Budowa powłok elektronowych atomów. Powłoka elektronowa atomu Osiem elektronów

Odkryliśmy, że sercem atomu jest jego jądro. Ma wokół siebie elektrony. Nie mogą być nieruchome, ponieważ natychmiast spadłyby na rdzeń.

Na początku XX wieku. Przyjęto planetarny model budowy atomu, zgodnie z którym elektrony poruszają się wokół bardzo małego dodatniego jądra, tak jak planety krążą wokół Słońca. Dalsze badania wykazały, że budowa atomu jest znacznie bardziej skomplikowana. Problem budowy atomu pozostaje aktualny dla współczesnej nauki.

Cząstki elementarne, atom, cząsteczka - wszystko to są obiekty mikroświata, którego nie obserwujemy. Ma inne prawa niż w makrokosmosie, którego obiekty możemy obserwować bezpośrednio lub przy pomocy instrumentów (mikroskop, teleskop itp.). Dlatego omawiając dalej budowę powłok elektronowych atomów, zrozumiemy, że tworzymy własne odwzorowanie (model), które w dużej mierze odpowiada współczesnym poglądom, choć nie jest dokładnie tożsame z wyobrażeniem chemika. Nasz model jest uproszczony.

Elektrony, poruszając się wokół jądra atomu, razem tworzą jego powłokę elektronową. Liczba elektronów w powłoce atomu jest równa, jak już wiesz, liczbie protonów w jądrze atomu, odpowiada porządkowej lub atomowej liczbie pierwiastka w tabeli D. I. Mendelejewa. Tak więc powłoka elektronowa atomu wodoru składa się z jednego elektronu, chloru - siedemnastu, złota - siedemdziesięciu dziewięciu.

Jak poruszają się elektrony? Chaotycznie, jak muszki wokół płonącej żarówki? A może w jakiejś określonej kolejności? Okazuje się, że w określonej kolejności.

Elektrony w atomie różnią się energią. Jak pokazują eksperymenty, niektóre z nich są silniej przyciągane do jądra, inne słabsze. Głównym tego powodem jest różny sposób usuwania elektronów z jądra atomu. Im elektrony znajdują się bliżej jądra, tym silniej są z nim związane i tym trudniej wyciągnąć je z powłoki elektronowej, ale im dalej od jądra, tym łatwiej je oderwać. Oczywiste jest, że wraz ze wzrostem odległości od jądra atomu zwiększa się rezerwa energii elektronu (E) (ryc. 38).

Ryż. 38.
Maksymalna liczba elektronów na poziomie energetycznym

Elektrony poruszające się w pobliżu jądra niejako blokują (osłaniają) jądro przed innymi elektronami, które są słabiej przyciągane do jądra i poruszają się w większej odległości od niego. W ten sposób powstają warstwy elektronowe w powłoce elektronowej atomu. Każda warstwa elektronowa składa się z elektronów o podobnych wartościach energii,

Dlatego warstwy elektroniczne nazywane są również poziomami energetycznymi. Dalej powiemy tak: „Elektron jest na pewnym poziomie energii”.

Liczba poziomów energetycznych wypełnionych elektronami w atomie jest równa liczbie okresu w tabeli D. I. Mendelejewa, w którym znajduje się pierwiastek chemiczny. Oznacza to, że powłoka elektronowa atomów I okresu zawiera jeden poziom energetyczny, II okres - dwa, III - trzy itd. Np. w atomie azotu składa się z dwóch poziomów energetycznych, aw atomie magnezu - z trzech:

Maksymalną (największą) liczbę elektronów na poziomie energetycznym można wyznaczyć ze wzoru: 2n 2 , gdzie n jest numerem poziomu. Dlatego pierwszy poziom energii jest wypełniony, gdy znajdują się na nim dwa elektrony (2 × 1 2 = 2); drugi - w obecności ośmiu elektronów (2 × 2 2 \u003d 8); trzeci - osiemnaście (2 × 3 2 \u003d 18) itp. W trakcie chemii klas 8-9 rozważymy pierwiastki tylko z pierwszych trzech okresów, dlatego nie spotkamy się z ukończonym trzecim poziomem energii w atomy.

Liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii powłoki elektronowej atomu pierwiastków chemicznych głównych podgrup jest równa liczbie grup.

Teraz możemy sporządzić schematy budowy powłok elektronowych atomów, kierując się planem:

określić całkowitą liczbę elektronów na powłoce na podstawie numeru seryjnego pierwiastka;
określić liczbę poziomów energetycznych wypełnionych elektronami w powłoce elektronowej na podstawie liczby okresu;
określić liczbę elektronów na każdym poziomie energetycznym (na 1. - nie więcej niż dwa; na 2. - nie więcej niż osiem; na poziomie zewnętrznym liczba elektronów jest równa numerowi grupy - dla elementów głównych podgrup ).

Jądro atomu wodoru ma ładunek +1, tj. zawiera odpowiednio tylko jeden proton, tylko jeden elektron na jednym poziomie energii:

Jest to napisane przy użyciu formuły elektronicznej w następujący sposób:

Kolejnym pierwiastkiem I okresu jest hel. Jądro atomu helu ma ładunek +2. Ma już dwa elektrony na pierwszym poziomie energetycznym:

Na pierwszym poziomie energetycznym mieszczą się tylko dwa elektrony i nie więcej - jest to całkowicie zakończone. Dlatego pierwszy okres tabeli D. I. Mendelejewa składa się z dwóch elementów.

Atom litu, pierwiastek II okresu, ma inny poziom energetyczny, na który „przejdzie” trzeci elektron:

W atomie berylu jeszcze jeden elektron „wchodzi” na drugi poziom:

Atom boru ma trzy elektrony na poziomie zewnętrznym, a atom węgla ma cztery elektrony… atom fluoru ma siedem elektronów, atom neonu ma osiem elektronów:

Drugi poziom może pomieścić tylko osiem elektronów i dlatego jest kompletny dla neonu.

Atom sodu, pierwiastek III okresu, ma trzeci poziom energetyczny (zauważ, że atom pierwiastka III okresu zawiera trzy poziomy energii!), oraz jeden elektron:

Uwaga: sód jest pierwiastkiem grupy I, posiada jeden elektron na poziomie energii zewnętrznej!

Oczywiście nie będzie trudno zapisać strukturę poziomów energetycznych dla atomu siarki, pierwiastka VIA grupy 3 trzeciego okresu:

Kończy trzeci okres argonu:

Atomy pierwiastków czwartego okresu mają oczywiście czwarty poziom, w którym atom potasu ma jeden elektron, a atom wapnia ma dwa elektrony.

Teraz, gdy zapoznaliśmy się z uproszczonymi koncepcjami budowy atomów pierwiastków 1. i 2. okresu układu okresowego D. I. Mendelejewa, możemy dokonać udoskonaleń, które przybliżą nas do bardziej poprawnego poglądu na budowę atomu.

Zacznijmy od analogii. Tak jak szybko poruszająca się igła maszyny do szycia, przebijając tkaninę, haftuje na niej wzór, tak poruszający się niepomiernie szybciej w przestrzeni wokół jądra atomowego elektron „haftuje”, tylko nie płaski, ale trójwymiarowy wzór Chmura elektronowa. Ponieważ prędkość elektronu jest setki tysięcy razy większa niż prędkość igły do szycia, mówią o prawdopodobieństwie znalezienia elektronu w określonym miejscu w przestrzeni. Załóżmy, że udało nam się, jak w sportowym finiszu, ustalić położenie elektronu w jakimś miejscu w pobliżu jądra i zaznaczyć to położenie kropką. Jeśli takie „foto-wykończenie” zostanie wykonane setki, tysiące razy, to otrzymamy model chmury elektronowej.

