Elektrone
Koncepti i një atomi e ka origjinën në botën e lashtë për të treguar grimcat e materies. Përkthyer nga greqishtja, atom do të thotë "i pandashëm".
Fizikani irlandez Stoney, në bazë të eksperimenteve, arriti në përfundimin se elektriciteti bartet nga grimcat më të vogla që ekzistojnë në atomet e të gjithë elementëve kimikë. Në 1891, Stoney sugjeroi që këto grimca të quheshin elektrone, që në greqisht do të thotë "qelibar". Disa vjet pasi elektroni mori emrin e tij, fizikani anglez Joseph Thomson dhe fizikani francez Jean Perrin vërtetuan se elektronet mbartin një ngarkesë negative. Kjo është ngarkesa negative më e vogël, e cila në kimi merret si njësi (-1). Thomson madje arriti të përcaktojë shpejtësinë e lëvizjes së një elektroni (shpejtësia e një elektroni në një orbitë është në përpjesëtim të zhdrejtë me numrin e orbitës n. Rrezet e orbitave rriten në raport me katrorin e numrit të orbitës. Në orbitën e parë të atomit të hidrogjenit (n = 1; Z = 1), shpejtësia është ≈ 2,2 · 106 m / c, domethënë rreth njëqind herë më pak se shpejtësia e dritës c = 3 · 108 m / s .) dhe masa e një elektroni (ajo është pothuajse 2000 herë më e vogël se masa e një atomi hidrogjeni).
Gjendja e elektroneve në një atom
Gjendja e një elektroni në një atom kuptohet si një grup informacioni për energjinë e një elektroni të caktuar dhe hapësirën në të cilën ndodhet... Një elektron në një atom nuk ka një trajektore lëvizjeje, domethënë mund të flitet vetëm për të probabiliteti për ta gjetur atë në hapësirën rreth bërthamës.
Ajo mund të vendoset në çdo pjesë të kësaj hapësire që rrethon bërthamën, dhe kombinimi i pozicioneve të ndryshme të saj konsiderohet si një re elektronike me një densitet të caktuar ngarkese negative. Figurativisht, kjo mund të imagjinohet si vijon: nëse, pas të qindta ose të milionta të sekondës, do të ishte e mundur të fotografohej pozicioni i elektronit në atom, si në përfundimin e fotografisë, atëherë elektroni në fotografi të tilla do të përfaqësohej si pika. . Mbivendosja e fotove të panumërta të tilla do të rezultonte në një pamje të resë elektronike me densitetin më të lartë ku ka shumicën e këtyre pikave.
Hapësira rreth bërthamës atomike, në të cilën ka më shumë gjasa të gjendet elektroni, quhet orbitale. Ai përmban afërsisht 90% e-cloud, dhe kjo do të thotë se rreth 90% të kohës elektroni ndodhet në këtë pjesë të hapësirës. Dalloni në formë 4 lloje të orbitaleve të njohura aktualisht, të cilat shënohen me latinisht s, p, d dhe f... Një paraqitje grafike e disa formave të orbitaleve të elektroneve është paraqitur në figurë.
Karakteristika më e rëndësishme e lëvizjes së një elektroni në një orbital të caktuar është energjia e lidhjes së saj me bërthamën... Elektronet me vlera të afërta të energjisë formojnë një shtresë të vetme elektronike, ose nivel energjie. Nivelet e energjisë numërohen duke filluar nga thelbi - 1, 2, 3, 4, 5, 6 dhe 7.
Numri i plotë n, që tregon numrin e nivelit të energjisë, quhet numri kuantik kryesor. Karakterizon energjinë e elektroneve që zënë një nivel të caktuar energjie. Energjinë më të ulët e zotërojnë elektronet e nivelit të parë energjetik, i cili është më afër bërthamës. Krahasuar me elektronet e nivelit të parë, elektronet e niveleve të mëvonshme do të karakterizohen nga një sasi e madhe energjie. Rrjedhimisht, elektronet e nivelit të jashtëm janë më së paku të lidhur fort me bërthamën atomike.
Numri më i madh i elektroneve në nivelin e energjisë përcaktohet nga formula:
N = 2n 2,
ku N është numri maksimal i elektroneve; n është numri i nivelit, ose numri kuantik kryesor. Rrjedhimisht, në nivelin e parë të energjisë më afër bërthamës nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone; në të dytën - jo më shumë se 8; në të tretën - jo më shumë se 18; në të katërtin - jo më shumë se 32.
Duke u nisur nga niveli i dytë energjetik (n = 2), secili prej niveleve ndahet në nënnivele (nënshtresa), që ndryshojnë pak nga njëri-tjetri në energjinë e lidhjes me bërthamën. Numri i nënniveleve është i barabartë me vlerën e numrit kuantik kryesor: niveli i parë i energjisë ka një nënnivel; e dyta - dy; e treta - tre; katërt - katër nënnivele. Nënnivelet, nga ana tjetër, formohen nga orbitalet. Për çdo vlerën korrespondon me numrin e orbitaleve të barabartë me n.
Është zakon të shënohen nënnivelet me shkronja latine, si dhe forma e orbitaleve nga të cilat përbëhen: s, p, d, f.
Protonet dhe neutronet
Atomi i çdo elementi kimik është i krahasueshëm me sistemin e vogël diellor. Prandaj, një model i tillë i atomit, i propozuar nga E. Rutherford, quhet planetare.
Bërthama atomike, në të cilën është e përqendruar e gjithë masa e një atomi, përbëhet nga dy lloje grimcash - protonet dhe neutronet.
Protonet kanë një ngarkesë të barabartë me ngarkesën e elektroneve, por të kundërt në shenjë (+1), dhe një masë të barabartë me masën e një atomi hidrogjeni (në kimi merret si njësi). Neutronet nuk mbajnë ngarkesë, janë neutralë dhe kanë një masë të barabartë me atë të një protoni.
Protonet dhe neutronet quhen kolektivisht nukleone (nga latinishtja nucleus - nucleus). Shuma e numrit të protoneve dhe neutroneve në një atom quhet numër masiv... Për shembull, numri masiv i një atomi alumini:
13 + 14 = 27
numri i protoneve 13, numri i neutroneve 14, numri i masës 27
Meqenëse masa e elektronit, e cila është e papërfillshme, mund të neglizhohet, është e qartë se e gjithë masa e atomit është e përqendruar në bërthamë. Elektronet qëndrojnë për e -.
Që nga atomi neutrale elektrike, është gjithashtu e qartë se numri i protoneve dhe elektroneve në një atom është i njëjtë. Është e barabartë me numrin rendor të një elementi kimik që i është caktuar në Tabelën Periodike. Masa e një atomi përbëhet nga masa e protoneve dhe neutroneve. Duke ditur numrin rendor të elementit (Z), d.m.th. numrin e protoneve dhe numrin masiv (A) të barabartë me shumën e numrit të protoneve dhe neutroneve, mund të gjejmë numrin e neutroneve (N) me formulën:
N = A - Z
Për shembull, numri i neutroneve në një atom hekuri është:
56 — 26 = 30
Izotopet
Quhen shumëllojshmëri atomesh të të njëjtit element, të cilët kanë të njëjtën ngarkesë bërthamore, por numra të ndryshëm në masë izotopet... Elementet kimike natyrale janë një përzierje izotopësh. Pra, karboni ka tre izotope me masa 12, 13, 14; oksigjen - tre izotope me masa 16, 17, 18, etj. Zakonisht jepet në tabelën periodike, masa atomike relative e një elementi kimik është vlera mesatare e masave atomike të përzierjes natyrore të izotopeve të një elementi të caktuar, duke marrë duke marrë parasysh bollëkun e tyre relativ në natyrë. Vetitë kimike të izotopeve të shumicës së elementeve kimike janë saktësisht të njëjta. Megjithatë, izotopet e hidrogjenit ndryshojnë shumë në vetitë për shkak të një rritjeje të mprehtë të shumëfishtë në masën e tyre atomike relative; madje u janë dhënë emra individualë dhe shenja kimike.
