Samo słowo „atom” zostało po raz pierwszy wspomniane w dziełach filozofów Starożytna Grecja i przetłumaczone oznacza „niepodzielny”. Bez nowoczesnych narzędzi filozof Demokryt, posługując się logiką i obserwacją, doszedł do wniosku, że żadnej substancji nie można kruszyć w nieskończoność, a na koniec musi pozostać jakaś niepodzielna najmniejsza cząstka materii – atom materii.
A gdyby nie było atomów, każda substancja lub przedmiot mogłaby zostać całkowicie zniszczona. Demokryt stał się twórcą atomizmu – całej doktryny opartej na pojęciu atomu.
Co to jest atom?
Atom jest najmniejszą elektrycznie obojętną cząstką dowolnego pierwiastka chemicznego. Składa się z dodatnio naładowanego rdzenia i powłoki utworzonej przez ujemnie naładowane elektrony. Dodatnio naładowane jądro jest rdzeniem atomu. Zajmuje niewielką część przestrzeni w środku atomu i skupia się w niej prawie cała masa atomu i cały ładunek dodatni.
Z czego składa się atom?
Jądro atomu składa się z cząstek elementarnych - neutronów i protonów, a elektrony poruszają się po zamkniętych orbitach wokół jądra atomowego.
Co to jest neutron?
Neutron (n) jest elementarną cząstką obojętną, której masa względna wynosi 1,00866 jednostki masy atomowej (amu).
Co to jest proton?
Proton (p) reprezentuje cząstka elementarna, którego masa względna wynosi 1,00728 jednostek masy atomowej, ładunek dodatni +1 i spin 1/2. Proton (przetłumaczony z greckiego jako główny, pierwszy) należy do barionów. W jądrze atomowym liczba protonów jest równa liczbie atomowej pierwiastka chemicznego Układ okresowy DI. Mendelejew.
Co to jest elektron?
Elektron (e–) jest cząstką elementarną o masie 0,00055 amu; warunkowy ładunek elektronu: - 1. Liczba elektronów w atomie jest równa ładunkowi jądra atomu (odpowiada numerowi seryjnemu pierwiastka chemicznego w układzie okresowym Mendelejewa).
Wokół jądra elektrony poruszają się po ściśle określonych orbitali i powstaje chmura elektronów.
Obszar przestrzeni wokół jądra atomowego, w którym znajdują się elektrony z prawdopodobieństwem większym niż 90%, determinuje kształt chmury elektronów.
Chmura elektronowa p-elektronów wygląd przypomina hantle; Trzy orbitale p mogą pomieścić maksymalnie sześć elektronów.
Chmura elektronowa elektronu jest kulą; na podpoziomie energii s maksymalna liczba elektronów, jaka może się tam znajdować, wynosi 2.
Orbitale są przedstawione w postaci kwadratu, poniżej lub nad nim zapisane są wartości głównych i wtórnych liczb kwantowych opisujących ten orbital.
Wpis ten nazywany jest graficzną formułą elektroniczną. To wygląda tak:
Strzałki w tym wzorze przedstawiają elektron. Kierunek strzałki odpowiada kierunkowi spinu – jest to własny moment magnetyczny elektronu. Elektrony mające przeciwne spiny (na zdjęciu są to strzałki skierowane w przeciwne strony) nazywane są sparowanymi.
Konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków można przedstawić w postaci wzorów, w których:
- Wskaż symbole podpoziomu;
- Stopień symbolu pokazuje liczbę elektronów danego podpoziomu;
- Współczynnik przed symbolem podpoziomu wskazuje, że należy on do tego poziomu.
Wyznaczanie liczby neutronów
Aby określić liczbę neutronów N w jądrze, należy skorzystać ze wzoru:
N=A-Z, gdzie A jest liczbą masową; Z to ładunek jądra równy liczbie protonów (numer seryjny pierwiastka chemicznego w układzie okresowym).
Z reguły parametry jądrowe zapisuje się w ten sposób: u góry znajduje się liczba masowa, a po lewej stronie pod symbolem pierwiastka jest ładunek jądrowy.
To wygląda tak:
Wpis ten oznacza, co następuje:
- Liczba masowa wynosi 31;
- Ładunek jądra (a co za tym idzie liczba protonów) dla atomu fosforu wynosi 15;
- Liczba neutronów wynosi 16. Oblicza się ją w następujący sposób: 31-15=16.
Liczba masowa w przybliżeniu odpowiada względnej masie atomowej jądra. Wynika to z faktu, że masy neutronu i protonu praktycznie nie różnią się.
Poniżej zaprezentowaliśmy część tabeli, która pokazuje budowę powłok elektronowych atomów pierwszych dwudziestu pierwiastków układu okresowego pierwiastki chemiczne DI. Mendelejew. Pełną wersję prezentujemy w naszej osobnej publikacji.
Pierwiastki chemiczne w atomach, których podpoziom p jest wypełniony, nazywane są pierwiastkami p. Może być od 1 do 6 elektronów.
Pierwiastki chemiczne w atomach, których podpoziom s poziomu zewnętrznego jest uzupełniany 1 lub 2 elektronami, nazywane są pierwiastkami s.
Liczba warstw elektronowych w atomie pierwiastka chemicznego jest równa liczbie okresu.
Reguła Hunda
Istnieje reguła Hunda, zgodnie z którą elektrony umieszczają się na podobnych orbitali o tym samym poziomie energii, tak aby całkowity spin był maksymalny. Oznacza to, że po zapełnieniu podpoziomu energetycznego każdy elektron najpierw zajmuje oddzielną komórkę, a dopiero potem rozpoczyna się proces ich łączenia.
Graficzne przedstawienie elektronicznego wzoru azotu
Obraz elektronicznej formuły tlenu w formie graficznej
Graficzne przedstawienie elektronicznej formuły Neonu
Przykładowo w atomie azotu wszystkie p-elektrony zajmą osobne komórki, a w tlenie rozpocznie się ich parowanie, które zakończy się w pełni w neonze.
Co to są izotopy
Izotopy to atomy tego samego pierwiastka, które zawierają tę samą liczbę protonów w swoich jądrach, ale liczba neutronów będzie inna. Izotopy są znane dla wszystkich pierwiastków.
Z tego powodu masy atomowe pierwiastków w układzie okresowym są średnią liczb masowych naturalnych mieszanin izotopów i różnią się od wartości całkowitych.
Czy istnieje coś mniejszego od jądra atomu?