Czasami chmury elektronowe nazywane są orbitalami. Zrobimy to samo. W zależności od energii chmury elektronowe lub orbitale różnią się rozmiarem. Oczywiste jest, że im mniejsza rezerwa energii elektronu, tym silniej jest on przyciągany do jądra i tym mniejsza jest jego orbita.

Chmury elektronowe (orbitale) mogą mieć różne kształty. Każdy poziom energii w atomie zaczyna się od orbitalu s, który ma kulisty kształt. Na drugim i kolejnych poziomach p-orbitale w kształcie hantli pojawiają się po jednym orbicie s (ryc. 39). Istnieją trzy takie orbitale. Każdy orbital jest zajęty przez nie więcej niż dwa elektrony. Dlatego na s-orbitalu może ich być tylko dwóch, a na trzech p-orbitalach sześć.

Ryż. 39.
Kształty s- i p-orbitali (chmur elektronowych)

Używając cyfr arabskich do oznaczania poziomu i oznaczając orbitale literami s i p, a liczbę elektronów na danym orbicie cyfrą arabską w prawym górnym rogu nad literą, możemy przedstawić strukturę atomów z pełniejszym formuły elektroniczne.

Zapiszmy wzory elektroniczne atomów 1. i 2. okresu:

Jeśli pierwiastki mają podobne poziomy energii zewnętrznej, to właściwości tych pierwiastków są podobne. Na przykład argon i neon zawierają osiem elektronów na poziomie zewnętrznym, a zatem są obojętne, to znaczy prawie nie wchodzą w reakcje chemiczne. W swojej wolnej postaci argon i neon są gazami, których cząsteczki są jednoatomowe. Atomy litu, sodu i potasu zawierają po jednym elektronie na poziomie zewnętrznym i mają podobne właściwości, dlatego znajdują się w tej samej grupie układu okresowego pierwiastków D. I. Mendelejewa.

Uogólnijmy: ta sama struktura poziomów energii zewnętrznej powtarza się okresowo, a zatem właściwości pierwiastków chemicznych powtarzają się okresowo. Ten wzór znajduje odzwierciedlenie w nazwie układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa.

Słowa kluczowe i frazy

Elektrony w atomach znajdują się na poziomach energetycznych.
Pierwszy poziom energetyczny może zawierać tylko dwa elektrony, drugi - osiem. Takie poziomy nazywane są kompletnymi.
Liczba wypełnionych poziomów energii jest równa liczbie okresu, w którym znajduje się element.
Liczba elektronów na zewnętrznym poziomie atomu pierwiastka chemicznego jest równa liczbie jego grupy (dla pierwiastków głównych podgrup).
Właściwości pierwiastków chemicznych są okresowo powtarzane, ponieważ struktura poziomów energii zewnętrznej ich atomów jest okresowo powtarzana.

Praca z komputerem

Zapoznaj się z wnioskiem elektronicznym. Przestudiuj materiał lekcji i wykonaj zaproponowane zadania.
Wyszukaj w Internecie adresy e-mail, które mogą służyć jako dodatkowe źródła ujawniające treść słów kluczowych i fraz akapitu. Zaoferuj nauczycielowi swoją pomoc w przygotowaniu nowej lekcji - sporządź sprawozdanie na temat kluczowych słów i zwrotów następnego akapitu.

Pytania i zadania

Atom jest najmniejszą cząstką materii, składającą się z jądra i elektronów. Struktura powłok elektronowych atomów jest określona przez położenie pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa.

Elektron i powłoka elektronowa atomu

Atom, który jest ogólnie neutralny, składa się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanej powłoki elektronowej (chmury elektronowej), podczas gdy suma ładunków dodatnich i ujemnych jest równa wartości bezwzględnej. Przy obliczaniu względnej masy atomowej masa elektronów nie jest brana pod uwagę, ponieważ jest pomijalna i 1840 razy mniejsza niż masa protonu lub neutronu.

