^{Теперь  перейдем к общей характеристике отдельных периодов таблицы Менделеева. Размещение элементов по электронным семействам представлено в таблице Д. И. Менделеева.}

    ^{2.4 Ядра атомов}

    ^{В 1911г. английский физик  Эрнест Резерфорд  провел ряд опытов, которые показали, что каждый атом содержит, кроме одного или нескольких электронов, другую частицу, называемую ядром атома. Каждое ядро несет положительный заряд. Оно очень мало – диаметр ядра составляет лишь около 10-14м, но оно очень тяжелое – самое легкое ядро в 1836 раз тяжелее электрона.}

    ^{Существует  много разных видов  ядер, причем ядра атомов одного элемента отличаются от ядер атомов другого  элемента. Ядро атома  водорода (протон) имеет  точно такой же электрический заряд, как и электрон, но противоположного знака (положительный заряд вместо отрицательного). Ядра других атомов имеют положительные заряды, в целое число раз превышающие величину этого основного заряда – заряда протона.}

^{2.4.1 Протон и нейтрон}

    ^{Протон  – простейшее атомное  ядро. Это ядро наиболее распространенного  вида водорода, самого легкого из всех атомов.}

    ^{Протон  имеет электрический  заряд 0,1602·10-18Кл. Этот заряд точно равен заряду электрона, но он положительный, тогда как заряд электрона отрицательный.}

    ^{Масса протона равна 1,672·10-27кг. Она в 1836 раз больше массы электрона.}

    ^{Нейтрон был открыт английским физиком Джеймсом Чедвиком в 1932г. Масса  нейтрона равна 1,675·10-27кг, что в 1839 раз больше массы электрона. Нейтрон не имеет электрического заряда.}

    ^{Среди химиков принято  пользоваться единицей атомной массы, или дальтоном (d), приблизительно равной массе протона. Масса протона и масса нейтрона приблизительно равны единице атомной массы.}

^{2.4.2 Строение атомных ядер}

    ^{Известно  о существовании  нескольких сот разных видов атомных  ядер. Вместе с электронами, окружающими ядро, они образуют атомы разных химических элементов.}

    ^{Хотя  детальное строение ядер и не установлено, физики единодушно принимают, что ядра можно  считать состоящими из протонов и нейтронов.}

    ^{Вначале в качестве примера  рассмотрим дейтрон. Это ядро атома  тяжелого водорода, или атома дейтерия. Дейтрон имеет такой же электрический заряд, как и протон, но его масса приблизительно вдвое электрический заряд, как и протон, но его масса приблизительно вдвое превышает массу протона. Полагают, что дейтрон состоит из одного протона и одного нейтрона.}

    ^{Ядро  атома гелия, которое  также называют альфа  – частицей или  гелионом, имеет электрический  заряд, в два раза превышающий заряд  протона, и массу  приблизительно в  четыре раза больше массы протона. Считают, что альфа-частица состоит из двух протонов и двух нейтронов. [5]}

    ^{2.4 Атомная орбиталь}

^{Атомная орбиталь – пространство вокруг ядра, в котором  наиболее вероятно нахождение электрона.}

^{Электроны, движущиеся в орбиталях, образуют электронные  слои, или энергетические уровни.}

^{Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:}

^{N = 2n2,}

^{где n – главное квантовое число;}

       ^{N – максимальное количество электронов.}

^{Электроны, имеющие одинаковое значение главного квантового числа, находятся  на одном энергетическом уровне. Электрические уровни, характеризующиеся значениями n=1,2,3,4,5 и тд., обозначают как K,L,M,N и тд. Согласно приведенной выше формуле, на первом (ближайшем к ядру) энергетическом уровне может находиться – 2, на втором – 8, на третьем – 18 электронов и тд.}

    ^{Главным квантовым числом задается значение энергии  в атомах. Электроны, обладающие наименьшим запасом энергии, находятся на первом энергетическом уровне (n=1). Ему соответствует s-орбиталь, имеющая сферическую форму. Электрон, занимающий s-орбиталь, называется s-электроном.}

    ^{Начиная с n=2 энергетические уровни подразделяются на подуровни, отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Различают s-, p-, d- и f-подуровни. Подуровни образуют, обитали одинаковой формы.}

    ^{На  втором энергетическом уровне (n=2) имеется s-орбиталь (обозначается 2s-орбиталь) и три p-орбитали (обозначаются 2p-орбиталь). 2s-электрон находится от ядра дальше, чем 1s-электрон и обладает большей энергией. Каждая 2p-орбиталь имеет форму объемной восьмерки, расположенной на оси, перпендикулярной осям двух других p-орбиталей (обозначаются p_x-, p_y-, p_z – орбитали). Электроны, находящиеся на p-орбитали, называются p-электронами.}

    ^{На  третьем энергетическом уровне имеются три  подуровня (3_s, 3_p, 3_d). d- подуровень состоит из пяти орбиталей.}

     ^{Четвертый энергетический уровень (n=4) имеет 4 подуровня (4_s, 4_p, 4_d и 4_f). f-подуровень состоит из семи орбиталей.}

     ^{В соответствии с принципом  Паули на одной  орбитали может находиться не более двух электронов. Если в орбитали находится  один электрон, он называется неспаренным. Если два электрона – то спаренными. Причем спаренные электроны должны обладать противоположными спинами. Упрощенно спин можно представить как вращение электронов вокруг собственной оси по часовой и против часовой стрелки.}

    ^{На  рис. 3 изображено относительное  расположение энергетических уровней и подуровней. Следует учесть, что 4s-подуровень расположен ниже 3d-подуровня.}

    ^{Распределение электронов в атомах по энергетическим уровням  и подуровням изображают с помощью электронных формул, например:}  

    ^{Цифра перед буквой показывает номер энергетического  уровня, буква –  форму электронного облака, цифра справа над буквой – число  электронов с данной формой облака.}

    ^{В соответствии с принципом  наименьшей энергии  каждый электрон, заполняющий оболочку атома, занимает такую орбиталь, чтобы атом имел наименьшую энергию.}

    ^{Согласно  правилу, сформулированному  немецким физиком  Ф. Хундом (1927г.), атомные  орбитали, принадлежащие  к одному подуровню, заполняются вначале  каждая одним электроном, и только потом происходит заполнение вторыми электронами. Таким образом, при заполнении p-, d-, f-подуровней число электронов с параллельными спинами (число неспаренных электронов) должно быть максимальным.}

    ^{Энергия орбиталей возрастает так:}

    ^{1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f ...}

    ^{В этой же последовательности заполняются электронные  орбитали атомов электронов периодической системы.}

    ^{При написании электронных  формул следует учитывать  так называемый «проскок»  электрона. Так электронная  формула хрома должна быть 1s22s2p63s23p63d44s2. Однако расположение электронов у этого элемента следующее: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1. Электрон четвертого уровня «проскочил» на d-подуровень второго снаружи уровня.}

    ^{На  высшем энергетическом уровне свободного атома может находиться не более 8 (внешних) электронов. Для многих элементов именно внешние электроны определяют  их химические свойства. У некоторых элементов химические свойства зависят от числа как внешних, так и внутренних электронов. Например, у атомов таких элементов, как Sc, Ti, Cr, Mn и др., такие электроны являются валентными.}

    ^{Электронная конфигурация элемента – это запись распределения  электронов в его  атомах по энергетическим уровням, подуровням, орбиталям. Электронная  конфигурация атомов обычно записывается для атомов элементов в основном состоянии. Состояние атома, при котором его энергия минимальна, называют основным, прочие состояния носят названия возбужденных.}  

 

^{Заключение}

  ^{В далеком прошлом  философы древней  Греции предполагали, что вся материя едины, но приобретает те или иные свойства в зависимости от ее «сущности». А сейчас, в наше время, благодаря великим ученым, мы точно знаем, из чего на самом деле она состоит.}

Список  литературы:

 

1. Коровин Н.В., «Курс общей химии» – М: Высшая школа,1990. - 446с.
2. Кременчугская М., Васильева С., «Химия» – М: Слово, 1995. – 479с.
3. Полинг Л., Полинг П. «Химия» –М: Мир, 1978. – 685с.
4. Савина О. М., «Энциклопедия» – М.: АСТ, 1994. – 448с.
5. Бердоносов С.С. «Химия» М., 1994.
6. Браун Т., Лемей Г.Ю. «Химия - в центре наук», часть 1, М., 1983.
7. «Введение в общую химию». Под ред. проф. Г. П. Лучинского. M., 1980.
8. Глинка Н.Л. «Общественная химия» Л., 1985.
9. Г. П. Лучинский «Курс химии». М., 1985.
10. Григорьев В.И., Мякишев Г.Я. «Силы в природе». // М., Наука, 1983 г.
11. Кудрявцев П.С. «Курс истории физики.»  // М., Просвещение, 1982 г.
12. Яворский Б.М., Детлаф А.А. «Справочник по физике.» // М., Наука, 1990 г.