Podsumujmy. Masa atomowa naturalnych mieszanin izotopów nie może służyć najważniejsza cecha atom, a w konsekwencji pierwiastek.
Podobną cechą atomu będzie ładunek jądra, który określa strukturę powłoki elektronowej i liczbę w niej elektronów. To jest interesujące! Nauka nie stoi w miejscu i naukowcom udało się obalić dogmat, że atom jest najmniejszą cząsteczką pierwiastków chemicznych. Dziś świat zna kwarki - tworzą one neutrony i protony.
Podstawowe zasady teorii atomowo-molekularnej. Podstawowe stechiometryczne prawa chemii. Prawa zachowania masy materii, stałość składu, stosunki objętościowe, Avogadro, równoważniki. Masa cząsteczkowa równowartość. Metody wyznaczania mas atomowych i molekularnych.
Wszystkie substancje składają się z cząsteczek.
Cząsteczka to najmniejsza cząsteczka substancji zachowująca właściwości tej substancji. Cząsteczki ulegają zniszczeniu podczas reakcji chemicznych.
Pomiędzy cząsteczkami występują przerwy: największe przerwy mają gazy, ciała stałe- najmniejszy.
Cząsteczki poruszają się losowo i w sposób ciągły.
Cząsteczki tej samej substancji mają ten sam skład i właściwości, cząsteczki różne substancje różnią się od siebie. przyjaciel pod względem składu i właściwości.
Cząsteczki składają się z atomów.
Atom jest elektrycznie obojętną cząstką składającą się z dodatnio naładowanego jądra i elektronów.
Pierwiastek chemiczny- rodzaj atomów o tym samym dodatnim ładunku jądrowym.
Atomy jednego pierwiastka tworzą cząsteczki prosta substancja(02, H2, O3, Fe...). Atomy różne elementy tworzyć cząsteczki złożona substancja(H20, Na2S04, FeClg...).
Prawo zachowania masy
Masa substancji biorących udział w reakcji chemicznej jest równa masie substancji powstałych w wyniku reakcji.
naukowiec M.V. Łomonosow.
Prawo stałości składu
Każdy związek czysty chemicznie, niezależnie od sposobu jego przygotowania, ma ściśle określony skład.
Na podstawie tego prawa wyrażany jest skład substancji wzór chemiczny za pomocą znaków i indeksów chemicznych. Na przykład H 2 O, CH 4, C 2 H 5 OH itp.
Prawo stałości składu obowiązuje dla substancji struktura molekularna.
Skład związków o budowie molekularnej, czyli składających się z cząsteczek, jest stały niezależnie od sposobu przygotowania.
Prawo ekwiwalentów
Pierwiastki chemiczne łączy się ze sobą w ściśle określonych ilościach odpowiadających ich odpowiednikom.
Stosunek równoważny oznacza tę samą liczbę równoważników molowych. To. prawo równoważników można sformułować inaczej: liczba moli równoważników dla wszystkich substancji biorących udział w reakcji jest taka sama.
Prawo wielokrotności
Prawo wielokrotnych stosunków Daltona, jedno z podstawowych praw chemii: jeśli dwie substancje (proste lub złożone) tworzą ze sobą więcej niż jeden związek, to masy jednej substancji przypadające na tę samą masę drugiej substancji są powiązane liczbami całkowitymi, zwykle mały.
Prawo stosunków objętościowych
Gay-Lussac, 1808
„Objętości gazów wchodzących w reakcję chemiczną i objętości gazów powstałych w wyniku reakcji są powiązane ze sobą małymi liczbami całkowitymi”.
Konsekwencja. Współczynniki stechiometryczne w równaniach reakcje chemiczne dla cząsteczek substancji gazowych pokaż, w jakich stosunkach objętościowych reagują lub powstają substancje gazowe.
V 1: V 2: V 3 = ν 1: ν 2: ν 3.
Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków D.I. Mendelejewa. Podstawowe pojęcia o budowie atomu i jądra. Okresowo zmieniające się i okresowo niezmienne właściwości atomów i jonów. Warianty układu okresowego.
Okresowe zmiany właściwości pierwiastków chemicznych spowodowane są prawidłowym powtarzaniem się konfiguracji elektronowej zewnętrznego poziomu energii (elektronów walencyjnych) ich atomów wraz ze wzrostem ładunku jądra.
Reprezentacja graficzna prawo okresowe to układ okresowy. Zawiera 7 okresów i 8 grup.
Okres - poziome rzędy pierwiastków o tej samej maksymalnej wartości głównej liczby kwantowej elektronów walencyjnych.
Numer okresu wskazuje numer poziomy energii w atomie pierwiastka.
Okresy mogą składać się z 2 (pierwszego), 8 (drugiego i trzeciego), 18 (czwartego i piątego) lub 32 (szóstego) elementu, w zależności od liczby elektronów na zewnętrznym poziomie energii. Ostatni, siódmy okres jest niekompletny.
Rozpoczynają się wszystkie okresy (z wyjątkiem pierwszego). metal alkaliczny(element s) i zakończyć gazem szlachetnym (ns 2 np 6).
Właściwości metaliczne uważa się za zdolność atomów pierwiastków do łatwego oddawania elektronów, a atomów niemetalicznych do pozyskiwania elektronów w wyniku chęci uzyskania przez atomy stabilnej konfiguracji z wypełnionymi podpoziomami.
Grupy - pionowe kolumny pierwiastków o tej samej liczbie elektronów walencyjnych równej numerowi grupy. Istnieją podgrupy główne i drugorzędne.
Główne podgrupy składają się z elementów małych i dużych okresów, których elektrony walencyjne znajdują się na zewnętrznych podpoziomach ns i np.
Podgrupy boczne składają się z elementów tylko dużych okresów. Ich elektrony walencyjne znajdują się w zewnętrznym podpoziomie ns i wewnętrznym (n - 1) podpoziomie d (lub podpoziomie (n - 2) f).
W zależności od tego, który podpoziom (s-, p-, d- czy f-) jest wypełniony elektronami walencyjnymi, elementy układu okresowego dzielimy na:
s-elementy (elementy głównej podgrupy grup I i II),
elementy p (elementy głównych podgrup III - VII grup),
d- elementy (elementy podgrup bocznych),
pierwiastki f (lantanowce, aktynowce).
Skład atomu.
Atom składa się z jądra atomowego i powłoki elektronowej.
Jądro atomu składa się z protonów ( p+) i neutrony ( N 0).
