Osem elektrónov. Elektronický obal atómu. Otázky a úlohy

Zistili sme, že srdcom atómu je jeho jadro. Okolo nej sa nachádzajú elektróny. Nemôžu byť nehybné, pretože by okamžite spadli na jadro.

Na začiatku 20. stor. bol prijatý planetárny model štruktúry atómu, podľa ktorého sa elektróny pohybujú okolo veľmi malého kladného jadra, rovnako ako planéty rotujú okolo Slnka. Ďalší výskum ukázal, že štruktúra atómu je oveľa zložitejšia. Problém štruktúry atómu zostáva relevantný pre modernú vedu.

Elementárne častice, atóm, molekula – to všetko sú nami nepozorovateľné objekty mikrokozmu. Má iné zákonitosti ako v makrokozme, ktorého objekty môžeme pozorovať buď priamo, alebo pomocou prístrojov (mikroskop, ďalekohľad a pod.). Preto, keď budeme ďalej diskutovať o štruktúre elektronických obalov atómov, pochopíme, že si vytvárame vlastnú reprezentáciu (model), ktorá do značnej miery zodpovedá moderným názorom, hoci nie je úplne rovnaká ako u chemika. Náš model je zjednodušený.

Elektróny pohybujúce sa okolo jadra atómu spoločne tvoria jeho elektrónový obal. Počet elektrónov v obale atómu sa rovná, ako už viete, počtu protónov v jadre atómu; zodpovedá poradovému alebo atómovému číslu prvku v tabuľke D.I. Mendelejeva. Elektrónový obal atómu vodíka teda pozostáva z jedného elektrónu, chlóru - sedemnásť, zlata - sedemdesiatdeväť.

Ako sa pohybujú elektróny? Chaoticky, ako pakomáry okolo horiacej žiarovky? Alebo v nejakom konkrétnom poradí? Ukazuje sa, že je to v určitom poradí.

Elektróny v atóme sa líšia svojou energiou. Ako ukazujú experimenty, niektoré z nich sú priťahované k jadru silnejšie, iné - menej. hlavný dôvod Tá spočíva v rôznych vzdialenostiach elektrónov od jadra atómu. Čím sú elektróny bližšie k jadru, tým pevnejšie sú s ním viazané a tým ťažšie je ich vytrhnutie z elektrónového obalu, no čím ďalej od jadra, tým ľahšie je ich odtrhnutie. Je zrejmé, že keď sa vzďaľujete od atómového jadra, zvyšuje sa energetická rezerva elektrónu (E) (obr. 38).

Ryža. 38.
Maximálny počet elektrónov na energetickú hladinu

Elektróny pohybujúce sa v blízkosti jadra akoby blokovali (tienili) jadro od iných elektrónov, ktoré sú k jadru priťahované menej silno a pohybujú sa vo väčšej vzdialenosti od neho. Takto vznikajú elektrónové vrstvy v elektrónovom obale atómu. Každá elektrónová vrstva pozostáva z elektrónov s podobnými energetickými hodnotami,

Preto sa elektronické vrstvy nazývajú aj energetické hladiny. Ďalej povieme: "Elektrón je na určitej energetickej úrovni."

Počet energetických hladín naplnených elektrónmi v atóme sa rovná počtu periód v tabuľke D.I. Mendelejeva, v ktorých sa chemický prvok nachádza. To znamená, že elektrónový obal atómov 1. periódy obsahuje jednu energetickú hladinu, 2. periódy - dve, 3. - tri atď. Napríklad v atóme dusíka sa skladá z dvoch energetických hladín a v horčíku atóm - z troch:

Maximálny (najväčší) počet elektrónov nachádzajúcich sa na energetickej hladine možno určiť podľa vzorca: 2n 2, kde n je číslo hladiny. V dôsledku toho je prvá energetická hladina naplnená, keď sú na nej dva elektróny (2 × 1 2 = 2); druhý - v prítomnosti ôsmich elektrónov (2 × 2 2 = 8); tretia - osemnásť (2 × 3 2 = 18) atď. V kurze chémie pre ročníky 8-9 budeme uvažovať o prvkoch len prvých troch období, preto sa nestretneme s ukončenou treťou energetickou úrovňou atómov.