Ryż. 1. Atom.

Elektron jest całkowicie wyjątkową cząstką, która ma podwójną naturę: ma zarówno właściwości fali, jak i cząstki. Cały czas poruszają się po jądrze.

Przestrzeń wokół jądra, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe, nazywana jest orbitalem elektronowym lub chmurą elektronową. Przestrzeń ta ma określony kształt, który jest oznaczony literami s-, p-, d- i f-. Orbital S-elektronowy ma kształt kulisty, orbital p ma kształt hantli lub tomu ósmego, kształty orbitali d i f są znacznie bardziej skomplikowane.

Ryż. 2. Kształty orbitali elektronowych.

Wokół jądra elektrony znajdują się na warstwach elektronowych. Każda warstwa charakteryzuje się odległością od jądra i jej energią, dlatego warstwy elektronowe są często określane jako elektronowe poziomy energetyczne. Im poziom jest bliżej jądra, tym niższa jest energia elektronów w nim zawartych. Jeden element różni się od drugiego liczbą protonów w jądrze atomu, a zatem liczbą elektronów. Dlatego liczba elektronów w powłoce elektronowej neutralnego atomu jest równa liczbie protonów zawartych w jądrze tego atomu. Każdy kolejny pierwiastek ma o jeden proton więcej w jądrze io jeden elektron więcej w powłoce elektronowej.

Nowo wchodzący elektron zajmuje orbital o najniższej energii. Jednak maksymalną liczbę elektronów na poziom określa wzór:

gdzie N to maksymalna liczba elektronów, a n to liczba poziomów energii.

Pierwszy poziom może mieć tylko 2 elektrony, drugi - 8 elektronów, trzeci - 18 elektronów, a czwarty poziom - 32 elektrony. Zewnętrzny poziom atomu nie może zawierać więcej niż 8 elektronów: gdy tylko liczba elektronów osiągnie 8, następny poziom, bardziej oddalony od jądra, zaczyna się zapełniać.

Budowa powłok elektronowych atomów

Każdy element jest w pewnym okresie. Okres to poziomy zestaw pierwiastków ułożonych rosnąco według ładunku jąder ich atomów, który zaczyna się od metalu alkalicznego, a kończy na gazie obojętnym. Pierwsze trzy okresy w tabeli są małe, a kolejne, począwszy od czwartego okresu, są duże, składające się z dwóch rzędów. Numer okresu, w którym znajduje się element, ma znaczenie fizyczne. Oznacza to, ile elektronowych poziomów energii znajduje się w atomie dowolnego pierwiastka w danym okresie. Tak więc pierwiastek chlor Cl znajduje się w okresie 3, to znaczy jego powłoka elektronowa ma trzy warstwy elektronowe. Chlor znajduje się w VII grupie tabeli iw głównej podgrupie. Główna podgrupa to kolumna w każdej grupie, która zaczyna się od kropki 1 lub 2.

Zatem stan powłok elektronowych atomu chloru jest następujący: numer seryjny pierwiastka chloru wynosi 17, co oznacza, że atom ma 17 protonów w jądrze i 17 elektronów w powłoce elektronowej. Na poziomie 1 mogą być tylko 2 elektrony, na poziomie 3 - 7 elektronów, ponieważ chlor jest w głównej podgrupie grupy VII. Następnie na poziomie 2 jest: 17-2-7=8 elektronów.

Samodzielna praca z chemii Budowa powłok elektronowych atomów dla uczniów klasy 8 wraz z odpowiedziami. Niezależna praca składa się z 4 opcji, każda z 3 zadaniami.

1 opcja

	Element	Formuła elektroniczna

2. Napisz wzory elektroniczne pierwiastków tlenu i sodu. Określ dla każdego elementu:

a) maksymalna liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energetycznym atomów dowolnego pierwiastka jest równa numerowi grupy,
b) maksymalna liczba elektronów na drugim poziomie energetycznym wynosi osiem,
c) całkowita liczba elektronów w atomach dowolnego pierwiastka jest równa liczbie atomowej pierwiastka.