Wprowadzono szereg oznaczeń charakteryzujących jądra atomowe. Liczba protonów tworzących jądro atomowe jest oznaczona symbolem Z i zadzwoń numer opłaty lub liczba atomowa (tzn numer seryjny w układzie okresowym Mendelejewa). Ładunek jądrowy jest Ze, Gdzie mi– ładunek elementarny. Liczba neutronów jest oznaczona symbolem N.
Nazywa się całkowitą liczbę nukleonów (tj. protonów i neutronów). Liczba masowa A:
| A = Z + N. |
Jądra pierwiastków chemicznych są oznaczone symbolem, gdzie X oznacza symbol chemiczny element. Na przykład,
– wodór, – hel, – węgiel, – tlen, – uran.
Izotop to zbiór atomów tego samego pierwiastka o tej samej liczbie neutronów w jądrze (lub rodzaj atomu o tej samej liczbie protonów i tej samej liczbie neutronów w jądrze).
Różne izotopy różnią się między sobą liczbą neutronów w jądrach atomowych.
Oznaczenie pojedynczego atomu lub izotopu: (symbol pierwiastka E), np.: .
Budowa powłoki elektronowej atomu
Orbital atomowy- stan elektronu w atomie. Symbol orbitalu to . Każdemu orbitalowi odpowiada chmura elektronów.
Orbitale rzeczywistych atomów w stanie podstawowym (niewzbudzonym) są czterech typów: S, P, D I F
Orbitale tego samego typu są pogrupowane w elektroniczny (energia) podpoziomy:
S-podpoziom (składa się z jednego S-orbitale), symbol - .
P-podpoziom (składa się z trzech P
D-podpoziom (składa się z pięciu D-orbitale), symbol - .
F-podpoziom (składa się z siedmiu F-orbitale), symbol - .
Energie orbitali tego samego podpoziomu są takie same.
Przy wyznaczaniu podpoziomów do symbolu podpoziomu dodawany jest numer warstwy (poziomu elektronicznego), np.: 2 S, 3P, 5D oznacza S-podpoziom drugiego poziomu, P-podpoziom trzeciego poziomu, D-podpoziom piątego poziomu.
Całkowita liczba podpoziomów na jednym poziomie jest równa numerowi poziomu N. Całkowita liczba orbitali na jednym poziomie jest równa N 2. W związku z tym całkowita liczba chmur w jednej warstwie jest również równa N 2 .
Oznaczenia: - orbital swobodny (bez elektronów), - orbital z niesparowany elektron, - orbital z parą elektronów (z dwoma elektronami).
O kolejności, w jakiej elektrony wypełniają orbitale atomu, decydują trzy prawa natury (sformułowania podano w uproszczeniu):
1. Zasada najmniejszej energii- elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii orbitali.
2. Zasada Pauliego- Na jednym orbicie nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony.
3. Reguła Hunda- w obrębie podpoziomu elektrony najpierw wypełniają puste orbitale (pojedynczo), a dopiero potem tworzą pary elektronów.
Całkowita liczba elektronów na poziomie elektronowym (lub warstwie elektronowej) wynosi 2 N 2 .
Rozkład podpoziomów według energii wyraża się w następujący sposób (w kolejności rosnącej energii):
1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...
Przykłady struktura elektroniczna atomy:
elektrony walencyjne- elektrony atomu, które mogą brać udział w tworzeniu wiązania chemiczne. W przypadku dowolnego atomu są to wszystkie elektrony zewnętrzne plus elektrony przedzewnętrzne, których energia jest większa niż elektrony zewnętrzne.
Na przykład: atom Ca ma 4 zewnętrzne elektrony S 2, są także wartościowością; atom Fe ma 4 zewnętrzne elektrony S 2, ale on ma 3 D 6, zatem atom żelaza ma 8 elektronów walencyjnych. Elektroniczny wzór wartościowości atomu wapnia wynosi 4 S 2, a atomy żelaza - 4 S 2 3D 6 .
Elektrony
Pojęcie atomu powstało w starożytnym świecie i oznaczało cząstki materii. W tłumaczeniu z języka greckiego atom oznacza „niepodzielny”.
Irlandzki fizyk Stoney na podstawie eksperymentów doszedł do wniosku, że prąd przenoszą najmniejsze cząsteczki występujące w atomach wszystkich pierwiastków chemicznych. W 1891 roku Stoney zaproponował nazwanie tych cząstek elektronami, co po grecku oznacza „bursztyn”. Kilka lat po tym, jak elektron otrzymał swoją nazwę, angielski fizyk Joseph Thomson i francuski fizyk Jean Perrin udowodnili, że elektrony mają ładunek ujemny. Jest to najmniejszy ładunek ujemny, który w chemii przyjmuje się jako jeden (-1). Thomsonowi udało się nawet wyznaczyć prędkość elektronu (prędkość elektronu na orbicie jest odwrotnie proporcjonalna do numeru orbity n. Promienie orbit rosną proporcjonalnie do kwadratu liczby orbit. Na pierwszym orbicie orbity atom wodoru (n=1; Z=1) prędkość wynosi ≈ 2,2·106 m/s, czyli około sto razy mniej niż prędkość światła c = 3,108 m/s) i masa elektronu (jest prawie 2000 razy mniejsza od masy atomu wodoru).
Stan elektronów w atomie
Przez stan elektronu w atomie rozumie się zbiór informacji o energii konkretnego elektronu i przestrzeni, w której się on znajduje. Elektron w atomie nie ma trajektorii ruchu, czyli możemy tylko o niej mówić prawdopodobieństwo znalezienia go w przestrzeni wokół jądra.
Może znajdować się w dowolnej części tej przestrzeni otaczającej jądro, a całość jego różnych pozycji jest uważana za chmurę elektronów o określonej gęstości ładunku ujemnego. Obrazowo można to sobie wyobrazić w ten sposób: gdyby można było sfotografować położenie elektronu w atomie po setnych lub milionowych części sekundy, jak w fotofiniszu, wówczas elektron na takich zdjęciach byłby przedstawiany jako kropki. Gdyby nałożyć na siebie niezliczoną ilość takich zdjęć, obraz przedstawiałby chmurę elektronów o największej gęstości tam, gdzie byłoby najwięcej tych punktów.