Počet elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine elektrónového obalu atómu pre chemické prvky hlavné podskupiny sa rovná číslu skupiny.

Teraz môžeme zostaviť schémy štruktúry elektronických obalov atómov podľa plánu:

definujme celkový počet elektróny na obale podľa atómového čísla prvku;
Určme počet energetických hladín vyplnených elektrónmi v elektrónovom obale číslom periódy;
Určme počet elektrónov na každej energetickej úrovni (na 1. - nie viac ako dva; na 2. - nie viac ako osem; na vonkajšej úrovni sa počet elektrónov rovná číslu skupiny - pre prvky hlavnej podskupiny).

Jadro atómu vodíka má náboj +1, t.j. obsahuje iba jeden protón, respektíve iba jeden elektrón na jednej energetickej úrovni:

Toto je napísané pomocou elektronického vzorca takto:

Ďalším prvkom 1. periódy je hélium. Jadro atómu hélia má náboj +2. Už má dva elektróny na prvej energetickej úrovni:

Prvá energetická úroveň pojme iba dva elektróny a nie viac - je úplne dokončená. Preto sa prvé obdobie tabuľky D.I. Mendelejeva skladá z dvoch prvkov.

Atóm lítia, prvok 2. periódy, má ešte jednu energetickú hladinu, na ktorú „prejde“ tretí elektrón:

V atóme berýlia sa do druhej úrovne „dostane“ ešte jeden elektrón:

Atóm bóru na vonkajšej úrovni má tri elektróny a atóm uhlíka má štyri elektróny... atóm fluóru má sedem elektrónov, atóm neónu má osem elektrónov:

Druhá úroveň môže obsahovať iba osem elektrónov, a preto je kompletná v neóne.

Atóm sodíka, prvok z 3. periódy, má tretiu energetickú hladinu (poznámka - atóm prvku z periódy 3 obsahuje tri energetické úrovne!) a obsahuje jeden elektrón:

Vezmite prosím na vedomie: sodík je prvok skupiny I; má jeden elektrón na vonkajšej energetickej úrovni!

Je zrejmé, že nebude ťažké zapísať štruktúru energetických hladín pre atóm síry, prvok skupiny VIA 3. periódy:

Tretia perióda končí argónom:

Atómy prvkov 4. periódy majú samozrejme štvrtú úroveň, na ktorej má atóm draslíka jeden elektrón a atóm vápnika dva elektróny.

Teraz, keď sme sa zoznámili so zjednodušenými predstavami o štruktúre atómov prvkov 1. a 2. periódy periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva, môžeme urobiť objasnenia, ktoré nás približujú k presnejšiemu pohľadu na štruktúru atómu.

Začnime analógiou. Tak ako rýchlo sa pohybujúca ihla šijacieho stroja, prepichujúca látku, vyšíva na ňu vzor, tak elektrón pohybujúci sa v priestore okolo atómového jadra nezmerateľne rýchlejšie „vyšíva“ len nie plochý, ale trojrozmerný vzor. elektrónový oblak. Keďže rýchlosť pohybu elektrónu je stotisíckrát väčšia ako rýchlosť pohybu šijacej ihly, hovoria o pravdepodobnosti nájdenia elektrónu na jednom alebo druhom mieste vo vesmíre. Predpokladajme, že sa nám podarilo ako pri športovej fotografii určiť polohu elektrónu na nejakom mieste blízko jadra a označiť túto polohu bodkou. Ak sa takýto „fotofiniš“ urobí stovky, tisíckrát, dostanete model elektrónového oblaku.