Opcja 2

1. Wypełnij tabelę. Wyznacz pierwiastek i jego wzór elektronowy.

Rozkład elektronów według poziomów energetycznych	Element	Formuła elektroniczna

Jakie pierwiastki mają atomy o podobnych właściwościach? Czemu?

2. Napisz wzory elektroniczne pierwiastków węgla i argonu. Określ dla każdego elementu:

a) całkowita liczba poziomów energetycznych w atomie,
b) liczba zapełnionych poziomów energetycznych w atomie,
c) liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energetycznym.

3. Wybierz poprawne stwierdzenia:

a) liczba poziomów energetycznych w atomach pierwiastków jest równa liczbie okresu,
b) całkowita liczba elektronów w atomie pierwiastka chemicznego jest równa numerowi grupy,
c) liczba elektronów na zewnętrznym poziomie atomów pierwiastków jednej grupy głównej podgrupy jest taka sama.

3 opcja

1. Wypełnij tabelę. Wyznacz pierwiastek i jego wzór elektronowy.

Rozkład elektronów według poziomów energetycznych	Element	Formuła elektroniczna

Jakie pierwiastki mają atomy o podobnych właściwościach? Czemu?

2. Napisz wzory elektroniczne pierwiastków chloru i boru. Określ dla każdego elementu:

a) całkowita liczba poziomów energetycznych w atomie,
b) liczba zapełnionych poziomów energetycznych w atomie,
c) liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energetycznym.

3. Wybierz poprawne stwierdzenia:

a) atomy pierwiastków z tego samego okresu zawierają taką samą liczbę poziomów energetycznych,
b) maksymalna liczba elektronów na s-orbital jest równy dwa,
c) atomy pierwiastków chemicznych o tej samej liczbie poziomów energetycznych mają podobne właściwości.

4 opcja

1. Wypełnij tabelę. Wyznacz pierwiastek i jego wzór elektronowy.

Rozkład elektronów według poziomów energetycznych	Element	Formuła elektroniczna

Jakie pierwiastki mają atomy o podobnych właściwościach? Czemu?

2. Napisz wzory elektroniczne pierwiastków aluminium i neonu. Określ dla każdego elementu:

a) całkowita liczba poziomów energetycznych w atomie,
b) liczba zapełnionych poziomów energetycznych w atomie,
c) liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energetycznym.

3. Wybierz poprawne stwierdzenia:
a) wszystkie poziomy energii mogą zawierać do ośmiu elektronów,
b) izotopy jednego pierwiastka chemicznego mają takie same wzory elektronowe,
c) maksymalna liczba elektronów na R-orbitalny to sześć.

Odpowiedzi na samodzielną pracę z chemii Budowa powłok elektronowych atomów
1 opcja
1.
1) B - 1s 2 2s 2 2p 1
2) H - 1s 1
3) Al - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
B i Al mają podobne właściwości, ponieważ atomy tych pierwiastków mają trzy elektrony na poziomie energii zewnętrznej.
2.
O - 1s 2 2s 2 2p 4
a) 2,
b) 1,
na 6;
Na - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ,
a) 3,
b) 2,
w 1.
3. b, c.
Opcja 2
1.
1) F - 1s 2 2s 2 2p 5
2) Na - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
3) Li - 1s 2 2s 1
Na i Li mają podobne właściwości, ponieważ każdy z tych pierwiastków ma po jednym elektronie na poziomie energii zewnętrznej.
2. C - 1s 2 2s 2 2p 2
a) 2,
b) 1,
o 4;
Ar - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
a) 3,
b) 2,
o 8.
3. a, c.
3 opcja
1.
1) P - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
2) N - 1s 2 2s 2 2p 3
3) Nie - 1s 2
P i N mają podobne właściwości, ponieważ pierwiastki te mają pięć elektronów na poziomie energii zewnętrznej.
2. Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
a) 3,
b) 2,
w 7;
B - 1s 2 2s 2 2p 1
a) 2,
b) 1,
w 3.
3. a, b.
4 opcja
1.
1) Mg - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
2) C - 1s 2 2s 2 2p 2
3) Bądź - 1s 2 2s 2
Be i Mg mają podobne właściwości, ponieważ te pierwiastki mają dwa elektrony na poziomie energii zewnętrznej.
2.
Al - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
a) 3,
b) 2,
w 3;
Ne - 1s 2 2s 2 2p 6 ,
a) 2,
b) 2,
o 8.
3. b, c.

Liczba elektronów w atomie jest równa ładunkowi jądra. Ładunek jądra to liczba porządkowa pierwiastka w układzie okresowym. Dlatego atomy każdego kolejnego pierwiastka chemicznego w układzie okresowym mają o jeden elektron więcej niż poprzedni.

Opisując strukturę elektronową atomu, wskazują, w jaki sposób jego elektrony są rozłożone na poziomach energii. Elektrony najpierw zajmują poziomy o niższej energii, a następnie o wyższych. Tak więc pierwszy poziom energii jest wypełniony jako pierwszy, jeśli są jeszcze elektrony, potem drugi, trzeci itd. Liczba poziomów energetycznych w atomach jest określona przez liczbę okresu, w którym znajduje się pierwiastek chemiczny, do którego należy atom .

Pierwszy poziom energetyczny może mieć tylko dwa elektrony. Dlatego w pierwszym okresie są tylko dwa pierwiastki chemiczne - wodór i hel. Kiedy na jakimś poziomie znajduje się tylko maksymalna możliwa liczba elektronów, wtedy mówimy, że ten poziom jest zakończony. Tak więc pierwszy poziom energetyczny jest zakończony dla wszystkich pierwiastków z wyjątkiem wodoru.

Elementy drugiego okresu stopniowo wypełniają drugi poziom energetyczny. Drugi poziom energetyczny może mieć maksymalnie 8 elektronów. Dlatego w drugim okresie występuje osiem pierwiastków chemicznych.

Trzeci poziom energetyczny może mieć maksymalnie 18 elektronów. Jednak w trzecim okresie ten poziom jest zewnętrzny. Żaden poziom zewnętrzny nie może mieć więcej niż 8 elektronów. Dlatego w trzecim okresie trzeci poziom energetyczny jest wypełniony tylko do 8 elektronów włącznie, a zatem trzeci okres, podobnie jak drugi, zawiera tylko 8 pierwiastków chemicznych.

W czwartym okresie trzeci poziom energii nie jest już zewnętrzny, dlatego do 18 elektronów jest wypełnionych włącznie. Dla pierwszych dwóch elementów czwartego okresu (K, Ca) poziom energii zewnętrznej jest wypełniony. Tak więc dla potasu trafia do niego jeden elektron, a dla wapnia 2. Następnie dla pierwiastków od skandu (Sc) do cynku (Zn) trzeci poziom energetyczny jest wypełniony, a na zewnętrznym pozostają 2 elektrony. Po cynku galem (Ga) czwarty poziom energetyczny jest ponownie wypełniony do 8 elektronów w kryptonie (Kr).

Ogólnie rzecz biorąc, maksymalną liczbę elektronów na każdym poziomie energii określa wzór 2n2, gdzie n jest numerem poziomu. Tak więc, jeśli poziom jest drugi, to 2 * 2 2 = 8, a jeśli trzeci, to 2 * 3 2 = 18.

Elektrony o najwyższej energii określają właściwości chemiczne atomów i nazywane są walencyjnymi. W głównych podgrupach elektrony poziomu zewnętrznego są wartościowościowe, a ich liczbę określa numer grupy. Dlatego właściwości elementów jednej podgrupy są podobne.