Elementet e periudhës së parë
Diagrami i strukturës elektronike të atomit të hidrogjenit:
Diagramet e strukturës elektronike të atomeve tregojnë shpërndarjen e elektroneve mbi shtresat elektronike (nivelet e energjisë).
Formula elektronike grafike e atomit të hidrogjenit (tregon shpërndarjen e elektroneve sipas niveleve dhe nënniveleve të energjisë):
Formulat elektronike grafike të atomeve tregojnë shpërndarjen e elektroneve jo vetëm mbi nivele dhe nënnivele, por edhe mbi orbitale.
Në një atom helium, shtresa e parë e elektroneve është e plotë - ka 2 elektrone në të. Hidrogjen dhe helium - s-elemente; orbitali s i këtyre atomeve është i mbushur me elektrone.
Të gjithë elementët e periudhës së dytë shtresa e parë elektronike është plot, dhe elektronet mbushin orbitalet s dhe p të shtresës së dytë elektronike në përputhje me parimin e energjisë më të vogël (së pari s dhe më pas p) dhe rregullat e Pauli dhe Hund.
Në atomin e neonit, shtresa e dytë e elektroneve është e plotë - përmban 8 elektrone.
Për atomet e elementeve të periudhës së tretë, shtresa e parë dhe e dytë elektronike plotësohet, prandaj, mbushet shtresa e tretë elektronike, në të cilën elektronet mund të zënë nënnivelet 3s, 3p dhe 3d.
Në atomin e magnezit, orbitali 3s-elektroni është duke u përfunduar. Na dhe Mg janë s-elemente.
Në alumin dhe elementët pasues, nënniveli 3p është i mbushur me elektrone.
Për elementët e periudhës së tretë, orbitalet 3d mbeten të paplotësuara.
Të gjithë elementët nga Al në Ar janë p-elemente. Elementet s dhe p formojnë nëngrupet kryesore në Tabelën Periodike.
Elementet e periudhave të katërta - të shtatë
Atomet e kaliumit dhe kalciumit kanë një shtresë të katërt elektronike, nënniveli 4s është i mbushur, pasi ka një energji më të ulët se nënniveli 3d.
K, Ca - s-elementë të përfshirë në nëngrupet kryesore. Në atomet nga Sc në Zn, nënniveli 3d është i mbushur me elektrone. Këto janë elemente 3d. Ato janë të përfshira në nëngrupe anësore, shtresa e tyre elektronike para-eksterne është e mbushur, ato quhen elemente kalimtare.
Kushtojini vëmendje strukturës së predhave elektronike të atomeve të kromit dhe bakrit. Në to, ka një "zhytje" të një elektroni nga 4s- në nënnivelin 3d, gjë që shpjegohet me stabilitetin më të lartë të energjisë të konfigurimeve elektronike rezultuese 3d 5 dhe 3d 10:
Në atomin e zinkut, shtresa e tretë elektronike është e plotë - të gjitha nënnivelet 3s, 3p dhe 3d janë të mbushura në të, me një total prej 18 elektronesh mbi to. Në elementët pas zinkut, shtresa e katërt e elektroneve, nënniveli 4p, vazhdon të mbushet.
Elementet nga Ga në Kr janë p-elemente.
Në atomin e kriptonit, shtresa e jashtme (e katërta) është e plotë, ka 8 elektrone. Por në shtresën e katërt elektronike mund të ketë gjithsej 32 elektrone; Për atomin e kriptonit, nënnivelet 4d dhe 4f janë ende të paplotësuara.Për elementet e periudhës së pestë, mbushja kryhet nga nivelet në rendin e mëposhtëm: 5s - 4d - 5p. Dhe ka gjithashtu përjashtime që lidhen me " dështimi»Elektrone, për 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
Në periudhën e gjashtë dhe të shtatë shfaqen elementet f, domethënë elementë në të cilët janë mbushur respektivisht nënnivelet 4f dhe 5f të shtresës së tretë të jashtme elektronike.
Elementet 4f quhen lantanide.
Elementet 5f quhen aktinide.
Rendi i mbushjes së nënniveleve elektronike në atomet e elementeve të periudhës së gjashtë: 55 Cs dhe 56 elemente Ba - 6s; 57 La… 6s 2 5d x - 5d-element; 58 Ce - 71 Lu - 4f-elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemente; 81 Т1 - 86 Rn - 6d-elemente. Por edhe këtu ka elementë në të cilët "shkelet" rendi i mbushjes së orbitaleve të elektroneve, i cili, për shembull, shoqërohet me një stabilitet më të lartë energjetik të nënniveleve f gjysmë dhe plotësisht të mbushura, d.m.th., nf 7 dhe nf 14. Varësisht se cili nënnivel i atomit është i mbushur me elektrone i fundit, të gjithë elementët ndahen në katër familje elektronike ose blloqe:
- s-elementet... Nënniveli s i nivelit të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; Elementet s përfshijnë hidrogjenin, heliumin dhe elementet e nëngrupeve kryesore të grupeve I dhe II.
- p-elementet... Nënniveli p i nivelit të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; p-elementet përfshijnë elemente të nëngrupeve kryesore të grupeve III-VIII.
- d-elementet... Nënniveli d i nivelit para-jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; d-elementët përfshijnë elementë të nëngrupeve dytësore të grupeve I-VIII, domethënë elementë të dekadave të futura të periudhave të mëdha të vendosura midis elementeve s dhe p. Ata quhen gjithashtu elementë kalimtarë.
- f-elementet... F-nënniveli i nivelit të tretë të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; këto përfshijnë lantanide dhe antinoide.
Fizikani zviceran W. Pauli në vitin 1925 vërtetoi se në një atom në një orbitale nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone që kanë rrotullime të kundërta (antiparalele) (përkthyer nga anglishtja - "bosht"), domethënë, të kenë veti të tilla që në mënyrë konvencionale, ju mund të imagjinojë se si rrotullimi i një elektroni rreth boshtit të tij imagjinar: në drejtim të akrepave të orës ose në të kundërt.
Ky parim quhet Parimi i Paulit... Nëse ka një elektron në orbital, atëherë ai quhet i paçiftuar, nëse dy, atëherë këto janë elektrone të çiftëzuara, domethënë elektrone me rrotullime të kundërta. Figura tregon një diagram të ndarjes së niveleve të energjisë në nënnivele dhe sekuencën e mbushjes së tyre.
Shumë shpesh, struktura e predhave elektronike të atomeve përshkruhet duke përdorur energji ose qeliza kuantike - shkruhen të ashtuquajturat formula elektronike grafike. Për këtë shënim, përdoret shënimi i mëposhtëm: çdo qelizë kuantike caktohet nga një qelizë që korrespondon me një orbitale; çdo elektron tregohet me një shigjetë që korrespondon me drejtimin e spinit. Kur shkruani një formulë elektronike grafike, duhet të mbani mend dy rregulla: Parimi i Paulit dhe rregulli i F. Hundit, sipas të cilit elektronet zënë qeliza të lira fillimisht një nga një dhe kanë të njëjtën vlerë rrotullimi, dhe vetëm atëherë çiftohen, por rrotullimet, në këtë rast, sipas parimit Pauli, tashmë do të drejtohen në të kundërt.
Rregulli i Hundit dhe parimi i Paulit
Rregulli i Hundit- rregulli i kimisë kuantike, i cili përcakton rendin e mbushjes së orbitaleve të një nënshtrese të caktuar dhe formulohet si më poshtë: vlera totale e numrit kuantik spin të elektroneve të një nënshtrese të caktuar duhet të jetë maksimale. Formuluar nga Friedrich Hund në 1925.