Niekedy sa elektrónové oblaky nazývajú orbitály. Urobme to isté. V závislosti od energie sa elektrónové oblaky alebo orbitály líšia veľkosťou. Je jasné, že čím menšia je energetická rezerva elektrónu, tým silnejšia je jeho príťažlivosť k jadru a tým menší je jeho orbitál.

Elektrónové oblaky (orbitály) môžu mať rôzne tvary. Každá energetická hladina v atóme začína orbitálom s, ktorý má guľový tvar. Na druhej a ďalších úrovniach sa po jednom s-orbitáli objavia p-orbitály v tvare činky (obr. 39). Existujú tri takéto orbitály. Akýkoľvek orbitál je obsadený najviac dvoma elektrónmi. V dôsledku toho môžu byť v s-orbitáli len dve z nich a v troch p-orbitáloch šesť.

Ryža. 39.
Tvary s- a p-orbitálov (elektrónové oblaky)

Použitím arabských číslic na označenie úrovne a označením orbitálov písmenami s a p a počtu elektrónov daného orbitálu arabskou číslicou v pravom hornom rohu písmena môžeme znázorniť štruktúru atómov úplnejšie. elektronické vzorce.

Zapíšme si elektrónové vzorce atómov 1. a 2. periódy:

Ak majú prvky v štruktúre podobné úrovne vonkajšej energie, potom sú vlastnosti týchto prvkov podobné. Napríklad argón a neón obsahujú vo svojej vonkajšej úrovni osem elektrónov, a preto sú inertné, t.j. takmer nevstupujú do chemické reakcie. Vo svojej voľnej forme sú argón a neón plyny, ktorých molekuly sú monatomické. Atómy lítia, sodíka a draslíka obsahujú každý jeden elektrón na vonkajšej úrovni a majú podobné vlastnosti, preto sú zaradené do rovnakej skupiny periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva.

Urobme zovšeobecnenie: rovnaká štruktúra vonkajších energetických hladín sa periodicky opakuje, preto sa periodicky opakujú vlastnosti chemických prvkov. Tento vzor sa odráža v názve Periodickej tabuľky chemických prvkov D. I. Mendeleeva.

Kľúčové slová a frázy

Elektróny v atómoch sa nachádzajú na energetických úrovniach.
Prvá energetická úroveň môže obsahovať iba dva elektróny, druhá - osem. Takéto úrovne sa nazývajú dokončené.
Počet naplnených energetických hladín sa rovná počtu periód, v ktorých sa prvok nachádza.
Počet elektrónov na vonkajšej úrovni atómu chemického prvku sa rovná počtu jeho skupiny (pre prvky hlavných podskupín).
Vlastnosti chemických prvkov sa periodicky opakujú, pretože štruktúra vonkajších energetických hladín ich atómov sa periodicky opakuje.

Práca s počítačom

Pozrite si elektronickú prihlášku. Preštudujte si učebný materiál a dokončite zadané úlohy.
Nájdite na internete e-mailové adresy, ktoré môžu slúžiť ako dodatočné zdroje, ktoré odhalia obsah kľúčových slov a fráz v odseku. Ponúknite učiteľovi pomoc pri príprave novej hodiny - pošlite správu na Kľúčové slová a frázy v nasledujúcom odseku.

Otázky a úlohy

Atóm je najmenšia častica hmoty pozostávajúca z jadra a elektrónov. Štruktúra elektronických obalov atómov je určená polohou prvku v periodickej tabuľke chemických prvkov od D. I. Mendelejeva.

Elektrón a elektrónový obal atómu

Atóm, ktorý je vo všeobecnosti neutrálny, pozostáva z kladne nabitého jadra a záporne nabitého elektrónového obalu (elektrónový oblak), pričom celkové kladné a záporné náboje sú v absolútnej hodnote rovnaké. Pri výpočte rel atómová hmotnosť hmotnosť elektrónov sa neberie do úvahy, pretože je zanedbateľná a 1840-krát menšia ako hmotnosť protónu alebo neutrónu.

Ryža. 1. Atóm.