Właściwości atomów zależą od liczby elektronów walencyjnych. Metale mają ich niewiele, podczas gdy niemetale mają ich dużo.

Atomy, pierwotnie uważane za niepodzielne, są złożonymi systemami.

Atom składa się z jądra i powłoki elektronowej

Powłoka elektronowa - zbiór elektronów poruszających się wokół jądra

Jądra atomów są naładowane dodatnio, składają się z protonów (cząstek naładowanych dodatnio) p + i neutronów (bez ładunku) nie

Atom jako całość jest elektrycznie obojętny, liczba elektronów e– jest równa liczbie protonów p+, równej liczbie porządkowej pierwiastka w układzie okresowym.

Rysunek przedstawia planetarny model atomu, zgodnie z którym elektrony poruszają się po stacjonarnych orbitach kołowych. Jest to bardzo obrazowe, ale nie oddaje istoty, ponieważ w rzeczywistości prawa mikroświata są zgodne z mechaniką klasyczną, ale mechaniką kwantową, która uwzględnia właściwości falowe elektronu.

Zgodnie z mechaniką kwantową elektron w atomie nie porusza się po określonych trajektoriach, ale może się w nim znajdować każdy części przestrzeni jądrowej prawdopodobieństwo jego lokalizacja w różnych częściach tej przestrzeni nie jest taka sama.

Przestrzeń wokół jądra, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest wystarczająco duże, nazywa się orbitalem. (nie mylić z orbitą!) lub chmurą elektronów.

Oznacza to, że elektron nie ma pojęcia „trajektorii”, elektrony nie poruszają się ani po orbitach kołowych, ani po żadnych innych. Największa trudność mechaniki kwantowej polega na tym, że nie sposób sobie wyobrazić, że wszyscy jesteśmy przyzwyczajeni do zjawisk makrokosmosu, który podlega mechanice klasycznej, gdzie każda poruszająca się cząstka ma swoją własną trajektorię.

Tak więc elektron ma złożony ruch, może znajdować się w dowolnym miejscu w przestrzeni w pobliżu jądra, ale z różnymi prawdopodobieństwami. Rozważmy teraz te części przestrzeni, w których prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest wystarczająco duże - orbitale - ich kształty i kolejność wypełniania orbitali elektronami.

Wyobraź sobie trójwymiarowy układ współrzędnych, w środku którego znajduje się jądro atomu.

Najpierw zapełniany jest orbital 1s, który znajduje się najbliżej jądra i ma kształt kuli.

Oznaczenie dowolnego orbitalu składa się z liczby i litery łacińskiej. Liczba pokazuje poziom energii, a litera kształt orbity.

Orbital 1s ma najniższą energię, a elektrony na tym orbicie mają najniższą energię.

Ten orbital może zawierać nie więcej niż dwa elektrony. Na tym orbicie znajdują się elektrony atomów wodoru i helu (pierwsze dwa pierwiastki).

Konfiguracja elektronowa wodoru: 1s 1

Elektroniczna konfiguracja helu: 1s 2

Indeks górny pokazuje liczbę elektronów na tym orbicie.

Następnym pierwiastkiem jest lit, ma 3 elektrony, z czego dwa znajdują się na orbitalach 1s, ale gdzie znajduje się trzeci elektron?

Zajmuje następny najbardziej energetyczny orbital, orbital 2s. Ma również kształt kuli, ale o większym promieniu (orbital 1s znajduje się wewnątrz orbitalu 2s).

Elektrony na tym orbicie mają większą energię w porównaniu z orbitalem 1s, ponieważ znajdują się dalej od jądra. Na tym orbicie mogą znajdować się maksymalnie 2 elektrony.
Konfiguracja elektronowa litu: 1s 2 2s 1
Konfiguracja elektronowa berylu: 1s 2 2s 2

Następny pierwiastek, bor, ma już 5 elektronów, a piąty elektron wypełni orbital, który ma jeszcze większą energię – orbital 2p. P-orbitale mają kształt hantli lub ósemki i są rozmieszczone wzdłuż prostopadłych do siebie osi współrzędnych.