Przestrzeń wokół jądra atomowego, w której najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalem. Zawiera około Chmura elektroniczna w 90%., a to oznacza, że przez około 90% czasu elektron przebywa w tej części przestrzeni. Wyróżniają się kształtem 4 obecnie znane typy orbitali, które są oznaczone łaciną litery s, p, d i f. Obraz graficzny Na rysunku pokazano niektóre formy orbitali elektronowych.
Najważniejszą cechą ruchu elektronu na pewnym orbicie jest energię połączenia z jądrem. Elektrony o podobnych wartościach energii tworzą pojedynczą warstwę elektronową, czyli poziom energii. Poziomy energii są ponumerowane począwszy od jądra - 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7.
Liczba całkowita n, wskazująca numer poziomu energii, nazywana jest główną liczbą kwantową. Charakteryzuje energię elektronów zajmujących dany poziom energetyczny. Elektrony pierwszego poziomu energetycznego, najbliższego jądru, mają najniższą energię. W porównaniu do elektronów pierwszego poziomu, elektrony kolejnych poziomów będą charakteryzowały się dużym zapasem energii. W rezultacie elektrony poziomu zewnętrznego są najmniej ściśle związane z jądrem atomowym.
Największą liczbę elektronów na poziomie energetycznym określa wzór:
N = 2n 2 ,
gdzie N jest maksymalną liczbą elektronów; n jest liczbą poziomu lub główną liczbą kwantową. W konsekwencji na pierwszym poziomie energetycznym najbliższym jądra nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony; na drugim - nie więcej niż 8; na trzecim - nie więcej niż 18; na czwartym - nie więcej niż 32.
Zaczynając od drugiego poziomu energetycznego (n = 2), każdy z poziomów dzieli się na podpoziomy (podwarstwy), nieznacznie różniące się od siebie energią wiązania z jądrem. Liczba podpoziomów jest równa wartości głównej liczby kwantowej: pierwszy poziom energii ma jeden podpoziom; drugi - dwa; trzeci - trzy; czwarty - cztery podpoziomy. Z kolei podpoziomy są utworzone przez orbitale. Każda wartośćn odpowiada liczbie orbitali równej n.
Podpoziomy są zwykle oznaczane literami łacińskimi, a także kształtem orbitali, z których się składają: s, p, d, f.
Protony i neutrony
Atom dowolnego pierwiastka chemicznego można porównać do małego Układ Słoneczny. Dlatego ten model atomu zaproponowany przez E. Rutherforda nazywa się planetarny.
Jądro atomowe, w którym skoncentrowana jest cała masa atomu, składa się z cząstek dwóch typów - protony i neutrony.
Protony mają ładunek równy ładunkowi elektronów, ale przeciwny znak (+1) i masę równą masie atomu wodoru (w chemii przyjmuje się ją jako jedną). Neutrony nie mają ładunku, są obojętne i mają masę równą masie protonu.
Protony i neutrony razem nazywane są nukleonami (od łacińskiego jądra - jądro). Suma liczby protonów i neutronów w atomie nazywana jest liczbą masową. Na przykład liczba masowa atomu glinu wynosi:
13 + 14 = 27
liczba protonów 13, liczba neutronów 14, liczba masowa 27
Ponieważ masę elektronu, która jest zaniedbywalnie mała, można pominąć, oczywiste jest, że cała masa atomu skupiona jest w jądrze. Elektrony są oznaczone jako e - .
Od atomu elektrycznie neutralny, to jest również oczywiste, że liczba protonów i elektronów w atomie jest taka sama. Jest równy numerowi seryjnemu pierwiastka chemicznego przypisanego mu w układzie okresowym. Masa atomu składa się z masy protonów i neutronów. Znając liczbę atomową pierwiastka (Z), czyli liczbę protonów, oraz liczbę masową (A), równą sumie liczb protonów i neutronów, liczbę neutronów (N) można wyznaczyć ze wzoru :
N = A - Z
Na przykład liczba neutronów w atomie żelaza wynosi:
56 — 26 = 30
Izotopy
Nazywa się odmiany atomów tego samego pierwiastka, które mają ten sam ładunek jądrowy, ale różne liczby masowe izotopy. Pierwiastki chemiczne występujące w przyrodzie są mieszaniną izotopów. Zatem węgiel ma trzy izotopy o masach 12, 13, 14; tlen - trzy izotopy o masach 16, 17, 18 itd. Względna masa atomowa pierwiastka chemicznego podawana zwykle w układzie okresowym jest średnią wartością mas atomowych naturalnej mieszaniny izotopów danego pierwiastka, biorąc pod uwagę ich względną liczebność w przyrodzie. Właściwości chemiczne Izotopy większości pierwiastków chemicznych są dokładnie takie same. Jednak izotopy wodoru różnią się znacznie właściwościami ze względu na gwałtowny wielokrotny wzrost ich względności masa atomowa; otrzymują nawet indywidualne nazwy i symbole chemiczne.
Elementy pierwszego okresu
Schemat budowy elektronowej atomu wodoru:
Diagramy budowy elektronowej atomów pokazują rozkład elektronów w warstwach elektronowych (poziomach energii).
Graficzny wzór elektroniczny atomu wodoru (pokazuje rozkład elektronów według poziomów energii i podpoziomów):
Graficzne wzory elektroniczne atomów pokazują rozkład elektronów nie tylko pomiędzy poziomami i podpoziomami, ale także pomiędzy orbitalami.
W atomie helu pierwsza warstwa elektronowa jest kompletna - ma 2 elektrony. Wodór i hel są pierwiastkami S; Orbital s tych atomów jest wypełniony elektronami.
Dla wszystkich elementów drugiego okresu pierwsza warstwa elektroniczna jest wypełniona, a elektrony wypełniają orbitale s i p drugiej warstwy elektronowej zgodnie z zasadą najmniejszej energii (najpierw s, potem p) oraz regułami Pauliego i Hunda.
W atomie neonu druga warstwa elektronów jest kompletna - ma 8 elektronów.
Dla atomów pierwiastków trzeciego okresu kompletowana jest pierwsza i druga warstwa elektronowa, w związku z czym wypełniona zostaje trzecia warstwa elektronowa, w której elektrony mogą zajmować podpoziomy 3s, 3p i 3d.
Atom magnezu kończy swój orbital elektronowy 3s. Na i Mg są pierwiastkami s.
W aluminium i kolejnych pierwiastkach podpoziom 3p jest wypełniony elektronami.
Elementy trzeciego okresu mają niewypełnione orbitale 3d.