Elektrón je úplne jedinečná častica, ktorá má dvojakú povahu: má vlastnosti vlny aj častice. Neustále sa pohybujú okolo jadra.

Priestor okolo jadra, kde je najpravdepodobnejšia pravdepodobnosť nájdenia elektrónu, sa nazýva elektrónový orbitál alebo elektrónový oblak. Tento priestor má špecifický tvar, ktorý je označený písmenami s-, p-, d- a f-. S-elektrónový orbitál má sférický tvar, p-orbitál má tvar činky alebo trojrozmernej osmičky, tvary d- a f-orbitálov sú oveľa zložitejšie.

Ryža. 2. Tvary elektrónových orbitálov.

Okolo jadra sú elektróny usporiadané v elektrónových vrstvách. Každá vrstva je charakterizovaná svojou vzdialenosťou od jadra a jej energiou, a preto sa elektronické vrstvy často nazývajú úrovne elektronickej energie. Čím je hladina bližšie k jadru, tým je energia elektrónov v ňom nižšia. Jeden prvok sa líši od druhého v počte protónov v jadre atómu a podľa toho v počte elektrónov. V dôsledku toho sa počet elektrónov v elektrónovom obale neutrálneho atómu rovná počtu protónov obsiahnutých v jadre tohto atómu. Každý nasledujúci prvok má vo svojom jadre o jeden protón viac a vo svojom elektrónovom obale o jeden elektrón viac.

Novo vstupujúci elektrón zaberá orbitál s najnižšou energiou. Maximálny počet elektrónov na úroveň je však určený vzorcom:

kde N je maximálny počet elektrónov a n je počet energetickej hladiny.

Prvá úroveň môže mať iba 2 elektróny, druhá môže mať 8 elektrónov, tretia môže mať 18 elektrónov a štvrtá úroveň môže mať 32 elektrónov. Vonkajšia úroveň atómu nemôže obsahovať viac ako 8 elektrónov: akonáhle počet elektrónov dosiahne 8, začne sa napĺňať ďalšia úroveň, ďalej od jadra.

Štruktúra elektronických obalov atómov

Každý prvok stojí v určitom období. Perióda je horizontálny súbor prvkov usporiadaných v poradí zvyšujúceho sa náboja jadier ich atómov, ktorý začína alkalickým kovom a končí inertným plynom. Prvé tri obdobia v tabuľke sú malé a ďalšie, počnúc od štvrté obdobie– veľké, pozostávajú z dvoch radov. Číslo obdobia, v ktorom sa prvok nachádza, má fyzický význam. Znamená to, koľko úrovní elektronickej energie je v atóme ľubovoľného prvku daného obdobia. Prvok chlór Cl je teda v 3. perióde, to znamená, že jeho elektrónový obal má tri elektrónové vrstvy. Chlór je v skupine VII tabuľky a v hlavnej podskupine. Hlavná podskupina je stĺpec v rámci každej skupiny, ktorý začína obdobím 1 alebo 2.

Stav elektrónových obalov atómu chlóru je teda nasledovný: atómové číslo prvku chlór je 17, čo znamená, že atóm má 17 protónov v jadre a 17 elektrónov v elektrónovom obale. Na úrovni 1 môžu byť len 2 elektróny, na úrovni 3 - 7 elektrónov, keďže chlór je v hlavnej podskupine skupiny VII. Potom na úrovni 2 je: 17-2-7 = 8 elektrónov.

Vynikajúci dánsky fyzik Niels Bohr (obr. 1) navrhol, že elektróny v atóme sa môžu pohybovať nie po akejkoľvek, ale po presne definovaných dráhach.

V tomto prípade sa elektróny v atóme líšia svojou energiou. Ako ukazujú experimenty, niektoré z nich sú priťahované k jadru silnejšie, iné - menej. Hlavným dôvodom sú rôzne vzdialenosti elektrónov od jadra atómu. Čím bližšie sú elektróny k jadru, tým pevnejšie sú s ním viazané a tým ťažšie je ich vytrhnutie z elektrónového obalu. Keď sa teda elektrón vzďaľuje od jadra atómu, zvyšuje sa energetická rezerva elektrónu.

