Зміст:
1.2: Принципи атомної структури (огляд)
Точна фізична природа атомів нарешті виникла в результаті серії елегантних експериментів, проведених між 1895 і 1915 роками. Найбільш помітним з цих досягнень став знаменитий експеримент Ернеста Резерфорда з розсіювання альфа-променів 1911 року, який встановив, що
- Майже вся маса атома міститься в крихітному (і тому надзвичайно щільному) , яке несе позитивний електричний заряд, значення якого ідентифікує кожен елемент і відоме як елемента.
- Майже весь обсяг атома складається з порожнього простору, в якому проживають електрони, основні носії негативного електричного заряду. Надзвичайно мала маса електрона (1/1840 маса водневого ядра) змушує його вести себе як квантова частинка, а це означає, що його розташування в будь-який момент неможливо вказати; найкраще, що ми можемо зробити, це описати його поведінку з точки зору ймовірності його прояву в будь-якій точці простору. Загальноприйнято (але дещо оманливе) описувати обсяг простору, в якому електрони атома мають значну ймовірність бути виявленими як електронна хмара. Останній не має певної зовнішньої межі, так само як і атом. Радіус атома повинен бути визначений довільно, наприклад, межа, в якій електрон може бути знайдений з 95% ймовірністю. Атомні радіуси зазвичай становлять 30-300 вечора.
Саме ядро складається з двох видів частинок. є носіями позитивного електричного заряду в ядрі; протонний заряд точно такий же, як і електронний заряд, але протилежного знака. Це означає, що в будь-якому [електрично нейтральному] атомі кількість протонів в ядрі (часто його називають ядерним зарядом) врівноважується однаковою кількістю електронів поза ядром. Інша ядерна частка – це . Як випливає з назви, ця частинка не несе електричного заряду. Маса його майже така ж, як і у протона. Більшість ядер містять приблизно однакові числа нейтронів і протонів, тому можна сказати, що ці дві частинки разом складають майже всю масу атома.
Оскільки електрони атома контактують із зовнішнім світом, можна втратити один або кілька електронів або додати деякі нові. Отриманий електрично заряджений атом називається іоном.
Елементи
На сьогоднішній день виявлено близько 115 різних елементів; за визначенням кожен хімічно унікальний. Щоб зрозуміти, чому вони унікальні, потрібно розібратися в будові атома (фундаментальної, окремої частинки елемента) і характеристиках його складових. Атоми складаються з електронів, протонів і нейтронів. Хоча це надмірне спрощення, яке ігнорує інші субатомні частинки, які були виявлені, цього достатньо для обговорення хімічних принципів. Деякі властивості цих субатомних частинок зведені в таблицю \(\PageIndex\) , яка ілюструє три важливі моменти:
- Електрони та протони мають електричні заряди, однакові за величиною, але протилежні за знаком. Відносні заряди −1 і +1 присвоюються електрону і протону відповідно.
- Нейтрони мають приблизно таку ж масу, як протони, але без заряду. Вони електрично нейтральні.
- Маса протона або нейтрона приблизно в 1836 разів перевищує масу електрона. Протони і нейтрони складають основну частину маси атомів.
Відкриття електрона і протона мало вирішальне значення для розробки сучасної моделі атома і забезпечує відмінне тематичне дослідження в застосуванні наукового методу. Насправді з’ясування структури атома – одна з найбільших детективів в історії науки.
| Частинка | Маса (г) | Атомна маса (amu) | Електричний заряд (кулони) | Відносний заряд |
|---|---|---|---|---|
| електрон | \(9.109 \times 10^\) | 0,0005486 | −1,602 × 10 −19 | −1 |
| протона | \(1.673 \times 10^\) | 1 007276 | +1,602 × 10 −19 | +1 |
| нейтрон | \(1.675 \times 10^\) | 1,008665 | 0 | 0 |
У більшості випадків символи елементів походять безпосередньо від назви кожного елемента, наприклад C для вуглецю, U для урану, Ca для кальцію та Po для полонію. Елементи також були названі за їх властивості [такі як радій (Ra) за його радіоактивність], для рідної країни вченого (s), який їх відкрив [полоній (Po) для Польщі], для іменитих вчених [курій (Cm) для Кюрі], для богів і богинь [селен (Se) для грецької богині Місяця, Селена], і з інших поетичних чи історичних причин. Деякі символи, що використовуються для елементів, які були відомі з античності, походять від історичних назв, які більше не використовуються; залишаються лише символи для позначення їх походження. Прикладами є Fe для заліза, від латинського ferrum; Na для натрію, від латинського natrium; і W для вольфраму, від німецького вольфраму. Приклади наведені в таблиці \(\PageIndex\) .
| Елемент | Символ | деривація | Значення |
|---|---|---|---|
| сурму | Сб | стібіум | Латинська означає «mark» |
| мідь | Cu | міді | від Cyprium, латинська назва острова Кіпр, основного джерела мідної руди в Римській імперії |
| золото | Au | аурум | Латинська означає «золото» |
| залізо | Fe | залізо | Латинська означає «залізо» |
| свинець | Пб | схил | Латинська означає «важкий» |
| ртуті | Hg | водраргирум | Латинська означає «рідке срібло» |
| калій | К | калій | від арабської al-qili, «луг» |
| срібло | Ag | Argentum | Латинська означає «срібло» |
| натрію | Na | натрій | Латинська означає «натрій» |
| олово | Сн | олова | Латинська означає «олово» |
| вольфраму | Ш | вольфрам | Німецьким для «вовчого каменю», тому що він заважав виплавці олова і вважалося, що пожирає олово |
Нагадаємо, що ядра більшості атомів містять нейтрони, а також протони. На відміну від протонів, кількість нейтронів не є абсолютно фіксованим для більшості елементів. Атоми, які мають однакову кількість протонів, а значить і однаковий атомний номер, але різну кількість нейтронів, називаються ізотопами. Всі ізотопи елемента мають однакову кількість протонів і електронів, а значить, вони демонструють однакову хімію. Ізотопи елемента відрізняються тільки своєю атомною масою, яка задається числом маси (А), сумою чисел протонів і нейтронів.
Елемент вуглець (С) має атомний номер 6, а це означає, що всі нейтральні атоми вуглецю містять 6 протонів і 6 електронів. У типовому зразку вуглецевмісного матеріалу 98,89% атомів вуглецю також містять 6 нейтронів, тому кожен має масове число 12. Ізотоп будь-якого елемента може бути однозначно представлений як \(^A_Z X\) , де X – атомний символ елемента. Таким чином, ізотоп вуглецю, який має 6 нейтронів \(_6^ C\) . Індексит, що вказує на атомний номер, насправді надлишковий, оскільки атомний символ вже однозначно вказує Z. отже, \(_6^ C\) частіше пишеться як 12 C, що читається як «вуглець-12». Тим не менш, значення Z зазвичай включається в позначення для ядерних реакцій, оскільки ці реакції включають зміни в Z.
Малюнок \(\PageIndex\) : Формалізм, що використовується для ідентифікації специфічного нукліду (будь-якого конкретного виду ядра)
Крім того \(^C\) , типовий зразок вуглецю містить 1,11% \(_6^ C\) ( 13 С), з 7 нейтронами і 6 протонами, і слід \(_6^ C\) ( 14 С), з 8 нейтронами і 6 протонами. Однак ядро 14 С не є стабільним, але зазнає повільного радіоактивного розпаду, що є основою методики датування вуглець-14, використовуваної в археології. Багато елементів, крім вуглецю, мають більше одного стабільного ізотопу; олово, наприклад, має 10 ізотопів. Властивості деяких поширених ізотопів наведені в табл. \(\PageIndex\) .
| Елемент | Символ | Атомна маса (amu) | Ізотоп Масове число | Ізотопні маси (аму) | Відсоток достатку (%) |
|---|---|---|---|---|---|
| водню | Ч | 1.0079 | 1 | 1,007825 | 99.9855 |
| 2 | 2.014102 | 0.0115 | |||
| бор | Б | 10.81 | 10 | 10.012937 | 19.91 |
| 11 | 11.009305 | 80.09 | |||
| вуглець | C | 12.011 | 12 | 12 (визначено) | 99.89 |
| 13 | 13.00355 | 1.11 | |||
| кисень | O | 15.9994 | 16 | 15.99 4915 | 99.757 |
| 17 | 16.999132 | 0,0378 | |||
| 18 | 17.999161 | 0,205 | |||
| залізо | Fe | 55.845 | 54 | 53 939611 | 5.82 |
| 56 | 55.934938 | 91.66 | |||
| 57 | 56.935394 | 2.19 | |||
| 58 | 57,933 276 | 0,33 | |||
| уран | У | 238.03 | 234 | 234.040952 | 0,0054 |
| 235 | 235.043930 | 0,7204 | |||
| 238 | 238.050788 | 99.274 |
Джерела ізотопних даних: G. Audi et al., Ядерна фізика A 729 (2003): 337—676; J. C. Kotz і K.F. Purcell, Хімія та хімічна реакційна здатність, 2-е видання, 1991.
Елемент з трьома стабільними ізотопами має 82 протони. Окремі ізотопи містять 124, 125 і 126 нейтронів. Визначте елемент і напишіть символи для ізотопів.
Задано: кількість протонів і нейтронів
Запитано: елемент і атомний символ
- Зверніться до таблиці Менделєєва і використовуйте кількість протонів для ідентифікації елемента.
- Обчисліть масове число кожного ізотопу, склавши разом числа протонів і нейтронів.
- Дайте символ кожного ізотопу з масовим числом у вигляді верхнього індексу та кількістю протонів як індекс, обидва записані зліва від символу елемента.
A Елемент з 82 протонами (атомний номер 82) – свинець: Pb.
B Для першого ізотопу A = 82 протони+124 нейтрони = 206. Аналогічно, А = 82 + 125 = 207 і А = 82 + 126 = 208 для другого і третього ізотопів відповідно. Символами для цих ізотопів є \(^_Pb\) \(^_Pb\) , і \(^_Pb\) , які зазвичай скорочуються як \(^Pb\) \(^Pb\) , і \(^Pb\) .
Визначте елемент з 35 протонами і напишіть символи для його ізотопів з 44 і 46 нейтронами.
Резюме
Атом складається з дискретних частинок, які керують його хімічною та фізичною поведінкою. Кожен атом елемента містить однакову кількість протонів, що є атомним номером (Z). Нейтральні атоми мають однакову кількість електронів і протонів. Атоми елемента, що містять різну кількість нейтронів, називаються ізотопами. Кожен ізотоп даного елемента має однаковий атомний номер, але різне масове число (A), яке є сумою чисел протонів і нейтронів. Відносні маси атомів повідомляються за допомогою атомної одиниці маси (amu), яка визначається як одна дванадцята маси одного атома вуглецю-12, з 6 протонами, 6 нейтронами та 6 електронами.
Recommended articles
1.1: Атомна та електронна структура
Знайома модель атома – це маленьке ядро, що складається з протонів і нейтронів, оточених швидко рухомими електронами. Як правило, атомний діаметр знаходиться на порядку, \(10^ <-10>\mathrm\) тоді як діаметр ядра знаходиться на порядку \(10^ \mathrm\) . Протони і нейтрони мають приблизно однакову масу (1,00728 і 1,00867 аму відповідно) і кожен приблизно в 1800 разів важчий, ніж електрон. Нейтрон електрично нейтральний, але протон має позитивний заряд ( \(\left(+1.6 \times 10^\right.\) кулон*), який прямо протилежний негативному заряду електрона. У нейтральному атомі кількість електронів навколо ядра дорівнює кількості протонів в ядрі. Кількість протонів в ядрі («атомний номер», Z) характеризує хімічний елемент. Атоми даного елемента мають однакову кількість протонів, але можуть мати різну масу. Атомний масовий номер атома \(A\) ,, \(N\) задається тим \(A=Z+N\) , де число нейтронів в ядрі. Оскільки елемент характеризується виключно тим \(Z\) , що з цього випливає, що атоми даного хімічного елемента можуть мати різну кількість нейтронів. Підвиди хімічних елементів з однаковими, \(Z\) але різними \(\mathrm\) і \(\mathrm\) називаються ізотопами. Атомна вага елемента – це середньозважене значення атомних мас різних природних ізотопів елемента, а шкала атомної ваги базується на значенні рівно 12, після ізотопу вуглецю, який має атомний масовий номер 12. * Загальноприйнята міжнародна система одиниць.
ЯДРА
Ядро атома важить менше суми ваг його ізольованих складових частинок. Різниця між фактичною масою і масою компонентів називається дефектом маси. Масовий \(\Delta \mathrm
ПОЗАЯДЕРНІ ЕЛЕКТРОНИ В АТОМАХ
- (позаядерний) електрон може припускати тільки різні (квантовані) енергетичні рівні або стани.
- У таких енергетичних рівнях електрони в русі не будуть випромінювати (розпушувати) енергію; на зміні енергетичних рівнів бере участь випромінювання, еквівалентне різниці енергій між рівнями.
- Стабільні стани атома передбачають рух електронів по кругових орбітах.
- Кутовий момент електронів на орбіті (mvr) – це інтегральне число \(\mathrm / 2 \pi\) одиниць:
Пікторальний вигляд атомної моделі Бора візуалізує електрони, що обертаються зі швидкістю ( \(\mathrm\) ) у чітко визначених сферичних орбіталах радіуса ( \(r\) ) навколо ядра. Кутовий імпульс орбітальних електронів може, як зазначено вище, тільки припускати певні значення, \(n \times h / 2 \pi\) де \(n\) (зване головним квантовим числом) може приймати будь-яке натуральне ціле значення, тобто 1, 2, 3, 4 і т.д. до нескінченності (рис.1).
Атом водню
Припускаючи куломбічну взаємодію і застосовність ньютонівської механіки, для атома водню можуть бути безпосередньо отримані наступні значення:
\ почати
&r_ =\ dfrac h^ \ варепсилон_ > <\ pi m^ >\ квад (n=1,2,3,4,\ текст )\\
&r_ =n^ \ раз\ текст =n^ \ ліворуч (0.529\ раз 10^ \ праворуч) m
\ end
Видно, що найменша електронна орбіта у водні – стабільна орбіта – дана для \(n=1\) ат \(r_=0.529 \AA\) . Також видно, що \(r\) збільшується с \(n^\left(r=n^ r_\right)\) .
Ця залежність вказує на те, що електронні орбіти зі збільшенням основного квантового числа \((n)\) припускають зменшення негативних значень ( \(\left(1 / n^\right)\) при цьому граничне значення \((n \rightarrow \infty\) ) дорівнює нулю. Для зручності часто прийнято виражати електронні енергії в терміні хвильових чисел \((\bar)\) з одиницями \(\left[\mathrm^\right]\) . Це перетворення може бути легко зроблено з тих пір \(E=h v\) . Таким чином:
Підставивши числові значення для всіх констант, отримаємо:
(де знову \(\mathrm\) ж таки основне квантове число, яке може приймати значення 1,2,3,4 тощо Значення 10973500 називається постійною Рідберга \(\left(\mathrm\right.\) ; також \(\mathrm_<\mathrm
Енергетичні зміни, пов’язані з електронними переходами і супутнім випромінюванням випромінювання (або поглинанням випромінювання), можна просто розрахувати наступним чином:
\(n_\) Ось основне квантове число зовнішньої орбіти і \(n_\) є внутрішньою орбітою. У \(\bar\) перерахунку на хвильове число, отримаємо для випромінювання випромінювання:
\ почати
&\ Дельта\ математика =10973500\ ліворуч [\ frac _ ^ > -\ frac > ^ >\ праворуч]\ час\ mathrm \\
&\ Дельта\ математика =\ математика \ ліворуч (\ frac _ > ^ > -\ frac ^ >\ праворуч]\ mathrm \\
&\ Дельта\ математика =2.1798\ раз 10^ \ ліворуч [\ frac _ ^ > -\ frac > ^ >\ праворуч]\ mathrm \\
&\ Delta\ mathrm = математика _ _ > -\ математика _ _ >\\
&\ текст =\ Дельта\ математика =\ математика _ _ > -\ математика < E>_ _ >\\
&\ бар =R\ лівий [\ frac
\ кінець
Електронні переходи (рис. 2) зручно представлені в так званих термінових схемах.
Багатоелектронні системи
Обмеження атома Бора стали очевидними незабаром після його встановлення. Наприклад, атом урану вимагатиме 92 електронних орбіт, і йому доведеться припустити розмір, який несумісний з експериментальними фактами. Перші модифікації моделі Бора були зроблені Зоммерфельдом, який ввів додаткові квантові умови: Беручи до уваги, що окремі гострі спектральні лінії розбиваються на кілька ліній (трохи відрізняються \(\lambda\) ), якщо світлове випромінювання відбувається в магнітному полі (ефект Зеемана), наступні картина вийшла з атома Бора: електронні сферичні орбіти (оболонки)
можуть мати суборбіталі (орбіти), які є еліптичними з різним ексцентриситетом – керованими додатковим квантовим числом, орбітальним квантовим числом (I). Ексцентричні орбіталі можуть припускати лише певні просторові орієнтації, керовані магнітним числом \((\mathrm)\) , у зовнішньому магнітному полі. Спостережувана магнітна поведінка елементів вимагало додаткового квантування (Уленбека) – введення спінового квантового числа (ів).
Згідно квантової теорії Бора-Зоммерфельда, електрони рухаються навколо ядра атома по чітко визначених орбітах, кожна з яких характеризується чотирма числами, званими квантовими числами. Електрон, що рухається по орбіті, близькій до ядра, має більшу (негативну) енергію, ніж одиниця на зовнішній орбіті. Тому енергія необхідна для переміщення електрона з внутрішньої на зовнішню орбіту (з меншою негативною енергією). І навпаки, енергія виділяється (як випромінювання) під час переходу електрона з зовнішньої на внутрішню орбіту. (Електромагнітне) випромінювання, що випускається складається з дискретних утворень або квантів, які називаються фотонами. Енергія випромінюваних фотонів задається різницею енергії між двома задіяними орбітами і пов’язана з частотою або довжиною хвилі електромагнітного випромінювання: \(v\) \(\lambda\)
де \(h\) називається постійною Планка, \(E_\) і \(E_\) є енергіями зовнішньої і внутрішньої орбіт відповідно і \(c\) є швидкість світла. За допомогою (спектроскопічних) спостережень частот або довжин хвиль випромінювання, що випромінюється збудженим атомом (атомом з збудженим електроном), можна визначити відмінності рівнів енергії електронів. На малюнку 1 показані такі енергетичні рівні, отримані в результаті вимірювань довжин хвиль випромінювання, випромінюваного атомним воднем, збудженого електрично в газорозрядній трубці.
Для уточнення просторового розташування і енергій електронів в атомі потрібно використання чотирьох квантових чисел. «Основне квантове число» \((n)\) , визначає розмір оболонки, в якій конкретний електрон обертається навколо ядра; воно також багато в чому визначає його енергію. Значення \(n\) обмежується інтегральними значеннями: \(n=1,2,3\) і так далі. \(A\) Значення \(n=1\) означає, що електрон існує в найнижчому енергетичному стані і його орбіта знаходиться у внутрішній дозволеній оболонці, максимально наближеній до ядра. Послідовно вищі енергетичні стани представлені \(n=2,3\) і т.д. таким чином повинно бути зрозуміло, що основне квантове число самого зовнішнього орбітального електрона визначає, в принципі, розмір даного атома. Для зручності часто використовуються літери для характеристики електронних оболонок і \(n=1,2,3,4\) т.д. в буквеному позначенні:
Друге квантове число, ( \(I\) ), називається «орбітальним» або «азимутальним квантовим числом». У ньому вказується кутовий момент орбітальних електронів і, в незначній мірі, їх енергія. «I» може припускати лише інтегральні значення, починаючи від \(I=0\) до \(I=(n-1)\) (де \(n\) головне квантове число). Відповідно, для \(n=1\) ( \(K\) оболонки) я можу тільки припустити значення 0. Для \(n=2\) , \(I=0\) або \(I=1\) можливо і т.д. для зручності знову використовуються літери для вказівки електронного стану (орбіти) в даній оболонці (характеризується \(\mathrm\) ), відповідної другому квантовому числу:
\ begin вирівняний> &I = 0=\ mathrm \ текст \\
&I =\\ mathrm
\ text \
&I = 2 =\ mathrm \ текст \
&I = 3 =\ mathrm \ текст <орбіта)>
\ кінець
Електрон з \(I=0\) знаходиться в s-квантовому стані (коротше кажучи, це s-електрон), один з \(I=1\) знаходиться в р-стані і т.д. таким чином, електрон з головним квантовим числом \(n=3\) і орбітальним квантовим числом \(I=1\) називається \(3 p\) електроном (електрон в \(M\) оболонці знаходиться в р орбітальна).
Третє квантове число \((\mathrm)\) , зване «магнітним квантовим числом», контролює кількість дозволених просторових орієнтацій («виродження») кожної орбіти, що характеризується \(I\) в даній оболонці [характеризується \((\mathrm)\) ]. (Вироджені стани мають однакову енергію. «Виродження» зникає при наявності магнітного поля, де різна просторова орієнтація орбіт припускають різні енергетичні значення.) Загальна кількість допустимих орбітальних орієнтацій для будь-якої орбітальної \((2 I+1)\) , \(l\) що характеризується, відповідає \(m\) значенням \(I\) , \((I-1),(I-2), \ldots, 0,-1,-2, \ldots,-l\) . Електронний стан з \(I=0\) обов’язково має тільки \(\mathrm=0\) і, таким чином, не має спрямованої орієнтації в просторі; це сферична орбіта. З іншого боку, p-стан \((I=1)\) дозволяє \(m\) значення \(-1,0,+1\) . Отримані три можливі орієнтації перпендикулярні один одному (як показано на рис.4).
Перші три квантові числа \((\mathrm, /\) і \(\mathrm)\) визначають атомні електронні орбіталі. Вони пов’язані відповідно до розміру, форми і просторової орієнтації орбіти. Четверте квантове число, s, (називається «електронним спіновим квантовим числом»), може бути інтерпретовано як визначальне для орбітального електрона напрямок електронного спина навколо власної осі. ” \(s\) ” може припускати значення \(+1 / 2\) (паралельний спін) і \(-1 / 2\) (антипаралельний спін). Для нотаційних цілей позитивний s зручно представляється як, \(\uparrow\) а негативний – \(s\) як \(\downarrow\) .
Тепер ми можемо узагальнити наші висновки про електронні стани в атомах. Будь-електрон в атомі визначається чотирма квантовими числами, а саме:
- Головне квантове число (n), яке може мати будь-яке додатне інтегральне значення, крім нуля. (На практиці через нестабільність важких ядер атоми, що містять електрони зі \(\mathrm\) значеннями більше 7, невідомі.)
- Орбітальне або азимутальне квантове число ( \(I\) ), яке є цілим числом і може мати будь-яке додатне значення менше \(n\) , включаючи нуль.
- Магнітне квантове число \((\mathrm)\) , яке також є цілим числом і може мати будь-яке додатне або від’ємне значення, рівне або менше I, включаючи нуль.
Важливий закон дозволяє нам використовувати ці квантові правила для характеристики електронних станів у багатоелектронних системах: Принцип виключення Паулі. У ньому зазначено, що в будь-якому атомі немає двох електронів не може мати однакових чотирьох квантових чисел. З цього принципу випливає, що кожна електронна орбіталь може вмістити не більше двох електронів, що відрізняються своїм спіновим квантовим числом, яке буде \(+1 / 2\) для одного електрона, а \(-1 / 2\) для іншого електрона. (Принцип Паулі заснований на тому, що роздільне існування будь-якого електрона залежить від його неруйнування інтерференцією, тобто від його хвильової природи.)
Ще один корисний факт, який, як правило, спрощує розуміння електронних структур, полягає в тому, що (за винятком, заявленими коротко) квантові стани для електронів слідують правилу (Принцип Ауфбау) \(m\) , що найнижчі, I та \(n\) числа, що відповідають Паулі принцип виключення, вибираються спочатку електронами в багатоелектронних атомах. (Для спінових квантових чисел \(+1 / 2\) значення надається пріоритет над \(-1 / 2\) значенням.) Застосовність цього правила обмежена системами, в яких орбіталі, визначені вибраним набором квантових чисел з найменшим можливим числовим значенням, відповідають орбіталям найнижчої енергії, оскільки у всіх випадках найнижчі енергетичні рівні заповнюються першими. Нарощування електронних станів атома отримують шляхом розміщення електронів спочатку на орбіталі найнижчої енергії (принцип ауфбау або «принцип побудови»).
Хвильова механіка (введена Шредінгером), на відміну від квантової теорії, заснованої на планетарній моделі, стверджує, що електрон в атомі не можна розглядати як частинку, що має орбіту з певним радіусом. Натомість існує ймовірність того, що електрон знаходиться в певних просторових положеннях. Отже, місце розташування електрона найкраще описується з точки зору його розподілу щільності ймовірності, яке іноді називають електронною хмарою. Просторова симетрія розподілу ймовірностей залежить від електронного стану. Електронна хмара сферично симетрична для s-електронів, але більш складна для електронів в p-стані. Приклади цих розподілів наведені на рис. 3 для \(1 \mathrm\) і \(2 p\) електронів.
ЕНЕРГЕТИЧНІ РІВНІ ТА ПРИНЦИП АУФБАУ
Розглянемо атом елемента, що містить один позаядерний електрон: водень; для електронейтральності заряд на ядрі повинен бути \(+1\) . Цей орбітальний електрон (в наземному стані – найнижчому можливому, найбільш стабільному стані) матиме найнижчі доступні квантові числа в \(n, I\) і \(m\) . Тобто \(n=1\) ; отже, \(I=0\) і \(m=0\) ; також, \(s=+1 / 2\) .
У двоелектронному атомі гелію один електрон матиме ті ж квантові числа, що і електрон у водні, а інший електрон матиме квантові числа \(n=1, I=0\) , \(m=0\) і \(s=-1 / 2\) . Елемент атомного номера 3 (літій) матиме два електрони з тими ж квантовими числами, що і електрони гелію, плюс один електрон з квантовими числами \(n=2, I=0, m=0, s=+1 / 2\) . [Зауважте, що для третього електрона \(n\) має бути 2, оскільки такі стани, як \((n=1, I=1)\) \((n=1, I=0, m=1)\) або не \((n=1, I=0, m=-1)\) допускаються. Аналогічно квантові числа для додаткового електрона в берилії (атомний номер 4) є \(n=2, I=0, m=0, s=-1 / 2\) . Наступний електрон для бору (атомний номер 5) має значення \(n=2, I=1, m=-1, s=+1 / 2\) і так далі.
Застосовуючи принцип ауфбау до орбітального заповнення зі збільшенням атомного номера, ми досі зробили висновок про тенденцію енергій електронів слідувати в тому ж порядку, що і основні квантові числа; тобто послідовні електронні оболонки заповнюються зі збільшенням \(\mathrm\) . Це поняття дотримується не у всіх інстанціях. Наприклад, електрони з квантовими числами \(n=3, I=2\) (і різними \(m\) значеннями) мають вищу енергію, ніж ті з \(n=4, I=0\) . Інші інверсії відбуваються з \(n=4\) і вище. Ці явні порушення в принципі ауфбау, що є результатом енергійного перекриття орбіталей в послідовних оболонках, призводять до часткового заповнення оболонок і появи груп так званих перехідних елементів. Групи характеризуються (за незначними винятками) ідентичними зовнішніми конфігураціями електронної оболонки і тому не виявляють, зі збільшенням атомного номера, (очікуваної) зміни властивостей, що спостерігаються при регулярному заповненні оболонки для елементів 2-18. (У перехідних елементах зі збільшенням атомного номера електрони розміщуються в нижніх лежачих оболонках, які залишалися порожніми через згадане вище енергетичне перекриття їх орбіталей.) Енергетичні рівні різних орбіталей в оболонках зі збільшенням \(\mathrm\) схематично вказані на рис.4.
Іншим фактором застосування принципу ауфбау є Правило Гунда, яке стверджує, що в атомах електрони, як правило, спочатку заповнюють дані орбіталі ( \(m\) рівні) поодинці (з непарними спинами і спіновим квантовим числом, рівним \(+1 / 2\) ). Тільки після того, як всі \(m\) рівні, пов’язані з певним значенням I в даній оболонці, були використані для одноелектронної окупації, відбувається подвоєння електронів на \(m\) рівні. Таким чином, додатковий електрон для вуглецю (атомний номер 6) має квантові числа, \(n=2, I=1, m=0, s=+1 / 2\) а не \(n=2, I=1, m=-1, s=-1 / 2\) . І наслідки інверсії енергії, і правління Гунда дуже очевидні при розгляді електронної конфігурації елементів \(Z=18, 19,20\) і \(21\) .
Відносні енергії орбіталів в нейтральних багатоелектронних атомах. Електрони завжди прийматимуть найнижчі доступні енергетичні стани. Відповідно, зі збільшенням атомних номерів, 4s стани будуть заповнені до 3d станів, наприклад.
Орбітальні множини s, p, d та f:
Використовувані в даний час позначення не є найзручнішим способом позначення енергетичних рівнів (і хвильових функцій), зайнятих електронами в атомах. Більш інформативним способом є код, написаний наступним чином: спочатку задається основне квантове число, а потім умовна буква, яка позначає азимутальне (орбітальне) квантове число і, у верхньому індексі, кількість електронів з цим азимутальним квантовим числом. Код електронного стану заземлення у водні, отже, є \(1 \mathrm^\) , для гелію \(1 \mathrm^\) \(1 s^ 2 s^\) , літію \(1 s^ 2 s^\) , берилію \(1 s^ 2 s^ 2 p^\) , бору та ін. (Див. Рис. Ви зауважите, що магнітне квантове число не було вказано, але це можна зробити, коли потрібно, \(p_\) \(m=-1, p_\) записуючи коли (m = +1\) і \(p_\) коли \(m=0\) . Подібні коди існують для \(f\) рівнів \(d\) і. Зазвичай такі індекси не вказуються, і в такому випадку розгляду правила Гунда не потрібно.
Важливим фактом, який слід пам’ятати, є те, що кількість електронів в будь-якому \(s, p, d\) або \(f\) рівні обмежена: Існує, як відомо, максимум два електрони на будь-якому рівні зі спіновими числами \(+1 / 2\) і \(-1 / 2\) . Для \(p\) рівнів,/є одне і, отже, три \(m\) значення \((-1,0\) , \(+1\) ), кожен з яких має два електрони спінового числа \(+1 / 2\) і \(-1 / 2\) , в результаті чого максимум шість \(p\) електронів в будь-якій \(p\) орбітальній системі. Читач повинен підтвердити, що десять електронів є максимумом в d системі орбіталей і 14 в \(\mathrm\) системі орбіталей.
ПОТЕНЦІАЛ ІОНІЗАЦІЇ
Електрони можуть бути видалені з ізольованих атомів шляхом бомбардування іншими електронами та теплом, наприклад. Робота (енергія), необхідна для видалення найбільш слабо зв’язаного (зовнішнього) електрона з ізольованого атома, відома як «енергія іонізації». Ця енергія іноді перераховується в одиницях Джоулів. Найчастіше енергії іонізації задаються з точки зору «потенціалу іонізації». Потенціал іонізації – це потенціал (V), який прискорить електрон у спокої, щоб він набував кінетичну енергію, достатню для вилучення зовнішнього (найбільш вільно пов’язаного) електрона з атома. Цей потенціал становить 13,595 Вольт (як зазначено в ПТ) для іонізації атома водню. Можна також сказати, що електрон пов’язаний з протоном (негативною) енергією, еквівалентною енергії електрона, прискореної потенціалом \(13.595\) Вольта. [Якщо ви зробите розмірний аналіз, ви визнаєте, що заряд (е) разів потенціалу (V) має розміри енергії, \(\left(\mathrm^ \mathrm^ \cdot \mathrm^\right)\) а 1 електрон-вольт \((1 \mathrm)\) відповідає \(1.6 \times 10^\) джоулям.] (Зверніть увагу, що перші енергії іонізації задаються як перші потенціали іонізації \((\mathrm)\) в Періодичній таблиці елементів; див. також меню курсу 3.091.)
Показово, що інертні або благородні гази мають одні з найвищих потенціалів іонізації. Це відображає той факт, що ці елементи мають достатньо електронів, щоб повністю заповнити оболонку або підоболонку, які утворюють стабільні конфігурації. З іншого боку, потенціали іонізації атомів лужних металів (Li, Ni та ін.) Низькі – найнижчі, що у \(\mathrm\) , є лише \(3.89 \mathrm\) . Причиною цього є те, що атоми лужних металів мають один зовнішній s-електрон поза стабільною електронною структурою атома інертного газу. Отже, цей єдиний електрон в
зовнішня нова оболонка може бути видалена відносно легко. (Другий і послідовний потенціали іонізації таких атомів все більше.)
З хімічної та фізичної точки зору встановлено, що чи є атом нейтральним або іонізованим, а також ізольованим або комбінованим, призводить до чітко різних характеристик. Слід визнати, що позначення, використані раніше для нейтральних атомів, також можуть застосовуватися для електронних структур іонів. Електронні конфігурації атома заліза та двох іонів заліза наведені нижче.
СПОРІДНЕНІСТЬ ЕЛЕКТРОНІВ
Як ми побачимо пізніше, тенденція деяких атомів приймати, а також втрачати електрони важлива для визначення того, як атоми поєднуються між собою. Тоді як видалення електрона завжди вимагає витрат енергії, прийняття одного додаткового електрона атомом, як правило, супроводжується виділенням енергії. Кількість енергії, що виділяється при отриманні електрона, називається спорідненістю електронів (або «спорідненістю першого електрону»). Елементи зліва від таблиці Менделєєва (метали) та інертні гази на зовнішньому правому куті мають низьку електронну спорідненість, тоді як неметали мають вищі. Особливо висока електронна спорідненість атомів галогену тощо) може бути пов’язана з тим \((\mathrm, \mathrm\) , що всі ці елементи не мають одного електрона, який би забезпечував стабільну електронну структуру інертного газу. Купуючи додатковий електрон, вони підвищують свою стабільність, оскільки додатковий електрон переходить в орбіту, не маючи одного електрона, і таким чином призводить до стабільної \(s^ p^\) , октетної конфігурації. (Див. Рис. 5.)
АТОМНИЙ РОЗМІР
Розмір або об’єм ізольованого атома важко визначити явно, оскільки в електронній хмарній моделі атома розподіл густини ймовірності теоретично досягає нуля лише на нескінченності. Тим не менш, електронна щільність падає настільки швидко на невеликій відстані від ядра, що може бути зроблено деяке наближення розмірів. Наприклад, в атомі водню електронна щільність дуже майже нульова на відстані \(1.2 \AA\left(1.2 \times 10^ \mathrm\right)\) від ядра. Задача визначення атомного розміру спрощена в молекулах і твердих тілах тим, що досить точні розміри можуть бути визначені з міжатомних відстаней, які можуть бути виміряні за допомогою дифракційних методів. Таким чином, в \(\mathrm_\) молекулі атоми знаходяться тільки \(0.72 \AA\) один від одного, що визначається з відстані між ядрами. У цьому випадку радіус атомів водню приймається рівним \(0.37 \AA\) , хоча розмір \(\mathrm_\) молекули значно більше, ніж в чотири рази більше цієї величини.
Повинно бути очевидним, що атомний радіус залежить від того, ізольований атом або об’єднаний з іншими атомами. Радіус ізольованого атома називається радіусом ван дер Ваальса, радіус зв’язаного атома в молекулі – ковалентним радіусом, а радіус зв’язаного атома в металі – металевим радіусом. Ван дер Ваальса, ковалентні і металеві радіуси для деяких елементів перераховані в деяких періодичних таблицях елементів. Радіуси позитивних іонів (катіонів) та негативних іонів (аніонів) відрізняються від радіусів ван дер Ваальса. (Див. Меню курсів 3.091 на Афіні.)
ЗРАЗОК ПРОБЛЕМА
Для водню обчислити радіус ( \(r\) ) і енергетичний \(\left(E_\right)\) рівень електрона в найнижчому енергетичному стані (наземному стані).
Розмір першої дозволеної орбіти можна обчислити, вимагаючи, щоб відцентрова сила орбітального електрона врівноважувалася куломбічним притяганням до ядра.
Згідно Бору, кутовий момент електрона (mvr) квантується в одиницях \(\mathrm / 2 \pi\) :
При цих квантових умовах \(r\) для першої дозволеної орбіти стає:
\(r_=0.529 \times 10^ \mathrm=0.529 \AA\)
Кінетична енергія електрона є \(1 / 2 \mathrm^\) . Потенційна енергія як функція відстані від ядра задається законом Кулона як:
Загальна енергія – це сума кінетичної і потенційної енергій.
Баланс привабливих і відразливих сил вимагає, щоб:
\ почати
&\ математика _ > =-2.179\ раз 10^ \ математика \\
&\ mathrm _ > =-13.6\ mathrm
\ кінець
ВИЗНАЧЕННЯ
АТОМ: Основна складова речовини, що складається з ядра, оточеного електронами.
АТОМНИЙ НОМЕР МАСИ (A): Об’єднана кількість протонів і нейтронів у певному ядрі.
АТОМНИЙ НОМЕР (Z): Кількість протонів у певному ядрі, характерному для хімічного елемента.
(1) Зважена маса природних атомів, які складають елемент, відносно значення рівно 12 для \(C^\) .
(2) Маса, в грамах, одного моля хімічного елемента.
ЕЛЕКТРОН: Негативно заряджена субатомна частинка.
ЕЛЕКТРОННА СПОРІДНЕНІСТЬ: Кількість енергії, що виділяється при додаванні електрона до мінімально можливого енергетичного рівня нейтрального атома.
РОЗПОДІЛ ЕЛЕКТРОННОЇ ЩІЛЬНОСТІ/РОЗПОДІЛ ЩІЛЬНОСТІ ЙМОВІРНОСТІ: Просторовий розподіл електрона в атомі залежно від його набору квантових чисел.
ЕЛЕКТРОННА КОНФІГУРАЦІЯ: Скорочені позначення, що використовуються для позначення заповнюваності енергетичних рівнів в окремому атомі.
РІВЕНЬ ЕНЕРГІЇ: Дискретний енергетичний стан електрона в атомі, залежно від його набору квантових чисел.
ПЕРШИЙ ПОТЕНЦІАЛ ІОНІЗАЦІЇ: Робота, яка повинна бути витрачена для видалення електрона з нейтрального атома в його наземному стані.
ОСНОВНИЙ СТАН: Найнижчий енергетичний стан атома. Всі електрони займають енергетичні рівні послідовно від найнижчого рівня.
HALF-LIFE: Час, необхідний для того, щоб половина атомів нестабільного радіоактивного ізотопу розпалася або для реакції, щоб перейти до 50% завершення.
ІОН: Заряджений атом, який має або надлишок, або дефіцит електронів щодо свого ядерного заряду.
ІЗОТОП: Форма елемента, що має однаковий атомний номер, але інший атомний масовий номер (або атомну вагу), ніж інші форми елемента. Як правило, ізотопи елемента проявляють практично однакову хімічну поведінку, але можуть проявляти досить різну ядерну і фізичну поведінку.
НЕЙТРОН: Нейтральна субатомна частка, що має приблизно таку ж масу, як і протон.
ЯДРО: Надзвичайно щільна, невелика частина атома, з радіусом приблизно \(10^\) , що атома і містить понад 99% атомної маси.
ORBITAL: Мальовниче позначення, що стосується існування електрона всередині підоболонки, залежно від магнітного квантового числа, м Кожна орбіталь може містити максимум два електрони, що мають протилежні спини – тобто квантові числа електронів \(+1/2\) або \(–1/2\) .
ПРИНЦИП ВИКЛЮЧЕННЯ ПАУЛІ: Твердження, що кожен електрон в атомі повинен мати певний набір унікальних квантових чисел.
ПЕРІОДИЧНА ТАБЛИЦЯ: Діаграма, що поєднує хімічні елементи в порядку збільшення атомного номера та в групах, що мають подібну хімічну поведінку та подібні зовнішні електронні конфігурації.
ФОТОН: Квантова, або мінімальна одиниця, електромагнітної енергії. Енергія дорівнює постійній Планка, h, раз частоти \(ν\) , випромінювання.
ПРОТОН: Позитивно заряджена субатомна частинка, заряд якої точно протилежний заряду електрона і маса якої приблизно в 1800 разів перевищує електрон.
КВАНТОВІ ЧИСЛА: Серія дискретних чисел, які каталогізують стан електрона і які можуть бути отримані з хвильової механіки.
ОБОЛОНКА: Мальовниче позначення, що відноситься до електронів, що мають однакове основне квантове число, n, часто вказує на загальний енергетичний рівень електрона.
Subshell: Мальовниче позначення, що відноситься до стану електронів всередині оболонки, залежно від другого квантового числа \(l\) , і вказує на просторовий розподіл електрона.
§ 8. Будова молекули води. Поняття про водневий зв’язок та його значення
Ви вже знаєте, що вода — речовина молекулярної будови. Молекулу води можна уявити у вигляді рівнобічного трикутника, у вершині якого розташований атом Оксигену, а в основі — два атоми Гідрогену (мал. 15). Дві пари електронів усуспільнені між атомами Гідрогену й атомом Оксигену, а дві пари неподілених електронів орієнтовані по інший бік Оксигену. В молекулі води є два полярні ковалентні зв’язки Н—О.
Мал. 15. Схема структури молекули води
• Поясніть, чому ці зв’язки полярні. Внаслідок перекривання яких орбіталей вони утворилися?
• Пригадайте розміщення електронів у атомі Оксигену й атомі Гідрогену, покажіть їхнє розміщення за енергетичними комірками.
Отже, в молекулі води атом Оксигену має чотири електронні пари. Дві з них беруть участь в утворенні ковалентних зв’язків з атомами Гідрогену. В молекулі виникає чотири полюси зарядів: два — позитивні й два — негативні. Позитивні заряди скупчені біля атомів Гідрогену, оскільки Оксиген має більшу електронегативність, ніж Гідроген. Два негативні полюси припадають на дві електронні пари Оксигену.
Отже, молекули води полярні, вони являють собою диполь. Молекули води мають кутову будову. Кут між двома зв’язками Н—О становить 104,5°.
Таке уявлення про будову молекули води дає змогу пояснити структуру льоду. У кристалічних ґратках льоду кожна молекула води оточена чотирма такими самими молекулами (мал. 16).
Мал. 16. Айсберг (від нім. Eisberg — льодяна гора) і площинне зображення структури льоду
• Спробуйте самостійно пояснити механізм утворення хімічного зв’язку.
На схемі видно, що позитивно заряджений атом Гідрогену однієї молекули води притягується до негативно зарядженого атома Оксигену іншої молекули води. Утворюється водневий зв’язок (позначається трьома крапками) (мал. 17).
Мал. 17. Водневий зв’язок
Хімічний зв’язок, що виникає між атомом Гідрогену, зв’язаним із сильно електронегативними елементами (найчастіше атомами Флуору F, Оксигену О, Нітрогену N) і сильно електронегативним елементом іншої молекули, називається водневим зв’язком.
За міцністю він слабкіший за ковалентний зв’язок. Через це водневий зв’язок легко розривається, що спостерігається під час випаровування води.
Структура рідкої води нагадує структуру льоду. У рідкій воді молекули також зв’язані одна з одною за допомогою водневих зв’язків. Вони й зумовили порівняно високі температури плавлення і кипіння води. Але структура води не така «жорстка», як у льоду. Внаслідок теплового руху молекул у воді одні водневі зв’язки розриваються, а інші утворюються.
Вода є чудовим розчинником багатьох неорганічних та органічних речовин. Процеси розчинення також зумовлюються водневими зв’язками.
• Вода — речовина молекулярної будови. Її молекули мають кутову форму, вони полярні, являють собою диполі. Між молекулами води існує водневий зв’язок.
• Водневий зв’язок слабкіший за ковалентний, він легко розривається.
• Вода — добрий розчинник багатьох речовин. Процеси розчинення зумовлені водневими зв’язками.
ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ
- 1. Поясніть будову молекули води.
- 2. Схарактеризуйте водневий зв’язок.
- 3. Обчисліть об’єм водню (н. у.), що вивільнюється внаслідок взаємодії з водою натрію кількістю речовини 0,5 моль.
Додаткові завдання
4. На вашу думку, чому випаровування води — процес, що супроводжується поглинанням теплоти?
5. Між молекулами води й хлороводню можливий зв’язок типу:
Яким чином утворюється такий зв’язок і як він називається? Чому в результаті розчинення НСl у воді виділяється теплота?
6. З водою масою 36 г прореагував оксид металічного елемента зі ступенем окиснення +2 масою 310 г. Обчисліть кількість речовини гідроксиду металічного елемента, що утворився при цьому, і назвіть його.
