Compito 1. Scrivere le configurazioni elettroniche dei seguenti elementi: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Soluzione. Energia orbitali atomici aumenta nel seguente ordine:

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

Su ogni s-shell (un orbitale) non possono esserci più di due elettroni, sul p-shell (tre orbitali) - non più di sei, sul d-shell (cinque orbitali) - non più di 10 e sul f-shell (sette orbitali) - non più di 14.

Nello stato fondamentale di un atomo, gli elettroni occupano gli orbitali con l'energia più bassa. Il numero di elettroni è uguale alla carica del nucleo (l'atomo nel suo insieme è neutro) e al numero atomico dell'elemento. Ad esempio, un atomo di azoto ha 7 elettroni, due dei quali sono in orbitali 1s, due sono in orbitali 2s e i restanti tre elettroni sono in orbitali 2p. La configurazione elettronica dell'atomo di azoto:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Configurazioni elettroniche altri elementi:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 fe : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ,

36 k r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 quelli : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4 ,

74 quelli : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Compito 2. Quale gas inerte e quali ioni di quali elementi hanno la stessa configurazione elettronica della particella risultante dalla rimozione di tutti gli elettroni di valenza dall'atomo di calcio?

Soluzione. Il guscio elettronico dell'atomo di calcio ha la struttura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Quando vengono rimossi due elettroni di valenza, si forma uno ione Ca 2+ con la configurazione 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Un atomo ha la stessa configurazione elettronica Ar e ioni S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, ecc.

Compito 3. Gli elettroni dello ione Al 3+ possono trovarsi nei seguenti orbitali: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Soluzione. Configurazione elettronica dell'atomo di alluminio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Lo ione Al 3+ si forma dalla rimozione di tre elettroni di valenza da un atomo di alluminio e ha la configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) gli elettroni sono già nell'orbitale 2p;

b) in accordo con le restrizioni imposte al numero quantico l (l = 0, 1, ... n -1), a n = 1, è possibile solo il valore l = 0, quindi l'orbitale 1p non esiste ;

c) gli elettroni possono essere nell'orbitale 3d se lo ione è in uno stato eccitato.

Compito 4. Scrivi la configurazione elettronica dell'atomo di neon nel primo stato eccitato.

Soluzione. La configurazione elettronica dell'atomo di neon nello stato fondamentale è 1s 2 2s 2 2p 6 . Il primo stato eccitato è ottenuto dalla transizione di un elettrone dall'orbitale occupato più alto (2p) all'orbitale libero più basso (3s). La configurazione elettronica dell'atomo di neon nel primo stato eccitato è 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Compito 5. Qual è la composizione dei nuclei degli isotopi 12 C e 13 C , 14 N e 15 N ?

Soluzione. Il numero di protoni nel nucleo è uguale al numero atomico dell'elemento ed è lo stesso per tutti gli isotopi di questo elemento. Il numero di neutroni è uguale al numero di massa (indicato in alto a sinistra del numero dell'elemento) meno il numero di protoni. Diversi isotopi dello stesso elemento hanno un diverso numero di neutroni.

La composizione di questi nuclei:

12 Do: 6p + 6n; 13 Do: 6p + 7n; 14 N : 7p + 7n ; 15N: 7p + 8n.

Il fisico svizzero W. Pauli nel 1925 stabilì che in un atomo in un orbitale non possono esserci più di due elettroni che hanno spin opposti (antiparalleli) (tradotti dall'inglese come "fuso"), cioè hanno proprietà tali che possono essere rappresentato condizionatamente come la rotazione di un elettrone attorno al suo asse immaginario: in senso orario o antiorario. Questo principio è chiamato principio di Pauli.

Se c'è un elettrone nell'orbitale, allora si chiama spaiato, se ce ne sono due, allora questi sono elettroni accoppiati, cioè elettroni con spin opposti.

La figura 5 mostra un diagramma della divisione dei livelli energetici in sottolivelli.

L'orbitale S, come già sai, è sferico. L'elettrone dell'atomo di idrogeno (s = 1) si trova in questo orbitale ed è spaiato. Pertanto, la sua formula elettronica o configurazione elettronica sarà scritta come segue: 1s 1. Nelle formule elettroniche, il numero del livello energetico è indicato dal numero davanti alla lettera (1...), il sottolivello (tipo orbitale) è indicato dalla lettera latina, e il numero che è scritto in alto a destra della lettera (come esponente) mostra il numero di elettroni nel sottolivello.

Per un atomo di elio, He, avente due elettroni appaiati nello stesso orbitale s, questa formula è: 1s 2 .

Il guscio elettronico dell'atomo di elio è completo e molto stabile. L'elio è un gas nobile.