Každá elektrónová vrstva pozostáva z elektrónov s podobnými energetickými hodnotami; Preto sa elektronické vrstvy nazývajú aj energetické hladiny.

Jadro je v strede atómu každého prvku a elektróny, ktoré tvoria elektrónový obal, sú usporiadané vo vrstvách okolo jadra.

Počet elektrónových vrstiev v atóme prvku sa rovná počtu periód, v ktorých sa prvok nachádza.

Napríklad sodík Na je prvkom 3. periódy, čo znamená, že jeho elektrónový obal zahŕňa 3 energetické hladiny. Atóm brómu Br má 4 energetické hladiny, keďže bróm sa nachádza v 4. perióde (obr. 2).

Model atómu sodíka: Model atómu brómu:

Maximálny počet elektrónov na energetickej hladine sa vypočíta podľa vzorca: 2n 2, kde n je číslo energetickej hladiny.

Maximálny počet elektrónov na:

3. vrstva - 18 atď.

Pre prvky hlavných podskupín sa počet skupín, do ktorých prvok patrí, rovná počtu vonkajších elektrónov atómu.

Vonkajšie elektróny sú elektróny poslednej elektrónovej vrstvy.

Napríklad atóm sodíka má 1 vonkajší elektrón (keďže je prvkom podskupiny IA). Atóm brómu má v poslednej elektrónovej vrstve 7 elektrónov (ide o prvok podskupiny VIIA).

Štruktúra elektronických obalov prvkov periód 1-3

V atóme vodíka je jadrový náboj +1 a tento náboj je neutralizovaný jediným elektrónom (obr. 3).

Ďalším prvkom po vodíku je hélium, tiež prvok 1. periódy. V atóme hélia je teda 1 energetická hladina, ktorá obsahuje dva elektróny (obr. 4). Toto je maximálny možný počet elektrónov pre prvú energetickú hladinu.

Prvok #3 je lítium. V atóme lítia sú 2 elektrónové vrstvy, keďže ide o prvok 2. periódy. Na 1. vrstve v atóme lítia sú 2 elektróny (táto vrstva je dokončená) a na 2. vrstve je 1 elektrón. Atóm berýlia má o 1 elektrón viac ako atóm lítia (obr. 5).

Podobne je možné znázorniť diagramy atómovej štruktúry zostávajúcich prvkov druhej periódy (obr. 6).

V atóme posledného prvku druhej periódy - neónu - je úplná posledná energetická hladina (má 8 elektrónov, čo zodpovedá maximálnej hodnote pre 2. vrstvu). Neón je inertný plyn, ktorý nevstupuje do chemických reakcií, preto je jeho elektrónový obal veľmi stabilný.

Americký chemik Gilbert Lewis podal vysvetlenie a predložil oktetové pravidlo, podľa ktorého je osemelektrónová vrstva stabilná(s výnimkou 1 vrstvy: keďže nemôže obsahovať viac ako 2 elektróny, bude pre ňu stabilný dvojelektrónový stav).

Po neóne prichádza prvok 3. periódy – sodík. Atóm sodíka má 3 elektrónové vrstvy, na ktorých je umiestnených 11 elektrónov (obr. 7).

Ryža. 7. Schéma štruktúry atómu sodíka

Sodík je v skupine 1, jeho valencia v zlúčeninách sa rovná I, ako je lítium. Je to spôsobené tým, že vo vonkajšej elektrónovej vrstve atómov sodíka a lítia je 1 elektrón.

Vlastnosti prvkov sa periodicky opakujú, pretože atómy prvkov periodicky opakujú počet elektrónov vo svojej vonkajšej elektrónovej vrstve.

Štruktúru atómov zvyšných prvkov tretej periódy možno znázorniť analogicky so štruktúrou atómov prvkov 2. periódy.

Štruktúra elektronických obalov prvkov 4. periódy

Štvrté obdobie zahŕňa 18 prvkov, medzi ktorými sú prvky hlavnej (A) aj vedľajšej (B) podskupiny. Zvláštnosťou štruktúry atómov prvkov vedľajších podskupín je, že ich vonkajšie (vnútorné) skôr ako vonkajšie elektronické vrstvy sú postupne vyplnené.

Štvrté obdobie začína draslíkom. draslík - alkalického kovu, vykazujúci v zlúčeninách valenciu I. To je celkom v súlade s nasledujúcou štruktúrou jeho atómu. Ako prvok 4. periódy má atóm draslíka 4 elektrónové vrstvy. Posledná (štvrtá) elektrónová vrstva draslíka obsahuje 1 elektrón, celkový počet elektrónov v atóme draslíka je 19 (poradové číslo tohto prvku) (obr. 8).

Ryža. 8. Schéma štruktúry atómu draslíka

Po draslíku nasleduje vápnik. Atóm vápnika bude mať na svojej vonkajšej elektrónovej vrstve 2 elektróny, rovnako ako berýlium a horčík (tiež sú to prvky podskupiny II A).

Ďalším prvkom po vápniku je skandium. Toto je prvok sekundárnej (B) podskupiny. Všetky prvky sekundárnych podskupín sú kovy. Znakom štruktúry ich atómov je prítomnosť nie viac ako 2 elektrónov v poslednej elektronickej vrstve, t.j. predposledná elektrónová vrstva bude postupne vyplnená elektrónmi.

Pre skandium si teda môžeme predstaviť nasledujúci model atómovej štruktúry (obr. 9):

Ryža. 9. Schéma štruktúry atómu skandia

Toto rozloženie elektrónov je možné, pretože na tretej vrstve je maximálny povolený počet elektrónov 18, t.j. osem elektrónov na 3. vrstve je stabilný, ale nie úplný stav vrstvy.

Pre desať prvkov sekundárnych podskupín 4. periódy od skandia po zinok sa postupne napĺňa tretia elektrónová vrstva.

Štruktúru atómu zinku možno znázorniť nasledovne: na vonkajšej elektrónovej vrstve sú dva elektróny a na vonkajšej 18 (obr. 10).

Ryža. 10. Schéma štruktúry atómu zinku

Prvky nasledujúce po zinku patria k prvkom hlavnej podskupiny: gálium, germánium atď. až po kryptón. V atómoch týchto prvkov sa postupne vypĺňa 4. (t.j. vonkajšia) elektrónová vrstva. V atóme vzácneho plynu kryptónu bude na vonkajšom obale oktet, t.j. stabilný stav.

Zhrnutie lekcie

V tejto lekcii ste sa naučili, ako je štruktúrovaný elektrónový obal atómu a ako vysvetliť fenomén periodicity. Zoznámili sme sa s modelmi štruktúry elektrónových obalov atómov, pomocou ktorých vieme predpovedať a vysvetliť vlastnosti chemických prvkov a ich zlúčenín.

Bibliografia

Oržekovskij P.A. Chémia: 8. ročník: všeobecné vzdelanie. zriadenie / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašovej. - M.: Astrel, 2013. (§44)
Rudzitis G.E. Chémia: anorganická. chémia. Organ. chémia: učebnica. pre 9. ročník. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Vzdelávanie, OJSC “Moskva učebnice”, 2009. (§37)
Khomchenko I.D. Zbierka úloh a cvičení z chémie pre stredná škola. - M.: RIA „Nová vlna“: Vydavateľstvo Umerenkov, 2008. (s. 37-38)
Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kapitola. vyd. V.A. Volodin, Ved. vedecký vyd. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (s. 38-41)

Chem.msu.su ().
Dic.academic.ru ().
Krugosvet.ru ().

Domáca úloha

s. 250 č. 2-4 z učebnice P.A. Orzhekovsky „Chémia: 8. ročník“ / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašovej. - M.: Astrel, 2013.
Napíšte rozloženie elektrónov vo vrstvách v atóme argónu a kryptónu. Vysvetlite, prečo atómy týchto prvkov veľmi ťažko vstupujú do chemických interakcií.

Atómy, o ktorých sa pôvodne myslelo, že sú nedeliteľné, sú zložité systémy.

Atóm sa skladá z jadra a elektrónového obalu

Elektrónový obal - súbor elektrónov pohybujúcich sa okolo jadra

Jadrá atómov sú kladne nabité, pozostávajú z protónov (kladne nabitých častíc) p+ a neutrónov (bez náboja) nie

Atóm ako celok je elektricky neutrálny, počet elektrónov e– sa rovná počtu protónov p+, rovná sa atómovému číslu prvku v periodickej tabuľke.

Na obrázku je znázornený planetárny model atómu, podľa ktorého sa elektróny pohybujú po stacionárnych kruhových dráhach. Je to veľmi vizuálne, ale neodráža podstatu, pretože v skutočnosti sa zákony mikrosveta riadia klasickou mechanikou, ale kvantovou mechanikou, ktorá zohľadňuje vlnové vlastnosti elektrónu.

Podľa kvantovej mechaniky sa elektrón v atóme nepohybuje po určitých trajektóriách, ale môže byť v akýkoľvekčasti perinukleárneho priestoru však pravdepodobnosť jeho umiestnenie v rôznych častiach tohto priestoru nie je rovnaké.

Priestor okolo jadra, v ktorom je pomerne vysoká pravdepodobnosť nájdenia elektrónu, sa nazýva orbitál (nezamieňať s orbitou!) alebo elektrónovým oblakom.

To znamená, že elektrón nemá pojem „dráha“; elektróny sa nepohybujú po kruhových dráhach ani iných. Najväčšou ťažkosťou kvantovej mechaniky je, že si to nemožno predstaviť, všetci sme zvyknutí na javy makrokozmu, ktorý sa riadi klasickou mechanikou, kde každá pohybujúca sa častica má svoju vlastnú trajektóriu.

Elektrón má teda zložitý pohyb; môže byť umiestnený kdekoľvek v priestore blízko jadra, ale s rôznymi pravdepodobnosťami. Pozrime sa teraz na tie časti vesmíru, kde je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu pomerne vysoká – orbitály – ich tvary a postupnosť zapĺňania orbitálov elektrónmi.

Predstavme si trojrozmerný súradnicový systém, v strede ktorého je jadro atómu.

Najprv je vyplnený orbitál 1s, ktorý sa nachádza najbližšie k jadru a má tvar gule.

Označenie akéhokoľvek orbitálu pozostáva z čísla a latinského písmena. Číslo ukazuje úroveň energie a písmeno ukazuje tvar orbitálu.

Orbitál 1s má najnižšiu energiu a elektróny v tomto orbitále majú najnižšiu energiu.

Tento orbitál môže obsahovať nie viac ako dva elektróny. V tomto orbitále sa nachádzajú elektróny atómov vodíka a hélia (prvé dva prvky).

Elektrónová konfigurácia vodíka: 1s 1

Elektrónová konfigurácia hélia: 1s 2

Horný index ukazuje počet elektrónov v tomto orbitále.

Ďalším prvkom je lítium, má 3 elektróny, z ktorých dva sú umiestnené v 1s orbitáli, ale kde sa nachádza tretí elektrón?

Zaberá ďalší orbitál s najvyššou energiou, orbitál 2s. Má tiež tvar gule, ale s väčším polomerom (1s orbital je vnútri 2s orbitalu).

Elektróny nachádzajúce sa v tomto orbitále majú vyššiu energiu v porovnaní s 1s orbitálom, pretože sú umiestnené ďalej od jadra. V tomto orbitále môžu byť maximálne 2 elektróny.
Konfigurácia lítiových elektrónov: 1s 2 2s 1
Elektronická konfigurácia berýlia: 1s 2 2s 2

Ďalší prvok, bór, má už 5 elektrónov a piaty elektrón naplní orbitál ešte vyššou energiou – orbitál 2p. P-orbitály majú tvar činky alebo osmičky a sú umiestnené pozdĺž súradnicových osí navzájom kolmých.

