Строение атома

Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.

Одну из первых моделей строения атома — «пудинговую модель» — разработал Д.Д. Томсон в 1904 году. Томсон открыл существование электронов, за что и получил Нобелевскую премию. Однако наука на тот момент не могла объяснить существование этих самых электронов в пространстве. Томсон предположил, что атом состоит из отрицательных электронов, помещенных в равномерно заряженный положительно «суп», который компенсирует заряд электронов (еще одна аналогия — изюм в пудинге). Модель, конечно, оригинальная, но неверная. Зато модель Томсона стала отличным стартом для дальнейших работ в этой области.

И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.

Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.

Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.

Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется электронной оболочкой.

Атомное ядро, как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит — протоны и нейтроны. Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие).

Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:

Протон Нейтрон Электрон
Масса 1,00728 а.е.м. 1,00867 а.е.м. 1/1960 а.е.м.
Заряд + 1 элементарный заряд 0 — 1 элементарный заряд

1 а.е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10-27 кг

1 элементарный заряд = 1,60219·10-19 Кл

И — самое главное. Периодическая система химических элементов, структурированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике: номер атома — это число протонов в ядре этого атома. Причем ни о каких протонах Дмитрий Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд  в науке.

Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов. 

Атом — это на заряженная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: Ne = Np = Z.

Масса атома (массовое число A) равна суммарной массе крупных частиц, которе входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нетрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу: M = Np + Nn

Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.

Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.

Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: Nn = M — Z.

В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.

Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:

  1. У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
  2. У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?

Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.

Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:

Еще немного вопросов:

3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.

4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.

 

Строение  электронной оболочки

Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни.

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровни характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.

В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l+1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Тип орбитали s p d f g
Значение орбитального квантового числа l 0 1 2 3 4
Число атомных орбиталей данного типа 2l+1 1 3 5 7 9
Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа 2 6 10 14 18

Получаем сводную таблицу:

Номер уровня, n

Подуровень Количество АО данного типа Максимальное количество электронов
1 1s 1                              2
2 2s 1                               2
2p 3             6

3

3s 1                               2
3p 3              6
3d 5  10

4

4s 1                                2
4p 3               6
4d 5 10
4f 7

          14

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.

Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.

Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так: 

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

АО 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5g
n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 5
l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 4
n + l 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 9

Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6

Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Например, электронная формула углерода выглядит так: 1s22s22p2.

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую  электронную конфигурацию.

Например, электронную формулу азота можно записать так: 1s22s22p3 или так: [He]2s22p3.

1s2 = [He]

1s22s22p6 = [Ne]

1s22s22p63s23p= [Ar] и так далее.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

+1H 1s1      1s 

У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:

+2He 1s2      1s

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

+3Li 1s22s1      1s    2s 

У бериллия 2s-подуровень заполнен:

+4Be 1s22s2      1s    2s 

Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:

+5B 1s22s22p1      1s    2s     2p 

У следующего элемента, углерода, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не подселяется в частично занятую:

+6C 1s22s22p2      1s    2s     2p 

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя  по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня: 

+10Ne 1s22s22p6      1s    2s     2p 

У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:

+11Na 1s22s22p63s1      1s    2s     2p      3s 

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предалагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

А вот начиная с 19-го элемента, калия, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия:

+19K 1s22s22p63s23p64s11s 2s 2p3s 3p4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

 +19K   [Ar]4s1    [Ar] 4s 

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca   [Ar]4s2    [Ar] 4s

У элемента 21, скандия, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:

+21Sc   [Ar]3d14s2    [Ar] 4s    3d 

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия:

+22Ti   [Ar]3d24s2    [Ar] 4s    3d

+23V   [Ar]3d34s2      [Ar] 4s    3d 

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:

+24Cr   [Ar]3d54s1      [Ar] 4s    3d 

В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае — 3d44s2) ровно одна ячейка в d-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно. А более выгодно, когда d-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s-подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d-орбителей. Этот эффект так и называетсяпровал или проскок электрона. И наблюдается он, когда d-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца:

+25Mn   [Ar]3d54s2

 Аналогично у кобальта и никеля. А вот у меди мы снова наблюдаем провал (проскок) электрона — электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень:

+29Cu   [Ar]3d104s1

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

+30Zn   [Ar]3d104s2

У следующих элементов, от галлия до криптона, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия:

+31Ga   [Ar]3d104s24p1

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно и проверить себя в Интернете.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны. Например, у меди   ([Ar]3d104s1) внешний энергетический уровень — четвёртый.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвоват ьв образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr   [Ar]3d54s1) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s1), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.

Основное и возбужденнео состояние атома

Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.

Однако, чтобы образовывать химические связи, атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов.  А химические связиь энергетически очень для атома выгодны. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов  — тем больше связей он может образовать, и, как следствие, перейдёт в более выгодное энергетическое состояние.

Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары  электронов могут распариваться, и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой.

Например, в основном состоянии бор имеет следующую конфигурацию энергетического уровня:

+5B 1s22s22p1      1s    2s     2p 

На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):

+5B* 1s22s12p2      1s    2s     2p

Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!

15. Углерода

16. Бериллия

17. Кислорода

Электронные формулы ионов

Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.

Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

Если атом отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный (вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это катионы. Например: катион натрия образуется так:

+11Na 1s22s22p63s1      -1е = +11Na+ 1s22s22p63s0

Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд. Отрицательно заряженные частицы — это анионыНапример, анион хлора обраузется так:

+17Cl 1s22s22p63s23p5   +1e = +17Cl 1s22s22p63s23p6

Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень.

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са2+

19. Ион S2-

20. Ион Ni2+

В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют изоэлектронными частицами.

Например, ионы Na+ и F.

Электронная формула катиона натрия: Na+   1s22s22p6, всего 10 электронов.

Электронная формула аниона фтора: F   1s22s22p6, всего 10 электронов.

Таким образом, ионы Na+ и F — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому аргона.

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.

3. Массовое число изотопа брома-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.

4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота:

+7N 1s22s22p3      1s    2s     2p 

6. Электронная формула кислорода:

+8О 1s22s22p1s  2s  2p 

7. Электронная формула фтора:

+9F 1s22s22p5      1s    2s     2p 

8. Электронная формула магния:

+12Mg 1s22s22p63s2      1s    2s     2p      3s

9. Электронная формула алюминия:

+13Al 1s22s22p63s23p1     1s    2s   2p    3s   3p 

10. Электронная формула кремния:

+14Si 1s22s22p63s23p1     1s    2s   2p    3s   3p

11. Электронная формула фосфора:

+15P 1s22s22p63s23p3     1s    2s   2p    3s   3p

12. Электронная формула серы:

+16S 1s22s22p63s23p4     1s    2s   2p    3s   3p

13. Электронная формула хлора:

+17Cl 1s22s22p63s23p5     1s    2s   2p    3s   3p

14. Электронная формула аргона:

+18Ar 1s22s22p63s23p6     1s    2s   2p    3s   3p

15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии:

+6C* 1s22s12p3   1s    2s     2p

16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии:

+4Be 1s22s12p1      1s    2s    2p 

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са2++20Ca2+   1s22s22p63s23p6 

19. Электронная формула аниона серы S2-+16S2- 1s22s22p63s23p6

20. Электронная формула катиона никеля Ni2++28Ni2+  1s22s22p63s23p63d84s0. Обратите внимание! Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня. Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.