Il secondo livello di energia (n = 2) ha quattro orbitali: uno se tre p. Gli elettroni s-orbitali di secondo livello (2s-orbitali) hanno un'energia maggiore, poiché si trovano a una distanza maggiore dal nucleo rispetto agli elettroni 1s-orbitali (n = 2).

In generale, per ogni valore di n, c'è un orbitale s, ma con una quantità corrispondente di energia elettronica in esso e, quindi, con un diametro corrispondente, crescente all'aumentare del valore di n.

L'orbitale R ha la forma di un manubrio o di un otto. Tutti e tre gli orbitali p si trovano nell'atomo reciprocamente perpendicolarmente lungo le coordinate spaziali disegnate attraverso il nucleo dell'atomo. Va sottolineato ancora una volta che ogni livello energetico (strato elettronico), a partire da n = 2, ha tre orbitali p. All'aumentare del valore di n, gli elettroni occupano orbitali p situati a grandi distanze dal nucleo e diretti lungo gli assi x, y e z.

Per gli elementi del secondo periodo (n = 2), viene riempito prima un orbitale β e poi tre orbitali p. Formula elettronica 1l: 1s 2 2s 1. L'elettrone è più debole legato al nucleo dell'atomo, quindi l'atomo di litio può facilmente cederlo (come ovviamente ricorderai, questo processo è chiamato ossidazione), trasformandosi in uno ione Li +.

Nell'atomo di berillio Be 0, anche il quarto elettrone si trova nell'orbitale 2s: 1s 2 2s 2 . I due elettroni esterni dell'atomo di berillio si staccano facilmente: Be 0 viene ossidato al catione Be 2+.

All'atomo di boro, il quinto elettrone occupa un orbitale 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Inoltre, gli atomi C, N, O, E sono pieni di orbitali 2p, che terminano con il neon di gas nobile: 1s 2 2s 2 2p 6.

Per gli elementi del terzo periodo, gli orbitali Sv e Sp sono riempiti, rispettivamente. Cinque orbitali d del terzo livello rimangono liberi:

A volte, nei diagrammi che descrivono la distribuzione degli elettroni negli atomi, viene indicato solo il numero di elettroni a ciascun livello di energia, cioè scrivono le formule elettroniche abbreviate degli atomi degli elementi chimici, in contrasto con le formule elettroniche complete sopra riportate .

Per elementi di grande periodo (quarto e quinto), i primi due elettroni occupano rispettivamente il 4° e il 5° orbitale: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. A partire dal terzo elemento di ogni grande periodo, i successivi dieci elettroni andranno rispettivamente ai precedenti orbitali 3d e 4d (per elementi di sottogruppi secondari): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Di norma, quando il precedente sottolivello d è pieno, il sottolivello p esterno (rispettivamente 4p e 5p) inizierà a riempirsi.

Per elementi di grandi periodi - il sesto e il settimo incompleto - i livelli elettronici e i sottolivelli sono riempiti di elettroni, di regola, come segue: i primi due elettroni andranno al sottolivello β esterno: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; l'elettrone successivo (per Na e Ac) al precedente (p-sottolivello: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 e 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Quindi i successivi 14 elettroni andranno al terzo livello di energia dall'esterno negli orbitali 4f e 5f, rispettivamente, per lantanidi e attinidi.

Quindi il secondo livello energetico esterno (d-sublevel) inizierà a ricostruirsi: per gli elementi dei sottogruppi secondari: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - e, infine, solo dopo il completo riempimento del livello attuale con dieci elettroni il sottolivello p esterno sarà nuovamente riempito:

86 Ren 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Molto spesso, la struttura dei gusci di elettroni degli atomi viene rappresentata utilizzando celle energetiche o quantistiche: scrivono le cosiddette formule elettroniche grafiche. Per questo record viene utilizzata la seguente notazione: ogni cella quantistica è denotata da una cella che corrisponde a un orbitale; ogni elettrone è indicato da una freccia corrispondente alla direzione dello spin. Quando si scrive una formula elettronica grafica, vanno ricordate due regole: il principio di Pauli, secondo il quale non possono esserci più di due elettroni in una cella (orbitali, ma con spin antiparallelo), e la regola di F. Hund, secondo la quale gli elettroni occupano celle libere (orbitali), si trovano in esse sono prima una alla volta e allo stesso tempo hanno lo stesso valore di spin, e solo allora si accoppiano, ma gli spin in questo caso, secondo il principio di Pauli, saranno già diretto in senso opposto.

In conclusione, consideriamo ancora una volta la mappatura delle configurazioni elettroniche degli atomi degli elementi nei periodi del sistema D. I. Mendeleev. Gli schemi della struttura elettronica degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni su strati elettronici (livelli di energia).

In un atomo di elio, il primo strato di elettroni è completato: ha 2 elettroni.

L'idrogeno e l'elio sono elementi s; questi atomi hanno un orbitale s pieno di elettroni.

Elementi del secondo periodo

Per tutti gli elementi del secondo periodo, il primo strato di elettroni è riempito e gli elettroni riempiono gli orbitali e e p del secondo strato di elettroni secondo il principio della minima energia (prima s-, e poi p) e le regole di Pauli e Hund (Tabella 2).

Nell'atomo di neon, il secondo strato di elettroni è completato: ha 8 elettroni.

Tabella 2 La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi del secondo periodo

La fine del tavolo. 2

Li, Be sono elementi β.

B, C, N, O, F, Ne sono elementi p; questi atomi hanno orbitali p pieni di elettroni.

Elementi del terzo periodo

Per gli atomi degli elementi del terzo periodo, il primo e il secondo strato di elettroni sono completati; pertanto, il terzo strato di elettroni è riempito, in cui gli elettroni possono occupare i sottolivelli 3s, 3p e 3d (Tabella 3).

Tabella 3 La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi del terzo periodo

Un orbitale di elettroni 3s è completato all'atomo di magnesio. Na e Mg sono elementi s.

Ci sono 8 elettroni nello strato esterno (il terzo strato di elettroni) nell'atomo di argon. Come strato esterno, è completo, ma in totale, nel terzo strato di elettroni, come già sai, possono esserci 18 elettroni, il che significa che gli elementi del terzo periodo hanno orbitali 3d non riempiti.

Tutti gli elementi da Al ad Ar sono elementi p. Gli elementi s e p formano i principali sottogruppi nel sistema periodico.

Un quarto strato di elettroni appare in corrispondenza degli atomi di potassio e calcio e il sottolivello 4s è riempito (Tabella 4), poiché ha un'energia inferiore rispetto al sottolivello 3d. Per semplificare le formule elettroniche grafiche degli atomi degli elementi del quarto periodo: 1) indichiamo la formula elettronica condizionatamente grafica dell'argon come segue:
Ar;

2) non rappresenteremo i sottolivelli che non sono riempiti per questi atomi.

Tabella 4 La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi del quarto periodo

K, Ca - elementi s inclusi nei sottogruppi principali. Per gli atomi da Sc a Zn, il sottolivello 3d è pieno di elettroni. Questi sono elementi 3d. Sono inclusi nei sottogruppi secondari, hanno uno strato di elettroni pre-esterno riempito, sono indicati come elementi di transizione.

Presta attenzione alla struttura dei gusci elettronici degli atomi di cromo e rame. In essi si verifica un "fallimento" di un elettrone dal sottolivello 4n- al 3d, che è spiegato dalla maggiore stabilità energetica delle configurazioni elettroniche risultanti 3d 5 e 3d 10:

Nell'atomo di zinco, il terzo strato di elettroni è completo: tutti i sottolivelli 3s, 3p e 3d sono riempiti, in totale ci sono 18 elettroni su di essi.

Negli elementi che seguono lo zinco, il quarto strato di elettroni, il sottolivello 4p, continua ad essere riempito: gli elementi da Ga a Kr sono elementi p.

Lo strato esterno (quarto) dell'atomo di krypton è completo e ha 8 elettroni. Ma solo nel quarto strato di elettroni, come sai, possono esserci 32 elettroni; i sottolivelli 4d e 4f dell'atomo di krypton rimangono ancora vuoti.

Gli elementi del quinto periodo stanno riempiendo i sottolivelli nel seguente ordine: 5s-> 4d -> 5p. E ci sono anche eccezioni associate al "fallimento" degli elettroni, in 41 Nb, 42 MO, ecc.

Nel sesto e nel settimo periodo compaiono elementi, cioè elementi in cui vengono riempiti rispettivamente i sottolivelli 4f e 5f del terzo strato elettronico esterno.

Gli elementi 4f sono chiamati lantanidi.

Gli elementi 5f sono chiamati attinidi.

L'ordine di riempimento dei sottolivelli elettronici negli atomi degli elementi del sesto periodo: 55 Сs e 56 Ва - 6s-elementi;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elemento; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl - 86 Rn - 6p elementi. Ma anche qui ci sono elementi in cui l'ordine di riempimento degli orbitali elettronici è "violato", che, ad esempio, è associato a una maggiore stabilità energetica di sottolivelli f metà e completamente riempiti, cioè nf 7 e nf 14.

A seconda di quale sottolivello dell'atomo è riempito di elettroni per ultimo, tutti gli elementi, come hai già capito, sono divisi in quattro famiglie o blocchi elettronici (Fig. 7).

1) s-Elementi; il sottolivello β del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; gli elementi s includono idrogeno, elio ed elementi dei principali sottogruppi dei gruppi I e II;

2) p-elementi; il sottolivello p del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; gli elementi p includono elementi dei principali sottogruppi dei gruppi III-VIII;

3) elementi d; il sottolivello d del livello preesterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi d includono elementi di sottogruppi secondari dei gruppi I-VIII, cioè elementi di decenni intercalati di grandi periodi situati tra elementi s e p. Sono anche chiamati elementi di transizione;

4) elementi f, il sottolivello f del terzo livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; questi includono lantanidi e attinidi.

1. Cosa accadrebbe se il principio di Pauli non fosse rispettato?

2. Cosa accadrebbe se la regola di Hund non fosse rispettata?

3. Creare diagrammi della struttura elettronica, formule elettroniche e formule elettroniche grafiche degli atomi dei seguenti elementi chimici: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Scrivere la formula elettronica per l'elemento #110 utilizzando il simbolo del corrispondente gas nobile.

5. Qual è il "fallimento" di un elettrone? Fornisci esempi di elementi in cui si osserva questo fenomeno, annota le loro formule elettroniche.

6. Come viene determinata la proprietà elemento chimico a questa o quella famiglia elettronica?

7. Confronta le formule elettroniche ed elettroniche grafiche dell'atomo di zolfo. Che cosa Informazioni aggiuntive contiene l'ultima formula?

Configurazioni elettroniche degli atomi

Gli elettroni in un atomo occupano livelli, sottolivelli e orbitali secondo le seguenti regole.

Regola di Pauli. Due elettroni in un atomo non possono avere quattro numeri quantici identici. Devono differire di almeno un numero quantico.

L'orbitale contiene elettroni con determinati numeri n, l, m l e gli elettroni su di esso possono differire solo per il numero quantico m s , che ha due valori +1/2 e -1/2. Pertanto, non più di due elettroni possono trovarsi in un orbitale.

Al livello inferiore, gli elettroni hanno n e l definiti e differiscono nei numeri m l e m s . Poiché m l può assumere 2l+1 valori e ms - 2 valori, allora il sottolivello non può contenere più di 2(2l+1) elettroni. Quindi, il numero massimo di elettroni ai sottolivelli s, p, d, f è rispettivamente di 2, 6, 10, 14 elettroni.

Analogamente, un livello non contiene più di 2n 2 elettroni e il numero massimo di elettroni nei primi quattro livelli non deve superare rispettivamente 2, 8, 18 e 32 elettroni.

La regola della minima energia. Il riempimento sequenziale dei livelli dovrebbe avvenire in modo tale da garantire la minima energia dell'atomo. Ogni elettrone occupa un orbitale libero con l'energia più bassa.

Regola di Klechkovsky. Il riempimento dei sottolivelli elettronici viene effettuato in ordine crescente della somma (n + l), e nel caso della stessa somma (n + l) - in ordine crescente del numero n.

Forma grafica della regola Klechkovsky.

Secondo la regola di Klechkovsky, i sottolivelli sono riempiti nel seguente ordine: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d , 7p, 8s, ...

Sebbene il riempimento dei sottolivelli avvenga secondo la regola di Klechkovsky, nella formula elettronica i sottolivelli sono scritti in sequenza per livelli: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, ecc. Ciò è dovuto al fatto che l'energia dei livelli riempiti è determinata dal numero quantico n: maggiore è n, maggiore è l'energia, e per livelli completamente riempiti abbiamo Å 3d

Una diminuzione dell'energia di sottolivelli con n minore e l maggiore, se sono completamente o parzialmente riempiti, porta per un numero di atomi a configurazioni elettroniche diverse da quelle previste dalla regola di Klechkovsky. Quindi per Cr e Cu abbiamo distribuzione a livello di valenza:

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 e Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 e non

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 e Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 .

Regola di Gund. Gli orbitali di un dato sottolivello sono riempiti in modo tale che lo spin totale sia massimo. Gli orbitali di un dato sottolivello vengono prima riempiti da un elettrone. Ad esempio, per la configurazione p 2, il riempimento p x 1 p y 1 con spin totale s = 1/2 + 1/2 = 1 è preferibile (cioè ha un'energia inferiore) rispetto al riempimento p x 2 con spin totale s = 1/2 - 1/2 = 0.

- più redditizio, ¯ - meno redditizio.

Le configurazioni elettroniche degli atomi possono essere scritte per livelli, sottolivelli, orbitali. In quest'ultimo caso, l'orbitale è solitamente indicato da una cella quantistica e gli elettroni da frecce che hanno una direzione o un'altra a seconda del valore di m s .

Ad esempio, la formula elettronica P(15e) può essere scritta:

a) per livelli)2)8)5

b) per sottolivelli 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

c) per orbitali 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 oppure

­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­ ­

Esempio. Annotare le formule elettroniche per Ti(22e) e As(33e) per sottolivelli. Il titanio è nel 4° periodo, quindi annotiamo i sottolivelli fino a 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p e li riempiamo di elettroni fino al loro numero totale di 22, senza includere i sottolivelli vuoti nella formula finale. Noi riceviamo.

Le sostanze chimiche sono le cose che compongono il mondo che ci circonda.

Le proprietà di ogni sostanza chimica si dividono in due tipi: chimiche, che caratterizzano la sua capacità di formare altre sostanze, e fisiche, che si osservano oggettivamente e possono essere considerate isolatamente dalle trasformazioni chimiche. Quindi, ad esempio, le proprietà fisiche di una sostanza sono il suo stato di aggregazione (solido, liquido o gassoso), la conducibilità termica, la capacità termica, la solubilità in vari mezzi (acqua, alcool, ecc.), la densità, il colore, il gusto, ecc. .

La trasformazione di alcune sostanze chimiche in altre sostanze è chiamata fenomeni chimici o reazioni chimiche. Va notato che esistono anche fenomeni fisici che, ovviamente, sono accompagnati da un cambiamento in qualsiasi proprietà fisica di una sostanza senza la sua trasformazione in altre sostanze. I fenomeni fisici, ad esempio, includono lo scioglimento del ghiaccio, il congelamento o l'evaporazione dell'acqua, ecc.

Il fatto che durante qualsiasi processo si verifichi un fenomeno chimico può essere concluso osservando i segni caratteristici delle reazioni chimiche, come il cambiamento di colore, la precipitazione, l'evoluzione del gas, l'evoluzione del calore e/o della luce.

Quindi, ad esempio, una conclusione sul corso delle reazioni chimiche può essere fatta osservando:

La formazione di sedimenti durante l'ebollizione dell'acqua, chiamata scala nella vita di tutti i giorni;

Il rilascio di calore e luce durante la combustione di un fuoco;

Cambiare il colore di una fetta di mela fresca nell'aria;

La formazione di bolle di gas durante la fermentazione dell'impasto, ecc.

Le più piccole particelle di materia, che nel processo delle reazioni chimiche praticamente non subiscono cambiamenti, ma sono collegate tra loro solo in un modo nuovo, sono chiamate atomi.

L'idea stessa dell'esistenza di tali unità di materia è nata nell'antica Grecia nelle menti degli antichi filosofi, il che in realtà spiega l'origine del termine "atomo", poiché "atomos" tradotto letteralmente dal greco significa "indivisibile".

Tuttavia, contrariamente all'idea degli antichi filosofi greci, gli atomi non sono il minimo assoluto della materia, cioè essi stessi hanno una struttura complessa.

Ogni atomo è costituito dalle cosiddette particelle subatomiche - protoni, neutroni ed elettroni, indicate rispettivamente dai simboli p + , n o ed e - . L'apice nella notazione utilizzata indica che il protone ha una carica unitaria positiva, l'elettrone ha una carica unitaria negativa e il neutrone non ha carica.

Per quanto riguarda la struttura qualitativa dell'atomo, ogni atomo ha tutti i protoni ei neutroni concentrati nel cosiddetto nucleo, attorno al quale gli elettroni formano un guscio elettronico.

Il protone e il neutrone hanno praticamente le stesse masse, cioè m p ≈ m n , e la massa dell'elettrone è quasi 2000 volte inferiore alla massa di ciascuno di essi, cioè m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Poiché la proprietà fondamentale di un atomo è la sua neutralità elettrica e la carica di un elettrone è uguale alla carica di un protone, si può concludere da ciò che il numero di elettroni in ogni atomo è uguale al numero di protoni.

Quindi, ad esempio, la tabella seguente mostra la possibile composizione degli atomi:

Il tipo di atomi con la stessa carica nucleare, ad es. con lo stesso numero di protoni nei loro nuclei è chiamato elemento chimico. Pertanto, dalla tabella sopra, possiamo concludere che atom1 e atom2 appartengono a un elemento chimico e atom3 e atom4 appartengono a un altro elemento chimico.

Ogni elemento chimico ha il proprio nome e simbolo individuale, che viene letto in un certo modo. Quindi, ad esempio, l'elemento chimico più semplice, i cui atomi contengono un solo protone nel nucleo, ha il nome "idrogeno" ed è indicato dal simbolo "H", che si legge come "cenere", e l'elemento chimico con una carica nucleare di +7 (cioè contenente 7 protoni) - "azoto", ha il simbolo "N", che si legge come "en".

Come puoi vedere dalla tabella sopra, gli atomi di un elemento chimico possono differire nel numero di neutroni nei nuclei.

Gli atomi appartenenti allo stesso elemento chimico, ma aventi un diverso numero di neutroni e, di conseguenza, massa, sono chiamati isotopi.

Quindi, ad esempio, l'elemento chimico idrogeno ha tre isotopi: 1 H, 2 H e 3 H. Gli indici 1, 2 e 3 sopra il simbolo H indicano il numero totale di neutroni e protoni. Quelli. sapendo che l'idrogeno è un elemento chimico, che è caratterizzato dal fatto che c'è un protone nei nuclei dei suoi atomi, possiamo concludere che non ci sono affatto neutroni nell'isotopo 1 H (1-1 = 0), in l'isotopo 2 H - 1 neutrone (2-1=1) e nell'isotopo 3 H - due neutroni (3-1=2). Poiché, come già accennato, un neutrone e un protone hanno la stessa massa, e la massa di un elettrone è trascurabile rispetto a loro, ciò significa che l'isotopo 2 H è quasi il doppio dell'isotopo 1 H, e l'isotopo 3 H l'isotopo è tre volte più pesante... In connessione con una diffusione così ampia nelle masse degli isotopi dell'idrogeno, agli isotopi 2 H e 3 H sono stati persino assegnati nomi e simboli individuali separati, il che non è tipico di nessun altro elemento chimico. L'isotopo 2 H è stato chiamato deuterio e ha ricevuto il simbolo D, e l'isotopo 3 H è stato chiamato trizio e ha ricevuto il simbolo T.

Se prendiamo come unità la massa del protone e del neutrone, e trascuriamo la massa dell'elettrone, infatti, l'indice in alto a sinistra, oltre al numero totale di protoni e neutroni nell'atomo, può essere considerato la sua massa, e pertanto questo indice è chiamato numero di massa e indicato dal simbolo A. Poiché la carica del nucleo di qualsiasi protone corrisponde all'atomo e la carica di ciascun protone è condizionatamente considerata uguale a +1, il numero di protoni nel nucleo è chiamato il numero di addebito (Z). Denotando il numero di neutroni in un atomo con la lettera N, matematicamente la relazione tra numero di massa, numero di carica e numero di neutroni può essere espressa come:

Secondo i concetti moderni, l'elettrone ha una natura duale (particella-onda). Ha le proprietà sia di una particella che di un'onda. Come una particella, un elettrone ha una massa e una carica, ma allo stesso tempo il flusso di elettroni, come un'onda, è caratterizzato dalla capacità di diffrazione.

Per descrivere lo stato di un elettrone in un atomo vengono utilizzati i concetti della meccanica quantistica, secondo i quali l'elettrone non ha una specifica traiettoria di movimento e può essere localizzato in qualsiasi punto dello spazio, ma con probabilità diverse.

La regione dello spazio attorno al nucleo in cui è più probabile che si trovi un elettrone è chiamata orbitale atomico.

Un orbitale atomico può avere forma, dimensione e orientamento diversi. Un orbitale atomico è anche chiamato nuvola di elettroni.

Graficamente, un orbitale atomico è solitamente indicato come una cella quadrata:

La meccanica quantistica ha un apparato matematico estremamente complesso, pertanto, nell'ambito di un corso di chimica scolastica, vengono considerate solo le conseguenze della teoria della meccanica quantistica.

In base a queste conseguenze, qualsiasi orbitale atomico e un elettrone situato su di esso sono completamente caratterizzati da 4 numeri quantici.

• Il numero quantico principale - n - determina l'energia totale di un elettrone in un dato orbitale. L'intervallo di valori del numero quantico principale è costituito da tutti i numeri naturali, ad es. n = 1,2,3,4, 5 ecc.
• Il numero quantico orbitale - l - caratterizza la forma dell'orbitale atomico e può assumere qualsiasi valore intero da 0 a n-1, dove n, richiamo, è il numero quantico principale.

Vengono chiamati gli orbitali con l = 0 S-orbitali. gli orbitali s sono sferici e non hanno una direzione nello spazio:

Vengono chiamati gli orbitali con l = 1 p-orbitali. Questi orbitali hanno la forma di una figura tridimensionale otto, cioè la forma ottenuta ruotando la figura otto attorno all'asse di simmetria, e esteriormente assomiglia a un manubrio:

Vengono chiamati gli orbitali con l = 2 d-orbitali, e con l = 3 – f-orbitali. La loro struttura è molto più complessa.

3) Numero quantico magnetico - m l - determina l'orientamento spaziale di un particolare orbitale atomico ed esprime la proiezione del momento angolare orbitale sulla direzione del campo magnetico. Il numero quantico magnetico m l corrisponde all'orientamento dell'orbitale rispetto alla direzione del vettore dell'intensità del campo magnetico esterno e può assumere qualsiasi valore intero da –l a +l, incluso 0, cioè il numero totale di valori possibili è (2l+1). Quindi, ad esempio, con l = 0 m l = 0 (un valore), con l = 1 m l = -1, 0, +1 (tre valori), con l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (cinque valori del numero quantico magnetico), ecc.

Quindi, ad esempio, gli orbitali p, ad es. gli orbitali con un numero quantico orbitale l = 1, aventi la forma di una "figura otto tridimensionale", corrispondono a tre valori del numero quantico magnetico (-1, 0, +1), che, a sua volta, corrisponde a tre direzioni nello spazio perpendicolari tra loro.

4) Il numero quantico di spin (o semplicemente spin) - m s - può essere considerato condizionatamente responsabile della direzione di rotazione di un elettrone in un atomo, può assumere valori. Gli elettroni con spin diversi sono indicati da frecce verticali che puntano in direzioni diverse: ↓ e .

L'insieme di tutti gli orbitali in un atomo che hanno lo stesso valore del numero quantico principale è detto livello energetico o guscio elettronico. Qualsiasi livello di energia arbitrario con un numero n è costituito da n 2 orbitali.

L'insieme degli orbitali con gli stessi valori del numero quantico principale e del numero quantico orbitale è un sottolivello energetico.

Ogni livello di energia, che corrisponde al numero quantico principale n, contiene n sottolivelli. A sua volta, ogni sottolivello energetico con un numero quantico orbitale l consiste di (2l+1) orbitali. Pertanto, il sottostrato s è costituito da un orbitale s, il sottostrato p - tre orbitali p, il sottostrato d - cinque orbitali d e il sottostrato f - sette orbitali f. Poiché, come già accennato, un orbitale atomico è spesso indicato da una cella quadrata, i sottolivelli s, p, d e f possono essere rappresentati graficamente come segue:

Ogni orbitale corrisponde a un insieme strettamente definito di tre numeri quantici n, l e m l .

La distribuzione degli elettroni negli orbitali è detta configurazione elettronica.

Il riempimento degli orbitali atomici con gli elettroni avviene secondo tre condizioni:

• Il principio della minima energia: Gli elettroni riempiono gli orbitali a partire dal sottolivello energetico più basso. La sequenza dei sottolivelli in ordine di energia crescente è la seguente: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Per rendere più facile ricordare questa sequenza di riempimento dei sottolivelli elettronici, è molto utile la seguente illustrazione grafica:

• Principio di Pauli: Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni.

Se c'è un elettrone nell'orbitale, allora è chiamato spaiato, e se ce ne sono due, allora sono chiamati una coppia di elettroni.

• Regola di Hund: lo stato più stabile di un atomo è quello in cui, all'interno di un sottolivello, l'atomo ha il massimo numero possibile di elettroni spaiati. Questo stato più stabile dell'atomo è chiamato stato fondamentale.

Infatti, quanto sopra significa che, ad esempio, il posizionamento del 1°, 2°, 3° e 4° elettrone su tre orbitali del sottolivello p sarà effettuato come segue:

Il riempimento degli orbitali atomici dall'idrogeno, che ha un numero di carica pari a 1, al krypton (Kr) con un numero di carica pari a 36, ​​sarà effettuato come segue:

Una rappresentazione simile dell'ordine in cui sono riempiti gli orbitali atomici è chiamata diagramma energetico. Sulla base dei diagrammi elettronici dei singoli elementi, è possibile scrivere le loro cosiddette formule elettroniche (configurazioni). Quindi, ad esempio, un elemento con 15 protoni e, di conseguenza, 15 elettroni, ad es. il fosforo (P) avrà il seguente diagramma energetico:

Quando tradotto in una formula elettronica, l'atomo di fosforo assumerà la forma:

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

I numeri di dimensioni normali a sinistra del simbolo del sottolivello mostrano il numero del livello di energia e gli apici a destra del simbolo del sottolivello mostrano il numero di elettroni nel corrispondente sottolivello.

Di seguito le formule elettroniche dei primi 36 elementi del D.I. Mendeleev.

Come già accennato, nel loro stato fondamentale, gli elettroni negli orbitali atomici sono disposti secondo il principio della minima energia. Tuttavia, in presenza di orbitali p vuoti nello stato fondamentale di un atomo, spesso, quando gli viene impartita energia in eccesso, l'atomo può essere trasferito al cosiddetto stato eccitato. Quindi, ad esempio, un atomo di boro nel suo stato fondamentale ha una configurazione elettronica e un diagramma energetico della seguente forma:

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

E nello stato eccitato (*), cioè quando si impartisce energia all'atomo di boro, la sua configurazione elettronica e il diagramma energetico saranno simili a questo:

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

A seconda di quale sottolivello nell'atomo viene riempito per ultimo, gli elementi chimici sono divisi in s, p, d o f.

Trovare gli elementi s, p, d e f nella tabella D.I. Mendeleev:

• Gli s-element hanno l'ultimo s-sublevel da riempire. Questi elementi includono elementi dei sottogruppi principali (a sinistra nella cella della tabella) dei gruppi I e II.
• Per gli elementi p, il sottolivello p è riempito. Gli elementi p includono gli ultimi sei elementi di ciascun periodo, ad eccezione del primo e del settimo, nonché elementi dei principali sottogruppi dei gruppi III-VIII.
• gli elementi d si trovano tra gli elementi s e p in periodi ampi.
• Gli elementi f sono chiamati lantanidi e attinidi. Sono posizionati in fondo al tavolo da D.I. Mendeleev.

Configurazione elettronica atom è una formula che descrive la disposizione degli elettroni in vari gusci di elettroni di un atomo di un elemento chimico. Il numero di elettroni in un atomo neutro è numericamente uguale alla carica del nucleo e, quindi, al numero di serie nella tavola periodica.

Man mano che il numero di elettroni aumenta in un atomo, riempiono diversi sottolivelli del guscio elettronico dell'atomo. Ogni sottolivello del guscio elettronico, una volta riempito, contiene un numero pari di elettroni:

- s-sottolivello contiene un singolo orbitale, che, secondo Pauli, può contenere un massimo di due elettroni.

- p-sottolivello contiene tre orbitali, e quindi può contenere un massimo di 6 elettroni.

- d-sottolivello contiene 5 orbitali, quindi può avere fino a 10 elettroni.

- f-sottolivello contiene 7 orbitali, quindi può avere fino a 14 elettroni.

Gli orbitali elettronici sono numerati in ordine crescente del numero quantico principale (numero di livello), che coincide con il numero del periodo. Gli orbitali sono pieni di energia ascendente (principio di minima energia): 1 S, 2S, 2p, 3S, 3p, 4S, 3d, 4p, 5S, 4d, 5p, 6S, 4f, 5d, 6p, 7S, 5f, 6d, 7p.Se conosci l'ordine di riempimento degli orbitali e capisci che ogni atomo successivo di un elemento nella tavola periodica ha un elettrone in più rispetto al precedente, è facile riempirli in base al numero di elettroni nell'atomo.

Solo gli elettroni del livello esterno dell'atomo, gli elettroni di valenza, partecipano alle trasformazioni chimiche. Gli elementi che completano i periodi della tavola periodica, i gas inerti, che hanno completamente riempito gli orbitali elettronici, sono chimicamente molto stabili. Per scrivere la breve configurazione elettronica dell'atomo A è sufficiente scrivere tra parentesi quadre il simbolo chimico del gas inerte più vicino con un numero di elettroni minore rispetto all'atomo A, e poi aggiungere la configurazione dei successivi sottolivelli orbitali.

La rappresentazione grafica della configurazione elettronica mostra la disposizione degli elettroni nelle celle quantistiche. Le celle quantistiche dovrebbero essere posizionate l'una rispetto all'altra, tenendo conto dell'energia degli orbitali. Le cellule di orbitali energeticamente degenerati si trovano allo stesso livello, più energeticamente favorevoli - sotto, meno favorevoli - sopra. La tabella mostra la configurazione elettronica dell'atomo di arsenico. Pieno come mezzo pieno d- i sottolivelli hanno energie orbitali inferiori rispetto a S- sottolivelli, quindi sono disegnati di seguito. La tabella 2 mostra la configurazione dell'atomo di arsenico.

Tabella 2. Configurazione elettronica dell'atomo di arsenico As

Esistono eccezioni alle configurazioni elettroniche degli atomi nello stato energetico fondamentale, ad esempio: Cr (3 d 5 4S uno); Cu(3 d 10 4S uno); Mo (4 d 5 5S uno); Ag (4 d 10 5S uno); Au (4 f 14 5d 10 6S 1 .

legame chimico

Le proprietà di una sostanza sono determinate dalla sua composizione chimica, dall'ordine in cui gli atomi sono collegati in molecole e reticoli cristallini e dalla loro reciproca influenza. La struttura elettronica di ciascun atomo predetermina il meccanismo di formazione dei legami chimici, il suo tipo e le sue caratteristiche.