Każdy orbital p może pomieścić nie więcej niż dwa elektrony, więc trzy orbitale p mogą pomieścić nie więcej niż sześć. Elektrony walencyjne kolejnych sześciu pierwiastków wypełniają p-orbitale, dlatego są one określane jako p-elementy.

Konfiguracja elektronowa atomu boru: 1s 2 2s 2 2p 1
Konfiguracja elektronowa atomu węgla: 1s 2 2s 2 2p 2
Konfiguracja elektronowa atomu azotu: 1s 2 2s 2 2p 3
Konfiguracja elektronowa atomu tlenu: 1s 2 2s 2 2p 4
Konfiguracja elektronowa atomu fluoru: 1s 2 2s 2 2p 5
Konfiguracja elektronowa atomu neonu: 1s 2 2s 2 2p 6

Graficznie wzory elektronowe tych atomów przedstawiono poniżej:

Kwadrat to orbital lub komórka kwantowa, elektron jest oznaczony strzałką, kierunek strzałki to szczególna cecha ruchu elektronu - spin (można to uprościć jako obrót elektronu wokół własnej osi zgodnie z ruchem wskazówek zegara i przeciwnie do ruchu wskazówek zegara ). Musisz wiedzieć, że na tym samym orbicie nie mogą znajdować się dwa elektrony o takich samych spinach (dwie strzałki w tym samym kierunku nie mogą być narysowane w jednym kwadracie!). To jest to Zasada wykluczenia W. Pauliego: „W atomie nie może być nawet dwóch elektronów, w których wszystkie cztery liczby kwantowe byłyby takie same”

Jest jeszcze jedna zasada Reguła Gunda), wzdłuż której elektrony osadzają się na orbitalach o tej samej energii, najpierw jeden po drugim, i dopiero gdy każdy taki orbital zawiera już jeden elektron, rozpoczyna się zapełnianie tych orbitali drugimi elektronami. Kiedy orbital jest wypełniony dwoma elektronami, elektrony te nazywane są sparowane.

Atom neonu ma skompletowany zewnętrzny poziom ośmiu elektronów (2 elektrony s + 6 elektronów p = 8 elektronów na drugim poziomie energetycznym), taka konfiguracja jest energetycznie korzystna i wszystkie inne atomy dążą do jej zdobycia. Dlatego pierwiastki z grupy 8 A – gazy szlachetne – są tak obojętne chemicznie.

Następnym pierwiastkiem jest sód, numer seryjny 11, pierwszy pierwiastek trzeciego okresu, ma jeszcze jeden poziom energetyczny - trzeci. Jedenasty elektron zapełni kolejny orbital o najwyższej energii -3s.

Konfiguracja elektronowa atomu sodu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Następnie wypełniane są orbitale pierwiastków trzeciego okresu, najpierw wypełniany jest podpoziom 3s dwoma elektronami, a następnie podpoziom 3p sześcioma elektronami (podobnie jak w drugim okresie) do gazu szlachetnego argonu, który podobnie jak neon, ma ukończony ośmioelektronowy poziom zewnętrzny. Konfiguracja elektronowa atomu argonu (18 elektronów): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Czwarty okres zaczyna się od pierwiastka potasu (liczba atomowa 19), którego ostatni zewnętrzny elektron znajduje się na orbicie 4s. 20. elektron wapnia również wypełnia orbital 4s.

Po wapniu następuje seria 10 pierwiastków d, zaczynając od skandu (liczba atomowa 21), a kończąc na cynku (liczba atomowa 30). Elektrony tych atomów wypełniają orbitale 3d, których wygląd pokazano na poniższym rysunku.

Podsumujmy więc: