Строение атомов

Наш мир состоит из маленьких «кирпичиков» – атомов, которые образуют разнообразные вещества. Атом включает в свой состав положительно-заряженное ядро и отрицательно-заряженные электроны:

Наглядная модель атома: в центре находится маленькое ядро (красный шарик), в котором сконцентрирована практически вся масса атома (масса ядра в ~2000 раз больше массы элетрона), а вокруг него размазаны электроны в виде синего облака.

Ядро, в свою очередь, состоит из нуклонов: положительно-заряженных протонов и нейтральных нейтронов. Причём поскольку атом нейтральная частица, то число протонов равно числу электронов.

Итак, перейдём к более конкретному описанию атомов химических элементов. Каждый химический элемент характеризуется:

• Числом протонов в ядре (порядковый номер) – это и определяет химический элемент;
• Атомной массой (сумма масс электронов, протонов и нейтронов, образующих атом), причём поскольку протоны и нейтроны значительно тяжелее электронов по массе, то основной вклад в массу вносят именно нуклоны;
• Числом электронов – их число равно числу протонов (порядковому номеру) элемента.

Все данные свойства атомов химических элементов удобно собраны в периодической таблице Менделеева:

Таблица Менделеева (вид как на ЕГЭ). Её особенности показаны на примере гелия.

Пример: возьмём атом гелия He. Его порядковый номер равен двум, то есть в его ядре находится 2 протона, и, как следствие, два электрона есть в данном атоме. Найдём число нейтронов в ядре атома гелия как разность между атомной массой и числом протонов: 4 – 2 = 2 нейтрона.

Состояние электронов в атомах

Перейдём к описанию электронов в атомах. Для описания состояния электронов в атоме необходимо задать:

• Орбиталь – по сути, место вокруг ядра атома, в котором «живёт» данный электрон. Орбитали бывают разной формы: s, p, d-орбитали:

Формы s, p, d-орбиталей (слева направо). Красным шариком показано ядро атома, синий цвет показывает область пространства, где может быть электрон.

• Направление спина электрона – стрелочка вверх или стрелочка вниз. Обычно орбитали показывают в форме квадратика (клеточки), например, орбиталь, занятая парой электронов выглядит так:

Орбиталь, заполненная двумя электронами

Правила составления электронных конфигураций

При составлении электронных конфигураций необходимо руководствоваться некоторыми правилами. Пройдёмся по ним:

• Принцип Паули: на одной орбитали могут находиться максимально два электрона с разным направлением спина, то есть направление стрелочек в клеточке всегда противоположно:

Принцип Паули

• Правило Хунда: электроны заселяют орбитали таким образом, чтобы обеспечить максимально число электронов со стрелочкой вверх (максимальным спином, направленным вверх), например:

Правило Хунда

• Правило Клечковского: орбитали заполняются электронами в строго определённом порядке. В начале заполняются орбитали с наименьшей энергии, затем с более высокой энергией и так далее: электроны в атоме стремятся иметь наименьшую возможную энергию. Порядок заполнения орбиталей показан зелёными стрелками:

Порядок заполнения орбиталей    

Очень важно понимать следующие утверждения:

• Первый энергетический уровень включает в себя только 1s-орбиталь (циферка перед орбиталью – номер энергетического уровня);
• Второй энергетический уровень включает в себя два подуровня: одна 2s-орбиталь и три 2p-орбитали;
• Число s-орбиталей: 1 (одна клеточка на любом энергетическом уровне), число p-орбиталей: 3 (три клеточки, начиная со второго энергетического уровня), число d-орбиталей: 5 (пять клеточек, начиная с третьего энергетического уровня).

В заполнении электронных конфигураций может сильно помочь таблица Менделеева:

• Номер периода определяет число энергетических уровней в атоме;
• Номер группы определяет число валентных электронов в атоме.

Пример: возьмём атом фтора. Он находится во втором периоде, то есть имеем два энергетических уровня для заполнения: 1s 2s 2p. Порядковый номер фтора равен 9, то есть необходимо раскидать по этим орбиталям 9 электронов:

Электронная конфигурация атома фтора

Обычно это записывают, указывая верхним индексом сколько электронов занимает соответствующий подуровень 1s² 2s² 2p⁵. Поскольку последний заполненный подуровень 2p, то фтор считается p-элементом. В данном случае:

• 2s² 2p⁵ – валентные (= внешние только для s и p-элементов) электроны, так как у нас всего два энергетических уровня
• Фтор в седьмой группе и имеет 7 валентных электронов: 5 + 2 = 7 – всё верно

Особенности электронного строения атомов d-элементов

Для того, чтобы понять какие сложности возникают с атомами d-элементов, рассмотрим два поучительных примера:

• Атом титана: он находится в четвёртом периоде (= 4 энергетических уровня), в четвёртой группе (= 4 валентных электрона) и имеет номер 22 (= 22 электрона в атоме всего). Заполняем первые 18 электронов 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶. Дальше заполняется не 3d-подуровень, а 4s, поэтому 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d². Как раз-таки 4s² 3d² мы и считаем валентными электронами у атома титана – он d-элемент. Поскольку титан является d-элементов, то возникает разница между внешними и валентными электронами. Внешние только 4s² в то время как валентные 4s² 3d².
• Атом меди: аналогично заполняем 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹. Тут возникает нюанс: выгодно сделать d-уровень полностью заполненным (или наполовину заполненным), поэтому один s-электрон перейдёт на d-подуровень и будет 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰. Это явление называется электронным провалом. Аналогичный эффект, например, наблюдается для хрома 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵ вместо 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴.

Основное и возбуждённое состояния атомов

Все правила, которые были сформулированы выше относятся именно к основным состояниям атомов. Например, у атома серы электронная конфигурация основного состояния 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ (третий период – 3 энергетических уровня, шестая группа – 6 валентных электронов). Мы можем, например, перенести один из электронов с 3p-подуровня на 3d: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ 3d¹ – такое состояние будет иметь более высокую энергию и называется возбуждённым.

Основное состояние 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ и возбуждённое состояние 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ 3d¹ атома серы

Построение электронных конфигураций заряженных частиц: катионов и анионов

Возьмём атом и заберём у него один или несколько электронов, он станет положительно-заряженной частицей – катионом. Если наоборот дать атому несколько электронов, то он станет отрицательно-заряженной частицей – анионом. Как строить конфигурации катионов и анионов, зная конфигурацию исходного атома? Очень просто, используем следующие правила:

• Электронная конфигурация натрия 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Тогда, чтобы получить конфигурацию иона Na⁺ убираем один электрон с последнего подуровня 3s: 1s² 2s² 2p⁶ 3s⁰
• Электронная конфигурация фосфора 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³. Чтобы составить конфигурацию аниона P^3- добавляем 3 электрона к последнему подуровню 3p: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Резюме

• Атомы состоят из положительно-заряженных ядер и отрицательно-заряженных электронов;
• Электроны заполняют орбитали согласно правилам Паули, Хунда и Клечковского;

При составлении электронных конфигураций d-элементов стоит помнить про различие внешних и валентных электронов, а также не забывать про явление электронного провала.

---

Примеры задач на эту тему:

Задание 1. Задача №1 (первая часть)

Для решения задания используйте следующий ряд химических элементов:

1) N             2) Na          3) Cr           4) O            5) C

Выберите два элемента, которые имеют ровно один внешний электрон в основном состоянии

Ответ

2 3

Задание 2. Задача №3 (первая часть)

Для решения задания используйте следующий ряд химических элементов:

1) N             2) Li            3) F             4) Se           5) C

Выберите два элемента, которые проявляют максимальную валентность, равную IV.

Ответ

14

Задание 3. Задача №28 (первая часть)

При взаимодействии 60  г Na₂SO₃ с соляной кислотой выделилось 8,96 л (н.у.) диоксида серы. Вычислите массовую долю (в %) примесей в указанном сульфите. (Запишите число с точностью до целых в процентах)

Ответ

16

Определения:

1. Химический элемент – по сути, совокупность атомов, обладающих определённым зарядом ядер (одинаковым числом протонов в ядре).
2. Орбиталь – её можно ассоциировать с областью пространства вокруг ядра атома, в которой с определённой вероятностью может быть электрон.
3. Спин электрона – вектор момента импульса, непосредственно связанный с электроном, который может быть направлен либо вдоль определённой оси, либо против неё.
4. Электронная конфигурация атома – запись в форме 1s²2s²…, показывающая какие орбитали заселены электронами и сколько электронов (верхний индекс) находится на данных орбиталях.
5. Электронный провал (проскок) – явление, которое заключается в устойчивости полузаполненных или полностью заполненных d-оболочек атомов.
6. Основное состояние атома – состояние атома с наименьшей энергией, то есть имеется в виду такая электронная конфигурация (заполнение орбиталей), которая соответствует наименьшей возможной энергии.
7. Возбуждённое состояние атома – состояние атома, которое обладает большей энергией, чем его основное состояние.

---