Každý p-orbitál nemôže obsahovať viac ako dva elektróny, takže tri p-orbitály môžu obsahovať maximálne šesť. Valenčné elektróny nasledujúcich šiestich prvkov vypĺňajú p-orbitály, preto sú klasifikované ako p-prvky.

Elektrónová konfigurácia atómu bóru: 1s 2 2s 2 2р 1
Elektrónová konfigurácia atómu uhlíka: 1s 2 2s 2 2р 2
Elektrónová konfigurácia atómu dusíka: 1s 2 2s 2 2p 3
Elektrónová konfigurácia atómu kyslíka: 1s 2 2s 2 2p 4
Elektrónová konfigurácia atómu fluóru: 1s 2 2s 2 2p 5
Elektronická konfigurácia neónového atómu: 1s 2 2s 2 2р 6

Graficky sú elektronické vzorce týchto atómov znázornené nižšie:

Štvorec je orbitálna alebo kvantová bunka, šípka označuje elektrón, smer šípky je špeciálna charakteristika pohybu elektrónu - spin (zjednodušene ho možno znázorniť ako rotáciu elektrónu okolo svojej osi v smere a proti smeru hodinových ručičiek). Musíte vedieť, že v jednom orbitále nemôžu byť dva elektróny s rovnakým spinom (nemôžete nakresliť dve šípky rovnakým smerom v jednom štvorci!). Tak to je Vylučovací princíp W. Pauliho: „V atóme nemôžu byť ani dva elektróny, pre ktoré sú všetky štyri kvantové čísla rovnaké“

Existuje ešte jedno pravidlo ( Hundovo pravidlo), podľa ktorého sú elektróny rozptýlené v orbitáloch rovnakej energie, najskôr jeden po druhom, a až keď každý takýto orbitál už obsahuje jeden elektrón, začne sa vypĺňanie týchto orbitálov druhými elektrónmi. Keď je orbitál obsadený dvoma elektrónmi, takéto elektróny sa nazývajú spárované.

Atóm neónu má úplnú vonkajšiu úroveň ôsmich elektrónov (2 s-elektróny + 6 p-elektrónov = 8 elektrónov na druhej energetickej úrovni), táto konfigurácia je energeticky priaznivá a všetky ostatné atómy sa ju snažia získať. To je dôvod, prečo sú prvky skupiny 8A - vzácne plyny - tak chemicky inertné.

Ďalším prvkom je sodík, poradové číslo 11, prvý prvok tretej periódy, má ďalšiu energetickú úroveň - tretiu. Jedenásty elektrón bude zaberať ďalší orbitál s najvyššou energiou -3s orbitál.

Elektrónová konfigurácia atómu sodíka: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Ďalej sa vyplnia orbitály prvkov tretej periódy, najprv sa naplní podúroveň 3s dvoma elektrónmi a potom podúroveň 3p šiestimi elektrónmi (podobne ako v druhej perióde) vzácneho plynu argónu, ktorý, podobne ako neón, má dokončenú osemelektrónovú vonkajšiu úroveň. Elektrónová konfigurácia atómu argónu (18 elektrónov): 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3р 6

Štvrtá perióda začína prvkom draslík (atómové číslo 19), ktorého posledný vonkajší elektrón sa nachádza v orbitále 4s. Dvadsiaty elektrón vápnika vypĺňa aj orbitál 4s.

Po vápniku nasleduje séria 10 d-prvkov, počnúc skandiom (poradové číslo 21) a končiac zinkom (poradové číslo 30). Elektróny týchto atómov vypĺňajú 3d orbitály, ktorých vzhľad je znázornený na obrázku nižšie.

Takže si to zhrňme: