksi. Atomiytimen muodostavien protonien lukumäärä on merkitty symbolilla Z ja soita latausnumero tai atominumero (tämä on järjestysluku Mendelejevin jaksollisessa taulukossa). Ydinpanos on Ze, Missä e– perusvaraus. Neutronien lukumäärä on merkitty symbolilla N.

Nukleonien (eli protonien ja neutronien) kokonaismäärää kutsutaan massanumero A:

A = Z + N.

Kemiallisten alkuaineiden ytimet on merkitty symbolilla, jossa X on kemiallinen symboli elementti. Esimerkiksi,
– vety, – helium, – hiili, – happi, – uraani.

Isotooppi on kokoelma saman alkuaineen atomeja, joissa on sama määrä neutroneja ytimessä (tai atomityyppi, jolla on sama määrä protoneja ja sama määrä neutroneja ytimessä).
Eri isotoopit eroavat toisistaan atomien ytimien neutronien lukumäärässä.
Yksittäisen atomin tai isotoopin nimitys: (E - elementin symboli), esimerkiksi: .

Atomin elektronikuoren rakenne

Atomirata- elektronin tila atomissa. Orbitaalin symboli on . Jokaisella kiertoradalla on vastaava elektronipilvi.
Todellisten atomien kiertoradat pohjatilassa (virittymättömässä) ovat neljää tyyppiä: s, s, d Ja f
Samantyyppiset kiertoradat on ryhmitelty elektroninen (energia) alatasot:
s-alitaso (koostuu yhdestä s-orbitaalit), symboli - .
s-alataso (koostuu kolmesta s
d-alataso (koostuu viidestä d-orbitaalit), symboli - .
f-alataso (koostuu seitsemästä f-orbitaalit), symboli - .
Saman alatason orbitaalien energiat ovat samat.
Alatasoja määritettäessä kerroksen numero (elektroninen taso) lisätään alitason symboliin, esimerkiksi: 2 s, 3s, 5d tarkoittaa s- toisen tason alataso, s- kolmannen tason alataso, d- viidennen tason alataso.
Alatasojen kokonaismäärä yhdellä tasolla on yhtä suuri kuin tason numero n. Orbitaalien kokonaismäärä yhdellä tasolla on yhtä suuri kuin n 2. Vastaavasti pilvien kokonaismäärä yhdessä kerroksessa on myös yhtä suuri n 2 .
Nimitykset: - vapaa orbitaali (ilman elektroneja), - kiertorata, jossa on pariton elektroni, - orbitaali elektroniparilla (kahdella elektronilla).
Järjestys, jossa elektronit täyttävät atomin kiertoradat, määräytyy kolmen luonnonlain mukaan (formulaatiot on annettu yksinkertaistetusti):
1. Vähiten energian periaate- elektronit täyttävät orbitaalit orbitaalien energian kasvun järjestyksessä.
2. Paulin periaate- Yhdellä kiertoradalla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia.
3. Hundin sääntö- alitason sisällä elektronit täyttävät ensin tyhjät kiertoradat (yksi kerrallaan) ja vasta sen jälkeen muodostavat elektronipareja.
Elektronien kokonaismäärä elektronitasolla (tai elektronikerroksessa) on 2 n 2 .
Alatasojen jakautuminen energian mukaan ilmaistaan seuraavasti (energian kasvun järjestyksessä):

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

Esimerkkejä atomien elektronisesta rakenteesta:

valenssielektronit- atomin elektronit, jotka voivat osallistua kemiallisten sidosten muodostukseen. Jokaiselle atomille nämä ovat kaikki ulommat elektronit sekä ne esiulkoiset elektronit, joiden energia on suurempi kuin ulompien elektronien.

Esimerkiksi: Ca-atomissa on 4 ulkoelektronia s 2, ne ovat myös valenssia; Fe-atomissa on 4 ulkoelektronia s 2 mutta hänellä on 3 d 6, siksi rautaatomissa on 8 valenssielektronia. Kalsiumatomin valenssielektroninen kaava on 4 s 2 ja rautaatomit - 4 s 2 3d 6 .

Erinomainen tanskalainen fyysikko Niels Bohr (kuva 1) ehdotti, että atomissa olevat elektronit eivät voi liikkua millä tahansa, vaan tiukasti määritellyllä kiertoradalla.

Jokainen elektronikerros koostuu elektroneista, joilla on samanlaiset energia-arvot; Siksi elektronisia kerroksia kutsutaan myös energiatasoksi.

Ydin on jokaisen alkuaineen atomin keskellä, ja elektronit, jotka muodostavat elektronikuoren, on järjestetty kerroksiksi ytimen ympärille.

Elektronikerrosten lukumäärä elementin atomissa on yhtä suuri kuin sen ajanjakson lukumäärä, jossa elementti sijaitsee.

Esimerkiksi natrium Na on 3. jakson alkuaine, mikä tarkoittaa, että sen elektronikuori sisältää 3 energiatasoa. Bromiatomilla Br on 4 energiatasoa, koska bromi sijaitsee 4. jaksossa (kuva 2).

Natriumatomimalli: Bromiatomimalli:

Elektronien enimmäismäärä energiatasolla lasketaan kaavalla: 2n 2, jossa n on energiatason luku.

Siten suurin elektronien lukumäärä per:

3. kerros - 18 jne.

Pääalaryhmien elementtien osalta sen ryhmän lukumäärä, johon alkuaine kuuluu, on yhtä suuri kuin atomin ulkoisten elektronien lukumäärä.

Ulommat elektronit ovat viimeisen elektronikerroksen elektroneja.

Esimerkiksi natriumatomilla on 1 ulkoelektroni (koska se on IA-alaryhmän elementti). Bromiatomilla on 7 elektronia viimeisessä elektronikerroksessa (tämä on alaryhmän VIIA elementti).

Jaksojen 1-3 elementtien elektronisten kuorien rakenne

Vetyatomissa ydinvaraus on +1, ja tämä varaus neutraloituu yhdellä elektronilla (kuva 3).

Vastaavasti voidaan kuvata toisen jakson jäljellä olevien alkuaineiden atomirakennekaavioita (kuva 6).

Toisen jakson viimeisen elementin atomissa - neonissa - viimeinen energiataso on valmis (sillä on 8 elektronia, mikä vastaa 2. kerroksen maksimiarvoa). Neon on inertti kaasu, joka ei pääse kemiallisiin reaktioihin, joten sen elektronikuori on erittäin vakaa.

Neonin jälkeen tulee kolmannen jakson elementti - natrium. Natriumatomissa on 3 elektronikerrosta, joiden päällä sijaitsee 11 elektronia (kuva 7).

Riisi. 7. Kaavio natriumatomin rakenteesta

Natrium on ryhmässä 1, sen valenssi yhdisteissä on yhtä suuri kuin I, kuten litium. Tämä johtuu siitä, että natrium- ja litiumatomien uloimmassa elektronikerroksessa on yksi elektroni.

Alkuaineiden ominaisuudet toistuvat ajoittain, koska alkuaineiden atomit toistavat ajoittain elektronien lukumäärän uloimmassa elektronikerroksessa.

Kolmannen jakson jäljellä olevien alkuaineiden atomien rakenne voidaan esittää analogisesti toisen jakson alkuaineiden atomien rakenteen kanssa.

Neljännen jakson elementtien elektronisten kuorien rakenne

Riisi. 8. Kaavio kaliumatomin rakenteesta

Kaliumia seuraa kalsium. Kalsiumatomilla on 2 elektronia sen ulkoisessa elektronikerroksessa, aivan kuten berylliumilla ja magnesiumilla (ne ovat myös II A-alaryhmän elementtejä).

Siten skandiumille voimme kuvitella seuraavan atomirakenteen mallin (kuva 9):

Riisi. 9. Kaavio skandiumatomin rakenteesta

Neljännen jakson sekundaaristen alaryhmien kymmenelle elementille skandiumista sinkkiin kolmas elektronikerros täytetään peräkkäin.

Sinkkiatomin rakenne voidaan esittää seuraavasti: uloimmalla elektronikerroksella on kaksi elektronia ja uloimmalla 18 elektronia (kuva 10).

Riisi. 10. Kaavio sinkkiatomin rakenteesta

Yhteenveto oppitunnista

Bibliografia

Oržekovski P.A. Kemia: 8. luokka: yleissivistävä. perustaminen / P.A. Oržekovski, L.M. Meshcheryakova, M.M. Shalashova. - M.: Astrel, 2013. (§44)
Rudzitis G.E. Kemia: epäorgaaninen. kemia. Urut. kemia: oppikirja. 9. luokalle. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Koulutus, OJSC “Moscow Textbooks”, 2009. (§37)
Khomchenko I.D. Kokoelma kemian tehtäviä ja harjoituksia lukio. - M.: RIA "New Wave": Kustantaja Umerenkov, 2008. (s. 37-38)
Tietosanakirja lapsille. Osa 17. Kemia / Luku. toim. V.A. Volodin, Ved. tieteellinen toim. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (s. 38-41)

Chem.msu.su ().
Dic.academic.ru ().
Krugosvet.ru ().

Kotitehtävät

Kanssa. 250 nro 2-4 oppikirjasta P.A. Orzhekovsky "Kemia: 8. luokka" / P.A. Oržekovski, L.M. Meshcheryakova, M.M. Shalashova. - M.: Astrel, 2013.
Kirjoita muistiin elektronien jakautuminen kerrosten välillä argon- ja kryptonatomissa. Selitä, miksi näiden alkuaineiden atomit pääsevät kemialliseen vuorovaikutukseen erittäin vaikeasti.