Wszystkie elementy od Al do Ar są elementami p. Pierwiastki s i p tworzą główne podgrupy w układzie okresowym.
Elementy okresu czwartego – siódmego
Czwarta warstwa elektronowa pojawia się w atomach potasu i wapnia, a podpoziom 4s jest wypełniony, ponieważ ma niższą energię niż podpoziom 3d.
K, Ca - pierwiastki s zaliczane do głównych podgrup. W przypadku atomów od Sc do Zn podpoziom 3d jest wypełniony elektronami. To są elementy 3d. Zaliczane są do podgrup wtórnych, ich najbardziej zewnętrzna warstwa elektronowa jest wypełniona i zaliczane są do elementów przejściowych.
Zwróć uwagę na strukturę powłok elektronicznych atomów chromu i miedzi. W nich jeden elektron „zawodzi” z podpoziomu 4s do podpoziomu 3d, co tłumaczy się większą stabilnością energetyczną powstałych konfiguracji elektronowych 3d 5 i 3d 10:
W atomie cynku trzecia warstwa elektronowa jest kompletna – wypełnione są w niej wszystkie podpoziomy 3s, 3p i 3d, łącznie 18 elektronów. W pierwiastkach następujących po cynku czwarta warstwa elektronów, podpoziom 4p, jest nadal wypełniona.
Elementy od Ga do Kr są elementami p.
Atom kryptonu ma kompletną warstwę zewnętrzną (czwartą), która zawiera 8 elektronów. Ale w czwartej warstwie elektronowej mogą znajdować się łącznie 32 elektrony; atom kryptonu ma jeszcze niewypełnione podpoziomy 4d i 4f. Dla elementów piątego okresu podpoziomy wypełniane są w następującej kolejności: 5s - 4d - 5p. Istnieją również wyjątki związane z „ awaria» elektrony, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
W okresach szóstym i siódmym pojawiają się elementy f, czyli elementy, w których wypełniane są odpowiednio podpoziomy 4f i 5f trzeciej zewnętrznej warstwy elektronicznej.
Pierwiastki 4f nazywane są lantanowcami.
Pierwiastki 5f nazywane są aktynowcami.
Kolejność wypełniania podpoziomów elektronicznych w atomach pierwiastków szóstego okresu: pierwiastki 55 Cs i 56 Ba - 6s; 57 La … 6s 2 5d x - element 5d; 58 Ce - 71 Lu - elementy 4f; 72 Hf - 80 Hg - elementy 5d; 81 T1 - 86 Rn - elementy 6d. Ale i tutaj zdarzają się elementy, w których „naruszana jest kolejność wypełniania orbitali elektronowych”, co wiąże się np. z większą stabilnością energetyczną podpoziomów f wypełnionych w połowie i całkowicie, czyli nf 7 i nf 14. W zależności od tego, który podpoziom atomu jest ostatnio wypełniony elektronami, wszystkie pierwiastki dzielą się na cztery rodziny elektronów, czyli bloki:
- elementy S. Podpoziom s zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; pierwiastki s obejmują wodór, hel i pierwiastki głównych podgrup grup I i II.
- elementy p. Podpoziom p zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; elementy p obejmują elementy głównych podgrup grup III-VIII.
- elementy d. Podpoziom d przedzewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; do elementów d zaliczają się elementy podgrup wtórnych grup I-VIII, czyli elementy dekad wtykowych o dużych okresach, umiejscowionych pomiędzy elementami s i p. Nazywa się je również elementami przejściowymi.
- elementy f. Podpoziom f trzeciego zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; obejmują one lantanowce i antynoidy.
Szwajcarski fizyk W. Pauli w 1925 r. ustalił, że w atomie na jednym orbicie nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony posiadające przeciwne (antyrównoległe) spiny (przetłumaczone z angielskiego jako „wrzeciono”), tj. posiadające takie właściwości, które warunkowo można sobie wyobrazić jako obrót elektronu wokół jego wyimaginowanej osi: zgodnie z ruchem wskazówek zegara lub przeciwnie do ruchu wskazówek zegara.
Zasada ta nazywa się Zasada Pauliego. Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, to nazywa się go niesparowanym, jeśli są dwa, to są to elektrony sparowane, czyli elektrony o przeciwnych spinach. Na rysunku przedstawiono schemat podziału poziomów energii na podpoziomy oraz kolejność ich wypełniania.
Bardzo często strukturę powłok elektronicznych atomów obrazuje się za pomocą ogniw energetycznych lub kwantowych – pisze się tzw. graficzne wzory elektroniczne. W tym zapisie stosuje się następującą notację: każda komórka kwantowa jest oznaczona komórką odpowiadającą jednemu orbitalowi; Każdy elektron jest oznaczony strzałką odpowiadającą kierunkowi spinu. Pisząc graficzną formułę elektroniczną należy pamiętać o dwóch zasadach: Zasada Pauliego i reguła F. Hunda, zgodnie z którym elektrony zajmują wolne komórki najpierw pojedynczo i mają tę samą wartość spinu, a dopiero potem łączą się w pary, ale spiny zgodnie z zasadą Pauliego będą już skierowane przeciwnie.
Reguła Hunda i zasada Pauliego
Reguła Hunda- zasada chemii kwantowej określająca kolejność zapełniania orbitali danej podwarstwy, sformułowana następująco: całkowita wartość spinowej liczby kwantowej elektronów danej podwarstwy musi być maksymalna. Sformułowany przez Friedricha Hunda w 1925 roku.
Oznacza to, że w każdym z orbitali podwarstwy najpierw zostaje zapełniony jeden elektron, a dopiero po wyczerpaniu się niewypełnionych orbitali, do tego orbitalu dodawany jest drugi elektron. W tym przypadku na jednym orbicie znajdują się dwa elektrony o spinach półcałkowitych o przeciwnym znaku, które łączą się w pary (tworzą chmurę dwuelektronową) i w rezultacie całkowity spin orbitalu staje się równy zeru.
Inne sformułowanie: Niższy poziom energii leży w członie atomowym, dla którego spełnione są dwa warunki.
- Wielość jest maksymalna
- Kiedy wielokrotności pokrywają się, całkowity pęd orbitalny L jest maksymalny.
Przeanalizujmy tę regułę na przykładzie wypełniania orbitali podpoziomu p P-elementy drugiego okresu (czyli od boru do neonu (na poniższym schemacie linie poziome oznaczają orbitale, strzałki pionowe wskazują elektrony, a kierunek strzałki wskazuje orientację spinu).
Reguła Klechkowskiego
Reguła Klechkowskiego - w miarę wzrostu całkowitej liczby elektronów w atomach (wraz ze wzrostem ładunków ich jąder, czyli numerów seryjnych pierwiastków chemicznych) orbitale atomowe zapełniają się w taki sposób, że pojawienie się elektronów na orbicie o wyższej energii zależy tylko na głównej liczbie kwantowej n i nie zależy od wszystkich innych liczb kwantowych, w tym od l. Fizycznie oznacza to, że w atomie wodoropodobnym (przy braku odpychania międzyelektronowego) energia orbity elektronu jest określona jedynie przestrzenną odległością gęstości ładunku elektronowego od jądra i nie zależy od charakterystyki jego ruch w polu jądra.
Empiryczna reguła Klechkowskiego i wynikający z niej schemat uporządkowania są w pewnym stopniu sprzeczne z rzeczywistą sekwencją energii orbitali atomowych tylko w dwóch podobnych przypadkach: dla atomów Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , następuje „awaria” elektronu z podpoziomem s warstwy zewnętrznej zostaje zastąpiony podpoziomem d poprzedniej warstwy, co prowadzi do bardziej stabilnego energetycznie stanu atomu, a mianowicie: po wypełnieniu orbitalu 6 dwoma elektrony S
8 klasa
Temat lekcji
„Struktura powłok elektronicznych atomów”.
Cel lekcji:
Rozważanie modelu budowy atomu.
Wprowadzenie pojęć „chmura elektronów”, „orbital elektronowy”, „ruch bez trajektorii”.
Rozważanie modelu stanów energetycznych atomu.
Cele Lekcji:
Edukacyjny: kształtowanie idei powłoki elektronowej atomu i poziomów energii, rozpatrywanie budowy elektronowej niektórych pierwiastków, rozwijanie umiejętności zestawiania elektronicznych wzorów atomów, wyznaczanie pierwiastków na podstawie ich wzorów elektronowych, określanie składu atomu.
Edukacyjny : rozważenie znaczenia pracy rosyjskiego chemika D.I. Mendelejewa;
Edukacyjny: rozwijanie umiejętności pracy z układem okresowym, logicznego myślenia i formalizowania wyników operacje logiczne, narysuj podobieństwa między pojęciami chemicznymi badanymi w tym temacie.
Podczas zajęć
Aspekty organizacyjne.
Dzień dobry chłopaki, drodzy goście! Nazywam się Irina Aleksandrowna Gubska, jestem nauczycielką chemii, reprezentuję Ramenskiego dzielnica miejska, Gimnazjum Udelnińskiego.
Dziś wspólnie musimy kontynuować zgłębianie tajemnic i zagadek, jakimi kryje się nauka „chemia”. Dopiero w tym roku zacząłeś studiować ten zaskakująco ciekawy, ale jednocześnie złożony przedmiot, ale pewnie już dużo wiesz.
Temat naszej lekcji to „Budowa powłok elektronicznych atomów” (zapiszemy to w zeszytach).
Chłopaki, chcecie zobaczyć atomy, elektrony?...Czy jest to możliwe?...
Możesz… w swojej wyobraźni. Spekulacyjny. Wiele rzeczy widzimy spekulatywnie, dlaczego więc nie zobaczyć atomu lub elektronu? Spróbujmy. Więc chodźmy!
Nasz wspólne zadanie na lekcji - Aby kontynuować naukę tematu „Atomy pierwiastków chemicznych”, będziemy musieli zaktualizować naszą wiedzę na temat budowy atomu i zapoznać się ze strukturą powłok elektronowych atomów.
2. Wyjaśnienie nowego materiału
Poeta W. Bryusow w 1922 r., pod wrażeniem niesamowitych odkryć fizyków, napisał:
Być może te elektrony
Światy z pięcioma kontynentami
Sztuka, wiedza, wojny, trony
I pamięć czterdziestu wieków!
Być może jednak każdy atom
Wszechświat ze stu planetami;
Jest tu wszystko, co jest w skompresowanym tomie,
Ale także to, czego tu nie ma.
? Jak rozumiesz te linie?
Może... Podobieństwo elektronów i atomów do obiektów astronomicznych nie zostało jeszcze potwierdzone, ale „czego tu nie ma” okazało się w zupełności wystarczające, o czym dowiecie się na lekcjach chemii i fizyki.
Ustalenie, jak to wyglądało, zajęło nauce ponad 2000 lat. I nawet teraz pozostaje dla nas tajemnicą.
Sugeruję wypełnienie formularza w imieniu atomu.
Kwestionariusz.
1. Imię Atom
2. Siedlisko dowolne ciało w stanie gazowym, ciekłym, stałym stan skupienia
3. Niesamowite
jakość niewiarygodnie mało
4. Budowa atomu
? Z czego składa się atom? (schemat)
Atom składa się z dodatnio naładowanego jądra i poruszających się wokół niego elektronów
? Z czego składa się jądro atomu?
Z protonów i neutronów
I powstają elektrony poruszające się wokół jądra powłoka elektronowa
Na początku XX wieku. zostało zaakceptowane planetarny model budowy atomu, zgodnie z którym elektrony poruszają się po jądrze, podobnie jak planety wokół Słońca. W konsekwencji w atomie istnieją trajektorie, po których porusza się elektron. Dalsze badania wykazały jednak, że w atomie nie ma trajektorii ruchu elektronów. Ruch bez ścieżki oznacza, że nie wiemy, jak elektron porusza się w atomie, ale możemy określić obszar, w którym elektron najprawdopodobniej się pojawi. To już nie jest orbita, ale orbital .
Poruszając się wokół atomu, elektrony łączą się, tworząc go powłoka elektronowa.
Nazywa się zbiór wszystkich elektronów otaczających jądro powłoka elektroniczna ( zapisz definicję )
? Dowiedzmy się, jak elektrony poruszają się po jądrze?
? Losowo czy w określonej kolejności? Okazuje się, że ruch elektronów zachodzi w określonej kolejności.
Elektrony w atomie różnią się określoną energią i, jak pokazują eksperymenty, jedne są przyciągane do jądra silniej, inne mniej. Wyjaśnia to odległość elektronów od jądra. Im bliżej jądra znajdują się elektrony, tym większe jest ich połączenie z jądrem, ale tym mniejsza jest ich energia. W miarę oddalania się od jądra atomu siła przyciągania elektronu do jądra maleje, a rezerwa energii wzrasta. Każdy elektron, w zależności od swojej energii, będzie znajdował się w pewnej odległości od jądra. W ten sposób powstają warstwy elektroniczne w powłoce elektronowej atomu.
Każda warstwa składa się z elektronów o podobnych wartościach energii, dlatego nazywane są warstwami elektronówenergia poziomy .
Nazywa się warstwę elektronową składającą się z elektronów o podobnych wartościach energii poziom energii. (zapisujemy definicję)
? Jak określić, ile warstw (poziomów energetycznych) znajduje się w atomie danego pierwiastka?
- O liczbie poziomów decyduje numer okresu, w którym znajduje się element.
Na przykład:
N a -2 poziomy energii, ponieważ jest w okresie 2
N ma 3, 3 okres
Fe ma 4, 4 okres
? Ile elektronów może znajdować się na każdym poziomie energii?
Maksymalną liczbę elektronów, które mogą znajdować się na określonym poziomie energii, określa wzór
N=2n2
Gdzie N- maksymalna liczba elektronów na poziom;
N– numer poziomu energii.
Na przykład:
1 poziom energii, n =1, N =2
n =2, N=8
Każdy poziom może pomieścić nie więcej niż obliczona liczba elektronów.
Jeżeli warstwa elektronowa zawiera maksymalną możliwą liczbę elektronów, wówczas nazywa się ją zakończony. Warstwy elektroniczne, które nie zawierają maksymalnej liczby elektronów, nazywa się niedokończony.
Jak już powiedziano, elektron nie porusza się po orbicie, ale po orbicie i nie ma trajektorii.
Przestrzeń wokół jądra, w której najprawdopodobniej się znajduje elektron nazywany jest orbitalem elektronowym lub chmurą elektronową.
(zapisujemy definicję)
Orbitale, czyli podpoziomy, jak się je również nazywa, mogą mieć różne kształty, a ich liczba odpowiada numerowi poziomu, ale nie przekracza czterech. Pierwszy poziom energii ma jeden podpoziom ( S), drugi - dwa ( S , P), trzeci – trzy ( S , P , D) itp. Elektrony znajdujące się na tym samym poziomie energii również różnią się od siebie.
Elektrony różnych podpoziomów tego samego poziomu mają różne kształty
chmura elektroniczna: kulisty (S ), w kształcie hantli (P ) i bardziej złożoną konfigurację.
S - orbitalny- to tylko piłka. Droga elektronu wzdłuż niej przypomina ścieżkę nici owiniętej wokół kuli. Każdy poziom zaczyna się od tego.
P – orbitalny wygląda jak obszerna ósemka lub skręcona kiełbasa, a rdzeń znajduje się wzdłuż skrętów. Na każdym poziomie energii znajdują się 3 takie orbitale, są one rozmieszczone pod kątem 90 - podobnie jak osie współrzędnych.
D - orbitalny- są to dwie orbitale p połączone środkami - niczym trójwymiarowa czteropłatkowa stokrotka; na podpoziomie może ich być 5.
F – orbitalny ma wiecej złożony kształt, trudno to opisać słowami.
Wyobraź sobie ścieżkę swoich myśli podczas rozwiązywania układu równań z 3 niewiadomymi - jest to mniej więcej taka sama złożoność.
Na każdym orbicie znajdują się maksymalnie 2 elektrony o przeciwnych spinach.
Kręcić się- jest to warunkowy kierunek ruchu elektronu wokół jego osi - może być zgodny z ruchem wskazówek zegara lub przeciwny do ruchu wskazówek zegara. Na tym samym orbicie współistnieją tylko elektrony o różnych spinach, ponieważ ich odpychanie spowodowane ładunkami o tej samej nazwie zostało częściowo wygaszone.
Narysujmy schemat sekwencyjnego wypełniania poziomów energii elektronami.
2 - 8 - 18 -
n=1 n=2 n=3
s s p s p d
2ē 2ē 6ē 2ē 6ē 8ē
Teraz możemy komponować schemat budowy powłok elektronicznych atomów:
Całkowitą liczbę elektronów na powłoce określamy na podstawie liczby atomowej pierwiastka.
Wyznaczamy liczbę poziomów energii w powłoce elektronowej. Ich liczba jest równa numerowi okresu w tabeli D.I. Mendelejewa, w którym znajduje się element.
Określ liczbę elektronów na każdym poziomie energii.
Wykorzystując cyfry arabskie do oznaczenia poziomu i oznaczając orbitale literami s i p oraz liczbę elektronów danego orbitalu cyfrą arabską w prawym górnym rogu litery, obrazujemy strukturę atomów za pomocą pełniejszych wzorów elektronicznych .
Przykład:
Jądro atomu wodoru ma ładunek +1, zatem wokół jego jądra porusza się tylko jeden elektron na jednym poziomie energetycznym. Zapiszmy konfigurację elektronową atomu wodoru
Element nr 3 - lit. Jądro litu ma ładunek +3, dlatego w atomie litu znajdują się trzy elektrony. Dwa z nich znajdują się na pierwszym poziomie energetycznym, a trzeci elektron zaczyna wypełniać drugi poziom energetyczny. Najpierw wypełniany jest orbital s pierwszego poziomu, następnie orbital s drugiego poziomu.
Właściwości elementu zmieniają się okresowo. Wszystkie atomy rodzin pierwiastków (metale alkaliczne, halogeny, gazy szlachetne) mają tę samą liczbę elektronów na zewnętrznym poziomie energii.
Metale alkaliczne mają 1 elektron
Halogeny mają 7 elektronów
W przypadku gazów szlachetnych zewnętrzny poziom ich atomów jest kompletny, 8 elektronów
Wniosek: właściwości pierwiastków chemicznych powtarzają się okresowo (w pewnych odstępach czasu - okresach), ponieważ okresowo powtarza się identyczna struktura zewnętrznych poziomów energii ich atomów.
3. Konsolidacja
opcja 1
Ładunek jądra atomu AZOTU jest równy
A) 7 b)13 c)4 d)26 e)11
Liczba protonów w jądrze atomu KRYPTON wynosi
A) 36 b)17 c)4 d)31 e)6
3 .Liczba neutronów w jądrze atomu CYNKU jest równa
a) 8 b) 35 c)11 d)30 d)4
4 .Liczba elektronów w atomie ŻELAZA wynosi
a)11 b)8 c)56 d) 26 e)30
Opcja 2
Maksymalna liczba elektronów na poziomie energetycznym 4
a) 32 b) 36 c) 16 d) 24
Liczba poziomów elektronowych w atomie wapnia jest równa
a)1 b)2 c)3 d)4
3. Liczba elektronów na zewnętrznym poziomie atomu BROMU jest równa
a) 7 b) 6 c)5 d)4
4. Całkowita liczba s-elektronów w atomie LITU wynosi
a) 1 b)2 c)3 d)4
Elektroniczna formuła zewnętrznego poziomu 2s2 2p 6 odpowiada atomowi
a) tlen b) siarka
c) fluor d ) nie ona
Zreasumowanie. Odbicie.
Praca domowa : notatki w zeszytach, 8, np. przez karty
Praca domowa:
1. Narysuj budowę atomów następujących pierwiastków:
1 opcja
fosfor
Opcja 2
Magnez
2 . Porównaj budowę atomów
1 opcja
bor i fluor
Opcja 2
tlen i siarka
3 . Korzystając z danych o rozkładzie elektronów walencyjnych, znajdź pierwiastek:
A ) 2s 1
B ) 2s 2 2p 4
V ) 3s 2 3p 6
G ) 3d 10 4s 1
e 4 s 2 4p 3
e 4 s 2 4p 5
g) 3 s 2 3p 4
Podsumujmy lekcję.
? Czego nowego się dzisiaj nauczyliśmy?
Elektron nie ma trajektorii, a jego ruch odbywa się po orbicie.
Korzystając ze schematu sekwencyjnego wypełniania poziomów energetycznych elektronami, nauczyliśmy się układać elektroniczne wzory pierwiastków.
Dowiedzieliśmy się, jak określić pierwiastek chemiczny za pomocą wzorów elektronicznych.
„Daleko leży poza granicami naszych zmysłów, cała natura zaczęła się”
Tytus Lukrecjusz Carus
I wiek PNE.
W przytoczonych słowach starożytnego rzymskiego poety skupia się cała trudność budowy atomu.
Ale próbowaliśmy opisać to za pomocą podejść i wzorów matematycznych.
Na biurkach macie karty do samodzielnej oceny lekcji. Proszę zaznaczyć „+” lub „-” swoją samoocenę. Miło mi było cię poznać. Dobra robota, wykonałeś dobrą robotę, chciałbym podziękować za współpracę. Do widzenia, koniec lekcji, powodzenia na studiach z chemii.
Atom to najmniejsza cząstka materii, składająca się z jądra i elektronów. Strukturę powłok elektronicznych atomów określa położenie pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków chemicznych autorstwa D.I. Mendelejewa.
Elektron i powłoka elektronowa atomu
Atom, który jest na ogół obojętny, składa się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanej powłoki elektronowej (chmury elektronów), natomiast całkowite ładunki dodatnie i ujemne są równe całkowita wartość. Przy obliczaniu względnej masy atomowej nie bierze się pod uwagę masy elektronów, ponieważ jest ona znikoma i 1840 razy mniejsza niż masa protonu lub neutronu.
Ryż. 1. Atom.
Elektron jest całkowicie unikalną cząstką, która ma podwójną naturę: ma zarówno właściwości fali, jak i cząstki. Ciągle poruszają się po rdzeniu.
Przestrzeń wokół jądra, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe, nazywana jest orbitalem elektronowym lub chmurą elektronów. Przestrzeń ta ma specyficzny kształt, który jest oznaczony literami s-, p-, d- i f-. Orbital S-elektronowy ma kształt kulisty, orbital p ma kształt hantli lub trójwymiarowej ósemki, kształty orbitali d i f są znacznie bardziej złożone.
Ryż. 2. Kształty orbitali elektronowych.
Wokół jądra elektrony ułożone są w warstwy elektronowe. Każda warstwa charakteryzuje się odległością od jądra i energią, dlatego warstwy elektroniczne nazywane są często elektronicznymi poziomami energii. Im poziom znajduje się bliżej jądra, tym niższa jest energia znajdujących się w nim elektronów. Jeden pierwiastek różni się od drugiego liczbą protonów w jądrze atomu i odpowiednio liczbą elektronów. W konsekwencji liczba elektronów w powłoce elektronowej neutralnego atomu jest równa liczbie protonów zawartych w jądrze tego atomu. Każdy następny element ma o jeden proton więcej w jądrze i o jeden elektron więcej w powłoce elektronowej.
Nowo wchodzący elektron zajmuje orbitę z najniższą energią. Jednak maksymalną liczbę elektronów na poziom określa wzór:
gdzie N jest maksymalną liczbą elektronów, a n jest numerem poziomu energii.
Pierwszy poziom może mieć tylko 2 elektrony, drugi może mieć 8 elektronów, trzeci może mieć 18 elektronów, a czwarty poziom może mieć 32 elektrony. Zewnętrzny poziom atomu nie może zawierać więcej niż 8 elektronów: gdy tylko liczba elektronów osiągnie 8, zaczyna się zapełnianie następnego poziomu, dalej od jądra.
Budowa powłok elektronowych atomów
Każdy element stoi w pewnym okresie. Okres to poziomy zbiór pierwiastków ułożonych według rosnącego ładunku jąder ich atomów, który zaczyna się od metalu alkalicznego, a kończy na gazie obojętnym. Pierwsze trzy okresy w tabeli są małe, a kolejne zaczynają się od czwarty okres– duże, składają się z dwóch rzędów. Numer okresu, w którym znajduje się element znaczenie fizyczne. Oznacza to, ile poziomów energii elektronowej znajduje się w atomie dowolnego pierwiastka w danym okresie. Zatem pierwiastek chlor Cl znajduje się w 3. okresie, to znaczy jego powłoka elektronowa ma trzy warstwy elektronowe. Chlor znajduje się w VII grupie tabeli i w głównej podgrupie. Główną podgrupą jest kolumna w każdej grupie rozpoczynająca się od okresu 1 lub 2.
Zatem stan powłok elektronowych atomu chloru jest następujący: liczba atomowa pierwiastka chloru wynosi 17, co oznacza, że atom ma 17 protonów w jądrze i 17 elektronów w powłoce elektronowej. Na poziomie 1 mogą znajdować się tylko 2 elektrony, na poziomie 3 - 7 elektronów, ponieważ chlor należy do głównej podgrupy grupy VII. Wtedy na poziomie 2 jest: 17-2-7 = 8 elektronów.