Kjo do të thotë se në secilën prej orbitaleve të nënshtresës, së pari mbushet një elektron dhe vetëm pasi të jetë shteruar orbitalja e zbrazët, kësaj orbitale i shtohet një elektron i dytë. Në këtë rast, në një orbitale ka dy elektrone me rrotullime gjysmë të plotë të shenjës së kundërt, të cilat çiftohen (formojnë një re me dy elektrone) dhe, si rezultat, rrotullimi total i orbitalës bëhet i barabartë me zero.
Një formulim tjetër: Më i ulët në energji është termi atomik për të cilin plotësohen dy kushte.
- Shumësia është maksimale
- Kur shumëzimet përkojnë, momenti i përgjithshëm këndor orbital L është maksimal.
Le ta analizojmë këtë rregull duke përdorur shembullin e mbushjes së orbitaleve të nënnivelit p fq-elementet e periudhës së dytë (d.m.th., nga bor në neoni (në diagramin më poshtë, linjat horizontale tregojnë orbitalet, shigjetat vertikale tregojnë elektronet dhe drejtimi i shigjetës tregon orientimin e rrotullimit).
Rregulli i Klechkovsky
Rregulli i Klechkovsky - ndërsa numri i përgjithshëm i elektroneve në atome rritet (me një rritje të ngarkesave të bërthamave të tyre, ose numrit rendor të elementeve kimike), orbitalet atomike janë të populluara në atë mënyrë që pamja e elektroneve në një orbitale me energji më të lartë varet vetëm nga numri kryesor kuantik n dhe nuk varet nga të gjithë numrat e tjerë të numrave kuantikë, duke përfshirë nga l. Fizikisht, kjo do të thotë se në një atom të ngjashëm me hidrogjenin (në mungesë të zmbrapsjes elektron-elektroni) energjia orbitale e një elektroni përcaktohet vetëm nga distanca hapësinore e densitetit të ngarkesës së elektronit nga bërthama dhe nuk varet nga tiparet e lëvizjen e saj në fushën e bërthamës.
Rregulli empirik i Klechkovsky dhe skema pasuese e prioriteteve kundërshtojnë disi sekuencën reale të energjisë së orbitaleve atomike vetëm në dy raste të të njëjtit lloj: atomet e Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au. kanë një "dështim" elektroni me s -nënnivel të shtresës së jashtme në nënnivelin d të shtresës së mëparshme, gjë që çon në një gjendje energjikisht më të qëndrueshme të atomit, përkatësisht: pas mbushjes me dy elektrone orbitalin 6 s
1. Numrat kuantikë (kryesor, dytësor, magnetik, spin).
2. Rregullsitë e mbushjes së shtresës elektronike të një atomi:
Parimi i Paulit;
Parimi më i vogël i energjisë;
sundimi i Kleçkovskit;
Rregulli i Gundit.
3. Përkufizime të koncepteve: shtresë elektronike, re elektronike, niveli i energjisë, nënniveli i energjisë, shtresa elektronike.
Një atom përbëhet nga një bërthamë dhe një shtresë elektronike. Predha elektronike e një atomi Është grumbullimi i të gjitha elektroneve në një atom të caktuar. Vetitë kimike të një kimikati të caktuar varen drejtpërdrejt nga struktura e shtresës elektronike të një atomi. element. Sipas teorisë kuantike, çdo elektron në një atom zë një orbitale specifike dhe formon re elektronike , i cili është një grup pozicionesh të ndryshme të një elektroni që lëviz shpejt.
Për të karakterizuar orbitalet dhe elektronet përdoren numrat kuantikë .
Numri kuantik kryesor është n. Karakterizon energjinë dhe madhësinë e resë orbitale dhe elektronike; merr vlerat e numrave të plotë nga 1 në pafundësi (n = 1,2,3,4,5,6 ...). Orbitalet që kanë të njëjtën vlerë n janë të afërta në energji dhe madhësi dhe formojnë një nivel energjie.
Niveli i energjisë Është një grup orbitalësh që kanë të njëjtin numër kuantik kryesor. Nivelet e energjisë përcaktohen ose me numra ose me shkronja të mëdha të alfabetit latin (1-K, 2-L, 3-M, 4-N, 5-O, 6-P, 7-Q). Me një rritje të numrit serik, energjia dhe madhësia e orbitaleve rriten.
Shtresa elektronike Është një koleksion elektronesh në të njëjtin nivel energjie.
Në të njëjtin nivel energjie, mund të ketë re elektronike me forma të ndryshme gjeometrike.
Numri kuantik anësor (orbital) - l. Karakterizon formën e orbitaleve dhe të reve; merr vlera të plota nga 0 në n-l.
| NIVELI | NUMRI KUANTUM PRIMAR - n | VLERA KUANTIKE INCIDENTALE - l |
| K | 0 (s) | |
| L | 0.1 (s, p) | |
| M | 0,1,2 (s, p, d) | |
| N | 0,1,2,3 (s, p, d, f) |
Orbitalet për të cilat l = 0 kanë formën e një topi (sfere) dhe quhen s-orbitalet... Ato janë të pranishme në të gjitha nivelet e energjisë, dhe në nivelin K ekziston vetëm një orbitale s. Skiconi formën e orbitalës s:
Orbitalet për të cilat l = 1 kanë formën e një figure tetë të zgjatur dhe quhen R-orbitalet... Ato janë të disponueshme në të gjitha nivelet e energjisë, përveç të parit (K). Skico formën l -orbitalet:
Orbitalet për të cilat thirren l = 2 d-orbitalet... Mbushja e tyre me elektrone fillon nga niveli i tretë i energjisë.
Mbushje f-orbitalet, për të cilin l = 3, fillon nga niveli i katërt energjetik.
Energjia e orbitaleve të vendosura në të njëjtin nivel energjetik, por me forma të ndryshme, nuk është e njëjtë: E s Nënniveli i energjisë
Është një grup orbitalësh që janë në të njëjtin nivel energjetik dhe kanë të njëjtën formë. Orbitalet e një nënniveli kanë të njëjtat vlera të numrave kuantikë kryesorë dhe dytësorë, por ndryshojnë në drejtim (orientim) në hapësirë. Numri kuantik magnetik - m l.
Karakterizon orientimin e orbitaleve (reve elektronike) në hapësirë dhe merr vlera të plota nga -l në 0 në + l. Numri i vlerave m l përcakton numrin e orbitaleve në nënnivel, për shembull: s-nënnivel: l = 0, m l = 0, - 1 orbitale. p-nënniveli: l = 1, m l = -1, 0, +1, -3 orbitale d-nënniveli: l = 2, m l = -2, -1, 0, +1, +2, - 5 orbitale. Kështu, numri i orbitaleve në nënnivel mund të llogaritet si 2l + 1... Numri i përgjithshëm i orbitaleve në një nivel energjetik = n 2... Numri i përgjithshëm i elektroneve në një nivel energjetik = 2n 2. Grafikisht, çdo orbital përshkruhet si një qelizë ( qelizë kuantike
). Skiconi qelizat kuantike për nënnivele të ndryshme dhe nënshkruani për secilën prej tyre vlerën e numrit kuantik magnetik: Pra, çdo orbital dhe elektron i vendosur në këtë orbital karakterizohet nga tre numra kuantikë: kryesor, sekondar dhe magnetik. Një elektron karakterizohet nga një numër tjetër kuantik - rrotullim
. Spin numër kuantik, rrotullim
(nga anglishtja. të rrotullohet - të rrotullohet, të rrotullohet) - m s. Ai karakterizon rrotullimin e një elektroni rreth boshtit të tij dhe merr vetëm dy vlera: +1/2 dhe –1/2. Një elektron me një spin prej +1/2 përshkruhet në mënyrë konvencionale si më poshtë:; me rrotullim –1/2: ¯. Mbushja e shtresës elektronike të një atomi u bindet ligjeve të mëposhtme: Parimi Pauli
: një atom nuk mund të ketë dy elektrone me të njëjtin grup të të katër numrave kuantikë. Bëni grupe numrash kuantikë për të gjitha elektronet e atomit të oksigjenit dhe sigurohuni që parimi i Paulit të jetë i vërtetë: Parimi më i vogël i energjisë
: Gjendja bazë (e qëndrueshme) e një atomi është ajo që karakterizohet nga energjia minimale. Prandaj, elektronet mbushin orbitalet në mënyrë që të rritet energjia. Rregulli i Klechkovsky
: Elektronet mbushin nënnivelet e energjisë sipas renditjes së rritjes së energjisë së tyre, e cila përcaktohet nga vlera e shumës së numrave kuantikë kryesorë dhe dytësorë (n + l): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. , 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d. Rregullat e Gundit
: Në një nënnivel, elektronet janë të vendosura në mënyrë që vlera absolute e shumës së numrave kuantikë spin (spini total) të jetë maksimale. Kjo korrespondon me gjendjen e qëndrueshme të atomit. Krijoni formula grafike elektronike për magnezin, hekurin dhe telurin: Përjashtimet
janë atome të kromit dhe bakrit, në të cilët ka një rrëshqitje (kalim) të një elektroni nga nënniveli 4s në nënnivelin 3d, gjë që shpjegohet me qëndrueshmërinë e lartë të konfigurimeve elektronike që rezultojnë 3d 5 dhe 3d 10. Bëni formulat elektronografike të atomeve të kromit dhe bakrit: Për të karakterizuar strukturën elektronike të atomit, mund të përdorni diagrame të strukturës elektronike, formula elektronike dhe elektronike-grafike. Duke përdorur skemat dhe formulat e mësipërme, tregoni strukturën e atomit të squfurit: TEST ME TEMEN "STRUKTURA E SHELES ELEKTRONIKE TE ATOMIT" 1. Një element, atomi i pangacmuar i të cilit nuk përmban elektrone të paçiftëzuara është 2. Konfigurimi elektronik i jonit Cl + në gjendjen elektronike bazë (ky jon formohet nga veprimi i rrezatimit ultravjollcë mbi klorin shumë të nxehtë) ka formën: 4. Formula e oksidit më të lartë të një elementi të caktuar është EO 3. Çfarë konfigurimi të elektroneve të valencës mund të ketë ky element në gjendjen bazë? 6. Numri i elektroneve të paçiftuara në një atom kromi në gjendje të pangacmuar është i barabartë me: 8. Numri i d-elektroneve në atomin e squfurit në gjendje maksimalisht të ngacmuar është i barabartë me: 10. Jonet O -2 dhe K + kanë përkatësisht formulat elektronike të mëposhtme: ÇELËSI PËR TESTIM PROBLEMET E PËRCAKTIMIT TË FORMULAVE TË SUBSTANCËS SIPAS PRODUKTEVE TË DJEGJES 1. Me djegien e plotë të 0,88 g të substancës u formuan 0,51 g dioksid karboni dhe 1,49 g dioksid squfuri. Përcaktoni formulën më të thjeshtë të një substance. (CS 2) 2. Përcaktoni formulën e vërtetë të lëndës organike nëse dihet se me djegien e 4,6 g të saj, janë marrë 8,8 g dioksid karboni dhe 5,4 g ujë. Dendësia e avullit të hidrogjenit të kësaj substance është 23. (C 2 H 6 O) 3. Nga djegia e plotë e 12,3 g lëndë organike, u formuan 26,4 g dioksid karboni, 4,5 g ujë dhe u liruan 1,4 g azot. Përcaktoni formulën molekulare të një lënde nëse masa e saj molare është 3,844 herë më e madhe se masa molare e oksigjenit. (C 6 H 5 NO 2) 4. Kur digjen 20 ml gaz të djegshëm, harxhohen 50 ml oksigjen dhe fitohen 40 ml dioksid karboni dhe 20 ml avull uji. Përcaktoni formulën e gazit. (C 2 H 2) 5. Gjatë djegies së 5,4 g të një lënde të panjohur në oksigjen, u formuan 2,8 g azot, 8,8 g dioksid karboni dhe 1,8 g ujë. Përcaktoni formulën e një lënde nëse dihet se ajo është më e lehtë se ajri. (HCN) 6. Gjatë djegies së 3,4 g të një lënde të panjohur në oksigjen, u formuan 2,8 g azot dhe 5,4 g ujë. Përcaktoni formulën e një lënde nëse dihet se ajo është më e lehtë se ajri. (NH 3) 7. Kur 1,7 g lëndë të panjohur digjen në oksigjen, u formuan 3,2 g dioksid squfuri dhe 0,9 g ujë. Përcaktoni formulën e një lënde nëse dihet se ajo është më e lehtë se argoni. (H 2 S) 8. Një mostër e një lënde që peshon 2,96 g në reagim me një tepricë bariumi në temperaturën e dhomës jep 489 ml hidrogjen (T = 298 ° K, presion normal). Me djegien e 55,5 mg të së njëjtës lëndë, u përftuan 99 mg dioksid karboni dhe 40,5 mg ujë. Me avullimin e plotë të një kampioni të kësaj substance që peshon 1,85 g, avulli i tij zë një vëllim prej 0,97 litra në 473 ° K dhe 101,3 kPa. Përcaktoni substancën, jepni formulat strukturore të dy izomerëve të saj që plotësojnë kushtet e problemit. (C 3 H 6 O 2) 9. Gjatë djegies së 2,3 g të substancës u formuan 4,4 g dioksid karboni dhe 2,7 g ujë. Dendësia e avullit të kësaj substance në ajër është 1.59. Përcaktoni formulën molekulare të substancës. (C 2 H 6 O) 10. Përcaktoni formulën molekulare të një lënde nëse dihet se 1,3 g të saj me djegie formon 2,24 litra dioksid karboni dhe 0,9 g avull uji. Masa prej 1 ml e kësaj lënde në kushte normale. e barabartë me 0,00116 g (C 2 H 2) 11. Kur një mol i një lënde të thjeshtë u dogj, u formua 1.344 m 3 (NU) gaz, që është 11 herë më i rëndë se heliumi. Përcaktoni formulën e substancës së djegur. (C 60) 12. Kur u dogj 112 ml gaz, u përftuan 448 ml dioksid karboni (NU) dhe 0,45 g ujë. Dendësia e gazit për sa i përket hidrogjenit është 29. Gjeni formulën molekulare të gazit. (C 4 H 10) 13. Nga djegia e plotë e 3,1 g lëndë organike, u formuan 8,8 g dioksid karboni, 2,1 g ujë dhe 0,47 g azot. Gjeni formulën molekulare të një lënde nëse masa është 1 litër e avullit të saj në kushte normale. është 4,15 g (C 6 H 7 N) 14. Gjatë djegies së 1,44 g lëndë organike u formuan 1,792 litra dioksid karboni dhe 1,44 g ujë. Përcaktoni formulën e një lënde nëse dendësia e saj relative në ajër është 2,483. (C 4 H 8 O) 15. Me oksidimin e plotë të 1,51 g guaninë, formohen 1,12 litra dioksid karboni, 0,45 g ujë dhe 0,56 litra azot. Nxjerrë formulën molekulare të guaninës. (C 5 H 5 N 5 O) 16. Me oksidimin e plotë të lëndës organike me peshë 0,81 g, formohen 0,336 l dioksid karboni, 0,53 g karbonat natriumi dhe 0,18 g ujë. Përcaktoni formulën molekulare të substancës. (C 4 H 4 O 4 Na 2) 17. Gjatë oksidimit të plotë të 2,8 g lëndë organike, u formuan 4,48 litra dioksid karboni dhe 3,6 g ujë. Dendësia relative e materies në ajër është 1.931. Përcaktoni formulën molekulare të një lënde të caktuar. Çfarë vëllimi i tretësirës 20% të hidroksidit të natriumit (densiteti 1,219 g/ml) nevojitet për të thithur dioksidin e karbonit të çliruar gjatë djegies? Sa është pjesa masive e karbonatit të natriumit në tretësirën që rezulton? (C 4 H 8; 65,6 ml; 23,9%) 18. Me oksidimin e plotë të 2,24 g lëndë organike, formohen 1,792 l dioksid karboni, 0,72 g ujë dhe 0,448 l azot. Nxjerr formulën molekulare të një lënde. (C 4 H 4 N 2 O 2) 19. Me oksidimin e plotë të lëndës organike me peshë 2,48 g, formohen 2,016 litra dioksid karboni, 1,06 g karbonat natriumi dhe 1,62 g ujë. Përcaktoni formulën molekulare të substancës. (C 5 H 9 O 2 Na) Qëllimi i orës së mësimit: Të formohen idetë e nxënësve për strukturën e shtresës elektronike të një atomi duke përdorur shembullin e elementeve kimike 1-3 periudha të sistemit periodik. Për të konsoliduar konceptet e "ligjit periodik" dhe "sistemit periodik". Objektivat e mësimit: Të mësojnë se si të hartojnë formulat elektronike të atomeve, të përcaktojnë elementët me formulat e tyre elektronike, të përcaktojnë përbërjen e atomit. Pajisjet: Tabela periodike e elementeve kimike D.I. Mendeleev, dërrasë e zezë, projektor multimedial, kompjuter personal, faqosje dhe prezantim “Përmbledhje formulash elektronike për strukturën e atomeve”. Lloji i mësimit: i kombinuar Metodat: verbale, vizuale. Gjatë orëve të mësimit I. Momenti organizativ. pershendetje. Shenja e munguar. Aktivizimi i klasës për asimilimin e një teme të re. Mësuesi shqipton dhe shënon në tabelë temën e mësimit “Struktura e predhave elektronike të atomit”. II. Shpjegimi i materialit të ri Mësues: Në fillim të shekullit të 20-të, modeli planetar i strukturës së atomit, i propozuar nga Rutherford, sipas të cilit elektronet lëvizin rreth një bërthame shumë të vogël të ngarkuar pozitivisht, si planetët rreth Diellit. ( Prezantimi.
Rrëshqitja 1. modeli i Radhërfordit). Rrjedhimisht, ka trajektore në atom përgjatë të cilave lëviz elektroni. Megjithatë, studimet e mëtejshme kanë treguar se nuk ka trajektore elektronike në atom. Lëvizja pa trajektore do të thotë që ne nuk e dimë se si lëviz një elektron në një atom, por mund të gjejmë rajonin ku elektroni gjendet më shpesh. Kjo nuk është më një orbitë, por një orbitale .
Duke lëvizur rreth atomit, elektronet formojnë në agregat atë guaskë elektronike. Le të zbulojmë se si elektronet lëvizin rreth bërthamës? Në mënyrë të çrregullt apo në një rend të caktuar? Hulumtimi Niels Bohr- themeluesi i fizikës atomike moderne, si dhe një sërë shkencëtarësh të tjerë bënë të mundur përfundimin: elektronet në atome janë të rregulluar në shtresa të caktuara - predha dhe në një rend të caktuar. Struktura e predhave elektronike të atomeve luan një rol të rëndësishëm në kimi, pasi janë elektronet që përcaktojnë vetitë kimike të substancave. Karakteristika më e rëndësishme e lëvizjes së një elektroni në një orbital të caktuar është energjia e lidhjes së tij me bërthamën. Elektronet në atom ndryshojnë në një energji të caktuar dhe, siç tregojnë eksperimentet, disa tërhiqen nga bërthama më fort, ndërsa të tjerët janë më të dobët. Kjo shpjegohet me largësinë e elektroneve nga bërthama. Sa më afër bërthamës të jenë elektronet, aq më e madhe është lidhja e tyre me bërthamën, por aq më pak energji ruhet. Me distancën nga bërthama e atomit, forca e tërheqjes së elektronit në bërthamë zvogëlohet dhe rezerva e energjisë rritet. Kjo është se si shtresa elektronike në shtresën elektronike të një atomi Elektronet me energji të afërta formojnë një shtresë të vetme elektronike, ose energjike niveli... Energjia e elektroneve në një atom dhe niveli i energjisë përcaktohet nga numri kuantik kryesor n dhe merr vlera të plota 1, 2, 3, 4, 5, 6 dhe 7. Sa më e madhe të jetë vlera e n, aq më e madhe është energjia e elektronit në atom. Numri maksimal i elektroneve që mund të jenë në një ose një nivel tjetër energjie përcaktohet nga formula: ku N- numri maksimal i elektroneve në nivel; n është numri i nivelit të energjisë. Është vërtetuar se jo më shumë se dy elektrone ndodhen në shtresën e parë, jo më shumë se tetë në të dytën, jo më shumë se 18 në të tretën dhe jo më shumë se 32 në të katërtin. Ne nuk do të shqyrtojmë mbushjen e më shumë predha të largëta. Dihet se në nivelin e jashtëm të energjisë nuk mund të ketë më shumë se tetë elektrone, quhet përfunduar... Shtresat elektronike që nuk përmbajnë numrin maksimal të elektroneve quhen e papërfunduar. Numri i elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë së shtresës elektronike të një atomi është i barabartë me numrin e grupit për elementët kimikë të nëngrupeve kryesore. Siç u përmend më herët, elektroni nuk lëviz në një orbitë, por në një orbital dhe nuk ka trajektore. Hapësira rreth bërthamës ku kjo ka më shumë gjasa të gjendet. elektroni quhet orbital i këtij elektroni, ose re elektronike. Orbitalet, ose nënnivelet, siç quhen gjithashtu, mund të kenë forma të ndryshme, dhe numri i tyre korrespondon me numrin e nivelit, por nuk i kalon katër. Niveli i parë i energjisë ka një nënnivel ( s), e dyta - dy ( s, fq), e treta - tre ( s, p, d) etj. Elektronet e nënniveleve të ndryshme të të njëjtit nivel kanë forma të ndryshme të resë elektronike: sferike (s), trap (p) dhe konfigurim më kompleks (d) dhe (f). Shkencëtarët ranë dakord të quajnë orbitale atomike sferike s-orbitale... Është më i qëndrueshëm dhe ndodhet mjaft afër bërthamës. Sa më shumë energjia e elektronit në atom, aq më shpejt rrotullohet, aq më shumë shtrihet zona e vendbanimit të tij dhe, së fundi, shndërrohet në një trap. fq-orbitale: Një re elektronike e kësaj forme mund të zërë në një atom tre pozicione përgjatë boshteve koordinative të hapësirës x, y dhe z... Kjo shpjegohet lehtësisht: në fund të fundit, të gjitha elektronet janë të ngarkuara negativisht, pra, retë elektronike sprapsin reciprokisht dhe përpiqen të akomodohen sa më larg njëri-tjetrit. Kështu që, fq-orbitalet mund të jenë tre. Energjia e tyre, natyrisht, është e njëjtë, por vendndodhja e tyre në hapësirë është e ndryshme. Hartoni një diagram të mbushjes sekuenciale të niveleve të energjisë me elektrone Tani mund të hartojmë një diagram të strukturës së predhave elektronike të atomeve: Në s
-nënniveli mund të jetë një orbitale atomike dhe me radhë fq-
nënniveli i tyre mund të jetë tashmë tre - (sipas tre boshteve koordinative): Orbitalet d–
dhe f-
nënniveli në atom mund të jetë tashmë pesë dhe shtatë përkatësisht: Bërthama e një atomi hidrogjeni ka një ngarkesë prej +1, kështu që vetëm një elektron lëviz rreth bërthamës së tij në një nivel të vetëm energjie. Le të shkruajmë konfigurimin elektronik të atomit të hidrogjenit Për të vendosur një lidhje midis strukturës së një atomi të një elementi kimik dhe vetive të tij, merrni parasysh disa elementë të tjerë kimikë. Elementi tjetër pas hidrogjenit është heliumi. Bërthama e një atomi të heliumit ka një ngarkesë prej +2, kështu që një atom helium përmban dy elektrone në nivelin e parë të energjisë: Meqenëse në nivelin e parë të energjisë nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone, konsiderohet përfunduar. Qeliza numër 3 është litium. Bërthama e litiumit ka një ngarkesë prej +3, prandaj, atomi i litiumit ka tre elektrone. Dy prej tyre janë në nivelin e parë të energjisë, dhe elektroni i tretë fillon të mbushë nivelin e dytë të energjisë. Fillimisht mbushet orbitalja s e nivelit të parë, më pas orbitalja s e nivelit të dytë. Një elektron në nivelin e dytë është më i dobët i lidhur me bërthamën se dy të tjerët. Për një atom karboni, tashmë është e mundur të supozohen tre skema të mundshme për mbushjen e predhave elektronike në përputhje me formulat elektronike-grafike: Analiza e spektrit atomik tregon se skema e fundit është e saktë. Duke përdorur këtë rregull, nuk është e vështirë të hartohet një diagram i strukturës elektronike për atomin e azotit: Kjo skemë korrespondon me formulën 1s 2 2s 2 2p 3. Pastaj fillon vendosja në çift e elektroneve në orbitalet 2p. Formulat elektronike të atomeve të mbetura të periudhës së dytë: Në atomin e neonit përfundon mbushja e nivelit të dytë energjetik dhe përfundon ndërtimi i periudhës së dytë të sistemit të elementeve. Gjeni shenjën kimike të litiumit në tabelën periodike; nga litiumi në neoni Ne, ngarkesa e bërthamave atomike rritet natyrshëm. Shtresa e dytë mbushet gradualisht me elektrone. Me një rritje të numrit të elektroneve në shtresën e dytë, vetitë metalike të elementeve gradualisht dobësohen dhe zëvendësohen nga ato jometalike. Periudha e tretë, si e dyta, fillon me dy elementë (Na, Mg), në të cilat elektronet ndodhen në nënnivelin s të shtresës së jashtme elektronike. Më pas pasojnë gjashtë elementë (nga Al në Ar), në të cilët formohet nënniveli p i shtresës së jashtme elektronike. Struktura e shtresës së jashtme elektronike të elementeve përkatëse të periudhës së dytë dhe të tretë rezulton të jetë e ngjashme. Me fjalë të tjera, me një rritje të ngarkesës bërthamore, struktura elektronike e shtresave të jashtme të atomeve përsëritet periodikisht. Nëse elementët kanë nivele të jashtme të energjisë të rregulluara në mënyrë të ngjashme, atëherë vetitë e këtyre elementeve janë të ngjashme. Për shembull, argoni dhe neoni përmbajnë secili nga tetë elektrone në nivelin e jashtëm, dhe për këtë arsye ato janë inerte, domethënë, vështirë se hyjnë në reaksione kimike. Në formë të lirë, argoni dhe neoni janë gazra që kanë molekula monotomike. Atomet e litiumit, natriumit dhe kaliumit përmbajnë një elektron në nivelin e jashtëm dhe kanë veti të ngjashme, prandaj vendosen në të njëjtin grup të sistemit periodik. III. konkluzione. 1. Vetitë e elementeve kimike, të renditura në rendin e rritjes së ngarkesës bërthamore, përsëriten periodikisht, pasi struktura e niveleve të jashtme të energjisë së atomeve të elementeve përsëritet periodikisht. 2. Një ndryshim i qetë në vetitë e elementeve kimike brenda një periudhe mund të shpjegohet me një rritje graduale të numrit të elektroneve në nivelin e energjisë së jashtme. 3. Arsyeja e ngjashmërisë së vetive të elementeve kimike që i përkasin të njëjtës familje qëndron në strukturën e njëjtë të niveleve të jashtme energjetike të atomeve të tyre. IV. Sigurimi i materialit të ri. Detyra në klasë: 1. Vizatoni strukturën e atomeve të elementeve të mëposhtëm: a) natriumi; 2. Krahasoni strukturën e atomeve të azotit dhe fosforit. 3. Nga të dhënat për shpërndarjen e elektroneve valente gjeni elementin: a) 1s 2 2s 1 4. Duke përdorur prezantimin kompjuterik “Përpilimi i formulave elektronike për strukturën e atomeve” bëni formulat elektronike të atomeve a) azotit; b) squfuri .
5. Përdorimi i paraqitjes “Përpilimi i formulave elektronike për strukturën e atomeve” formulat elektronike të atomeve: a) magnezi; b) oksigjen. V. Detyrë shtëpie: § 8, f. 28-33. Vizatoni diagramet e strukturës së predhave elektronike të atomeve: bor, klor, litium, alumin. Fizikani i shquar danez Niels Bohr (Fig. 1) sugjeroi se elektronet në një atom mund të lëvizin jo në ndonjë, por në orbita të përcaktuara rreptësisht. Në këtë rast, elektronet në atom ndryshojnë në energjinë e tyre. Eksperimentet tregojnë se disa prej tyre tërhiqen nga bërthama më fort, ndërsa të tjerët janë më të dobët. Arsyeja kryesore për këtë qëndron në distancat e ndryshme të elektroneve nga bërthama atomike. Sa më afër bërthamës të jenë elektronet, aq më fort janë të lidhura me të dhe aq më e vështirë është nxjerrja e tyre nga shtresa elektronike. Kështu, ndërsa distanca nga bërthama e atomit rritet, rezerva e energjisë e elektronit rritet. Elektronet që lëvizin afër bërthamës, si të thuash, bllokojnë (ekranin) bërthamën nga elektronet e tjera, të cilat tërhiqen nga bërthama më dobët dhe lëvizin në një distancë më të madhe prej saj. Kështu formohen shtresat elektronike. Çdo shtresë elektronike përbëhet nga elektrone me energji të ngjashme; prandaj edhe shtresat elektronike quhen edhe nivele energjetike. Bërthama ndodhet në qendër të atomit të çdo elementi, dhe elektronet, të cilat formojnë shtresën elektronike, vendosen rreth bërthamës në shtresa. Numri i shtresave elektronike në një atom të një elementi është i barabartë me numrin e periudhës në të cilën ndodhet ky element. Për shembull, natriumi Na është një element i periudhës së 3-të, që do të thotë se shtresa e tij elektronike përfshin 3 nivele energjie. Në atomin e bromit Br ka 4 nivele energjetike, pasi bromi ndodhet në periudhën e 4-të (Fig. 2). Modeli i atomit të natriumit: Modeli i atomit të bromit: Numri maksimal i elektroneve në një nivel energjie llogaritet me formulën: 2n 2, ku n është numri i nivelit të energjisë. Kështu, numri maksimal i elektroneve për: 3 shtresa - 18, etj. Për elementet e nëngrupeve kryesore, numri i grupit të cilit i përket elementi është i barabartë me numrin e elektroneve të jashtme të atomit. Elektronet e jashtme quhen shtresa elektronike e fundit. Për shembull, në atomin e natriumit ka 1 elektron të jashtëm (pasi ky është një element i nëngrupit IA). Atomi i bromit ka 7 elektrone në shtresën e fundit elektronike (ky është një element i nëngrupit VIIA). Struktura e predhave elektronike të elementeve të 1-3 periudhave Në atomin e hidrogjenit, ngarkesa bërthamore është +1, dhe kjo ngarkesë neutralizohet nga një elektron i vetëm (Fig. 3). Elementi tjetër pas hidrogjenit është heliumi, gjithashtu një element i periudhës së 1-rë. Rrjedhimisht, në atomin e heliumit ekziston një nivel energjie ku ndodhen dy elektrone (Fig. 4). Ky është numri maksimal i mundshëm i elektroneve për nivelin e parë të energjisë. Qeliza numër 3 është litium. Atomi i litiumit ka 2 shtresa elektronike, pasi është një element i periudhës së 2-të. Në 1 shtresë në atomin e litiumit ka 2 elektrone (kjo shtresë është e përfunduar), dhe në shtresën e 2 ka -1 elektron. Atomi i beriliumit ka 1 elektron më shumë se atomi i litiumit (Fig. 5). Në mënyrë të ngjashme, ju mund të përshkruani diagramet e strukturës së atomeve të elementeve të mbetur të periudhës së dytë (Fig. 6). Në atomin e elementit të fundit të periudhës së dytë - neoni - niveli i fundit i energjisë është i plotë (ka 8 elektrone, që korrespondon me vlerën maksimale për shtresën e dytë). Neoni është një gaz inert që nuk hyn në reaksione kimike, prandaj, guaska e tij elektronike është shumë e qëndrueshme. kimist amerikan Gilbert Lewis dha një shpjegim për këtë dhe e parashtroi Rregulli oktet sipas të cilit shtresa me tetë elektron është e qëndrueshme(me përjashtim të 1 shtresës: meqenëse nuk mund të ketë më shumë se 2 elektrone në të, një gjendje me dy elektrone do të jetë e qëndrueshme për të). Pas neonit vjen elementi i periudhës së 3-të - natriumi. Atomi i natriumit ka 3 shtresa elektronike, në të cilat ndodhen 11 elektrone (Fig. 7). Oriz. 7. Diagrami i strukturës së atomit të natriumit Natriumi është në grupin 1, valenca e tij në komponimet është I, si në litium. Kjo për faktin se ka 1 elektron në shtresën e jashtme elektronike të atomeve të natriumit dhe litiumit. Vetitë e elementeve përsëriten periodikisht sepse atomet e elementeve përsërisin periodikisht numrin e elektroneve në shtresën e jashtme elektronike. Struktura e atomeve të elementeve të mbetur të periudhës së tretë mund të përfaqësohet me analogji me strukturën e atomeve të elementeve të periudhës së dytë. Struktura e predhave elektronike të 4 elementeve të periudhës Periudha e katërt përfshin 18 elementë, mes tyre ka elementë të nëngrupit kryesor (A) dhe dytësor (B). Një tipar i strukturës së atomeve të elementeve të nëngrupeve anësore është se shtresat e tyre elektronike para të jashtme (të brendshme) dhe jo të jashtme janë të mbushura në mënyrë sekuenciale. Periudha e katërt fillon me kalium. Kaliumi është një metal alkali që shfaq valencën I në komponime. Kjo është në përputhje me strukturën e mëposhtme të atomit të tij. Si element i periudhës së 4-të, atomi i kaliumit ka 4 shtresa elektronike. Shtresa e fundit (e katërt) elektronike e kaliumit përmban 1 elektron, numri i përgjithshëm i elektroneve në atomin e kaliumit është 19 (numri rendor i këtij elementi) (Fig. 8). Oriz. 8. Diagrami i strukturës së atomit të kaliumit Kaliumi pasohet nga kalciumi. Atomi i kalciumit në shtresën e jashtme elektronike do të ketë 2 elektrone, si beriliumi me magnezin (ato janë gjithashtu elementë të nëngrupit II A). Elementi tjetër pas kalciumit është skandiumi. Ky është një element i nëngrupit dytësor (B). Të gjithë elementët e nëngrupeve dytësore janë metale. Një tipar i strukturës së atomeve të tyre është prania e jo më shumë se 2 elektroneve në shtresën e fundit elektronike, d.m.th. shtresa e parafundit elektronike do të mbushet në mënyrë sekuenciale me elektrone. Pra, për skadiumin, mund të imagjinoni modelin e mëposhtëm të strukturës së atomit (Fig. 9): Oriz. 9. Skema e strukturës së atomit të skandiumit Një shpërndarje e tillë e elektroneve është e mundur, pasi numri maksimal i lejueshëm i elektroneve në shtresën e tretë është 18, domethënë, tetë elektrone në shtresën e tretë është një gjendje e qëndrueshme, por jo e plotë e shtresës. Në dhjetë elementë të nëngrupeve dytësore të periudhës së 4-të, nga skandiumi në zink, shtresa e tretë elektronike është e mbushur në mënyrë sekuenciale. Diagrami i strukturës së atomit të zinkut mund të paraqitet si vijon: në shtresën e jashtme elektronike - dy elektrone, në shtresën para-jashtme - 18 (Fig. 10). Oriz. 10. Diagrami i strukturës së atomit të zinkut Elementet e mëposhtëm pas zinkut i përkasin elementeve të nëngrupit kryesor: galium, germanium, etj te krypton. Në atomet e këtyre elementeve, shtresa e 4-të (d.m.th., e jashtme) elektronike është e mbushur në mënyrë sekuenciale. Në një atom të një gazi inert të kriptonit, do të ketë një oktet në shtresën e jashtme, d.m.th., një gjendje të qëndrueshme. Përmbledhja e mësimit Në këtë mësim, mësuat se si funksionon shtresa elektronike e një atomi dhe si të shpjegoni fenomenin e periodicitetit. U njohëm me modelet e strukturës së predhave elektronike të atomeve, me ndihmën e të cilave është e mundur të parashikohen dhe shpjegohen vetitë e elementeve kimike dhe përbërjeve të tyre. Bibliografi Detyre shtepie Zbuluam se zemra e një atomi është bërthama e tij. Elektronet janë të vendosura rreth tij. Ata nuk mund të jenë të palëvizshëm, pasi do të binin menjëherë në thelb. Në fillim të shekullit XX. u miratua një model planetar i strukturës së atomit, sipas të cilit elektronet lëvizin rreth një bërthame shumë të vogël pozitive, ashtu si planetët rrotullohen rreth diellit. Hulumtimet e mëtejshme treguan se struktura e atomit është shumë më komplekse. Problemi i strukturës së atomit mbetet i rëndësishëm për shkencën moderne. Grimcat elementare, atomi, molekula - të gjitha këto janë objekte të mikrokozmosit, të cilat ne nuk i vëzhgojmë. Në të ka ligje të ndryshme sesa në makrokozmos, objektet e të cilave mund t'i vëzhgojmë ose drejtpërdrejt ose me ndihmën e instrumenteve (mikroskopi, teleskopi, etj.). Prandaj, duke diskutuar më tej strukturën e predhave elektronike të atomeve, do të kuptojmë se po krijojmë përfaqësimin (modelin) tonë, i cili në masë të madhe korrespondon me pikëpamjet moderne, megjithëse nuk është absolutisht i njëjtë me atë të një shkencëtari-kimisti. Modeli ynë është thjeshtuar. Elektronet, duke lëvizur rreth bërthamës së një atomi, së bashku formojnë shtresën e tij elektronike. Numri i elektroneve në shtresën e një atomi është, siç e dini tashmë, numri i protoneve në bërthamën e një atomi; ai korrespondon me numrin rendor, ose atomik, të elementit në tabelën e D.I.Mendeleev. Pra, guaska elektronike e një atomi hidrogjeni përbëhet nga një elektron, klori - nga shtatëmbëdhjetë, ari - nga shtatëdhjetë e nëntë. Si lëvizin elektronet? Në mënyrë kaotike, si mushka rreth një llambë të ndezur? Apo me një rend të veçantë? Rezulton saktësisht në një rend të caktuar. Elektronet në një atom ndryshojnë në energjinë e tyre. Eksperimentet tregojnë se disa prej tyre tërhiqen nga bërthama më fort, ndërsa të tjerët janë më të dobët. Arsyeja kryesore për këtë qëndron në distancat e ndryshme të elektroneve nga bërthama atomike. Sa më afër bërthamës të jenë elektronet, aq më fort janë të lidhura me të dhe aq më e vështirë është nxjerrja e tyre nga lëvozhga elektronike, por sa më larg të jenë nga bërthamat, aq më lehtë është t'i shkulësh ato. Natyrisht, ndërsa distanca nga bërthama e atomit rritet, rezerva e energjisë e elektronit (E) rritet (Fig. 38). Oriz. 38. Elektronet që lëvizin afër bërthamës, si të thuash, bllokojnë (ekranin) bërthamën nga elektronet e tjera, të cilat tërhiqen nga bërthama më dobët dhe lëvizin në një distancë më të madhe prej saj. Kështu formohen shtresat elektronike në shtresën elektronike të një atomi. Çdo shtresë elektronike përbëhet nga elektrone me energji të afërta, prandaj edhe shtresat elektronike quhen edhe nivele energjetike. Më tej do të themi kështu: "Elektroni është në një nivel të caktuar energjie". Numri i niveleve të energjisë të mbushura me elektrone në një atom është i barabartë me numrin e periudhës në tabelën e D.I. Mendeleev, në të cilën ndodhet elementi kimik. Kjo do të thotë që shtresa elektronike e atomeve të periudhës së parë përmban një nivel energjie, periudha e dytë - dy, e 3-ta - tre, etj. Për shembull, në atomin e azotit përbëhet nga dy nivele energjie, dhe në atomin e magnezit - nga tre: Numri maksimal (më i madh) i elektroneve në nivelin e energjisë mund të përcaktohet me formulën: 2n 2, ku n është numri i nivelit. Rrjedhimisht, niveli i parë i energjisë mbushet në prani të dy elektroneve në të (2 × 1 2 = 2); e dyta - në prani të tetë elektroneve (2 × 2 2 = 8); e treta - tetëmbëdhjetë (2 × З 2 = 18), etj. Në kursin e kimisë së klasave 8-9 do të shqyrtojmë elementet vetëm të tre periudhave të para, prandaj nuk do të takohemi me nivelin e tretë të energjisë së përfunduar për atomet. . Numri i elektroneve në nivelin e jashtëm të energjisë së shtresës elektronike të atomit për elementët kimikë të nëngrupeve kryesore është i barabartë me numrin e grupit. Tani mund të hartojmë diagrame të strukturës së predhave elektronike të atomeve, të udhëhequr nga plani: Bërthama e një atomi hidrogjeni ka një ngarkesë prej +1, d.m.th., përmban vetëm një proton, përkatësisht, vetëm një elektron në një nivel të vetëm energjie: Kjo është shkruar duke përdorur një formulë elektronike si më poshtë: Elementi tjetër i periudhës së parë është heliumi. Bërthama e një atomi të heliumit ka një ngarkesë prej +2. Ai tashmë ka dy elektrone në nivelin e parë të energjisë: Në nivelin e parë të energjisë, vetëm dy elektrone mund të përshtaten dhe asgjë më shumë - është plotësisht i plotë. Kjo është arsyeja pse periudha e parë e tabelës së DI Mendeleev përbëhet nga dy elementë. Atomi i litiumit, një element i periudhës së 2-të, ka një nivel tjetër energjie, në të cilin elektroni i tretë "do të shkojë": Në atomin e beriliumit, një elektron më shumë "merr" në nivelin e dytë: Atomi i borit në nivelin e jashtëm ka tre elektrone, dhe atomi i karbonit ka katër elektrone ... atomi i fluorit ka shtatë elektrone, atomi i neonit ka tetë elektrone: Niveli i dytë mund të mbajë vetëm tetë elektrone, dhe për këtë arsye është i plotë në neoni. Atomi i natriumit, një element i periudhës së 3-të, ka një nivel të tretë të energjisë (shënim - atomi i elementit të periudhës së 3-të përmban tre nivele të energjisë!), Dhe ka një elektron mbi të: Kushtojini vëmendje: natriumi është një element i grupit I, në nivelin e energjisë së jashtme ai ka një elektron! Natyrisht, nuk do të jetë e vështirë të shkruani strukturën e niveleve të energjisë për atomin e squfurit, elementin VIA të periudhës së 3-të: Periudha e tretë përfundon me argon: Atomet e elementeve të periudhës së 4-të, natyrisht, kanë një nivel të katërt, në të cilin atomi i kaliumit ka një elektron, dhe atomi i kalciumit ka dy elektrone. Tani që jemi njohur me konceptet e thjeshtuara të strukturës së atomeve të elementeve të periudhave 1 dhe 2 të Tabelës Periodike të DIMendeleev, mund të bëjmë përmirësime që na afrojnë me një pamje më të saktë të strukturës së atomi. Le të fillojmë me një analogji. Ashtu si një gjilpërë që lëviz me shpejtësi të një makine qepëse, duke shpuar një pëlhurë, qëndis një model mbi të, ashtu edhe një elektron që lëviz pa masë më shpejt në hapësirë rreth një bërthame atomike "qëndis", jo vetëm një model të sheshtë, por një model tredimensional të një re elektronike. Meqenëse shpejtësia e lëvizjes së një elektroni është qindra mijëra herë më e lartë se shpejtësia e lëvizjes së një gjilpëre qepëse, ata flasin për mundësinë e gjetjes së një elektroni në një vend ose në një tjetër në hapësirë. Le të themi se kemi arritur, si në një përfundim fotografik sportiv, të vendosim pozicionin e elektronit në një vend pranë bërthamës dhe ta shënojmë këtë pozicion me një pikë. Nëse një "përfundim fotografik" i tillë bëhet qindra, mijëra herë, atëherë ju merrni një model të një reje elektronike. Retë elektronike ndonjëherë quhen orbitale. Ne do të bëjmë të njëjtën gjë. Retë elektronike, ose orbitalet, ndryshojnë në madhësi në varësi të energjisë. Është e qartë se sa më pak të jetë energjia e elektronit, aq më e fortë tërhiqet nga bërthama dhe aq më e vogël është orbitali i saj. Retë elektronike (orbitalet) mund të kenë forma të ndryshme. Çdo nivel energjie në një atom fillon me një orbitale sferike s. Në nivelin e dytë dhe të mëvonshëm, pas një orbitale s, shfaqen p-orbitale të formës së shtangës (Fig. 39). Janë tre orbitale të tilla. Çdo orbital është i zënë nga jo më shumë se dy elektrone. Rrjedhimisht, mund të ketë vetëm dy prej tyre në orbitalën s dhe gjashtë në tre orbitale p. Oriz. 39. Duke përdorur numrat arabë për të përcaktuar nivelin dhe përcaktimin e orbitaleve me shkronjat s dhe p, dhe numrin e elektroneve të një orbitale të caktuar me një numër arab në pjesën e sipërme djathtas mbi shkronjën, ne mund të përshkruajmë strukturën e atomeve me elektronikë më të plotë. formulat. Le të shkruajmë formulat elektronike të atomeve të periudhave 1 dhe 2: Nëse elementët kanë nivele të jashtme të energjisë të ngjashme në strukturë, atëherë vetitë e këtyre elementeve janë të ngjashme. Për shembull, argoni dhe neoni përmbajnë secili nga tetë elektrone në nivelin e jashtëm, dhe për këtë arsye ato janë inerte, domethënë, vështirë se hyjnë në reaksione kimike. Në formë të lirë, argoni dhe neoni janë gazra, molekulat e të cilave janë monoatomike. Atomet e litiumit, natriumit dhe kaliumit përmbajnë një elektron në nivelin e jashtëm dhe kanë veti të ngjashme, prandaj vendosen në të njëjtin grup të Tabelës Periodike të D.I.Mendeleev. Le të bëjmë një përgjithësim: e njëjta strukturë e niveleve të jashtme të energjisë përsëritet periodikisht, prandaj vetitë e elementeve kimike përsëriten periodikisht. Ky model pasqyrohet në emrin e Tabelës Periodike të Elementeve Kimike të DI Mendeleev. Fjalët dhe frazat kyçe Punoni me kompjuter Pyetje dhe detyraA) 1s 2 2s 2 2p 4 B) 1s 2 2s 2 2p 6 B) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 D) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
A, D V V V A G A, D B V B, C
b) silic
b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
d) 1s 2 2s 2 2p 4
e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
Numri maksimal i elektroneve në një nivel energjie
Format e orbitaleve s dhe p (retë elektronike)
