Строение атома 1 курс. Строение атомов химических элементов. Состав атомного ядра. Строение электронных оболочек атомов. Электронная оболочка атомов и формулы атомов химических элементов

Электроны

Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, сущеетвующими в атомах всех химических элементов. В 1891 г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь». Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу (-1). Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (скорость электрона на орбите обратно пропорциональна номеру орбиты n. Радиусы орбит растут пропорционально квадрату номера орбиты. На первой орбите атома водорода (n=1; Z=1) скорость равна ≈ 2,2·106 м/с, то есть примерно в сотню раз меньше скорости света с=3·108 м/с.) и массу электрона (она почти в 2000 раз меньше массы атома водорода).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают со­вокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится . Электрон в атоме не имеет траектории движения, т. е. можно говорить лишь о веро­ятности нахождения его в пространстве вокруг ядра .

Он может находиться в лю­бой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно предста­вить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографиро­вать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотогра­фиях был бы представлен в виде точек. При наложении бесчисленного множества та­ких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плот­ностью там, где этих точек будет больше всего.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называ­ется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака , и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей , которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f . Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром . Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слои, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.

Наибольшее число электронов на энергетичес­ком уровне определяется по формуле:

N = 2n 2 ,

где N - максимальное число электронов; n - но­мер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не бо­лее двух электронов; на втором - не более 8; на третьем - не более 18; на четвертом - не бо­лее 32.

Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре подуровня . Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n.

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.

Протоны и нейтроны

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной .

Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов .

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона.

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:

13 + 14 = 27

число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e — .

Поскольку атом электронейтрален , то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле:

N = A — Z

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

56 — 26 = 30

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами . Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород - три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки.

Элементы первого периода

Схема электронного строения атома водорода:

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Графическая электронная формула атома во­дорода (показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням):

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем 2 электрона. Водород и гелий - s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен , и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соот­ветствии с принципом наименьшей энергии (снача­ла s, а затем р) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем 8 электронов.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни.

У атома магния достраивается 3s- электронная орбиталь. Na и Mg - s-элементы.

У алюминия и последующих элементов запол­няется электронами 3р-подуровень.

У элементов третьего периода остаются неза­полненными 3d-орбитали.

Все элементы от Al до Ar - р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Пе­риодической системе.

Элементы четвертого — седьмого периодов

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т. к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.

К, Са - s-элементы, входящие в главные под­группы. У атомов от Sc до Zn заполняется электро­нами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется пред­внешний электронный слой, их относят к переход­ным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчи­востью образующихся при этом электронных кон­фигураций 3d 5 и 3d 10:

В атоме цинка третий электронный слой завер­шен - в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цин­ком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень.

Элементы от Ga до Кr - р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.У элементов пятого периода идет заполнение по-дуровней в следующем порядке: 5s — 4d — 5р. И так-же встречаются исключения, связанные с «провалом » электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-элементы называют лантаноидами.

5f-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Cs и 56 Ва - 6s-элементы; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-элемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-элементы; 72 Hf — 80 Hg - 5d-элементы; 81 Т1 — 86 Rn - 6d-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполне­ния электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 . В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элемен­ты делят на четыре электронных семейства, или блока:

• s-элементы . Электронами заполняется s-под­уровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп.

• p-элементы . Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III- VIII групп.

• d-элементы . Электронами заполняется d-под­уровень предвнешнего уровня атома; к d-эле­ментам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переход­ными элементами.

• f-элементы . Электронами заполняется f-подуро­вень третьего снаружи уровня атома; к ним от­носятся лантаноиды и антиноиды.

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - «веретено»), т. е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси: по часовой или против часовой стрелки.

Этот принцип носит название принципа Паули . Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т. е. электроны с противоположными спинами. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины, при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

Правило Хунда и принцип Паули

Правило Хунда - правило квантовой химии, определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Другая формулировка : Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.

1. Мультиплетность максимальна
2. При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.

Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p -элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками - электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина).

Правило Клечковского

Правило Клечковского — по мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра.

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречатреальной энергетической последовательности атомых орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, аименно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s

Транскрипт

1 СТРОЕНИЕ АТОМА Лекция 1

2 Атом сложная устойчивая микросистема элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов, движущихся в околоядерном пространстве.

3 МОДЕЛИ СТРОЕНИЯ АТОМА 1904 г. Томсон, Модель строения атома «Пудинг с изюмом» Джозеф Джон ТОМСОН

4 ИССЛЕДОВАНИЯ РЕЗЕРФОРДА

5 МОДЕЛИ СТРОЕНИЯ АТОМА 1911 г. Резерфорд, «Планетарная модель» строения атома Эрнест РЕЗЕРФОРД

6 МОДЕЛИ СТРОЕНИЯ АТОМА 1913 г. Бор, Квантовая теория Нильс БОР

7 КВАНТОВАЯ МЕХАНИКА Квантовая теория (М. Планк, 1900). Корпускулярноволновой дуализм электрона (Л. де Бройль, 1914). Принцип неопределенности (В. Гейзенберг, 1925).

8 Ядро атома состоит из протонов и нейтронов. Число протонов в ядре равно атомному номеру элемента и числу электронов в атоме. Атом электронейтральная частица.

10 СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТАРНЫХ ЧАСТИЦ Частица Положение Заряд Масса Протон (p) Ядро +1 1,00728 Нейтрон (n) Ядро 0 1,00867 Электрон (е) Оболочка -1 0,00055

11 A = Z + N A относительная атомная масса Z заряд ядра (число протонов, порядковый номер элемента) N число нейтронов А Э Z Cl (75,43%) Cl (24,57%) 35 75,57 A r = = 35,

12 УРАВНЕНИЕ ШРЁДИНГЕРА Эрвин Шрёдингер 1926 г., уравнение волновой функции движения электрона

13 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА Следствием решения уравнения Шрёдингера являются квантовые числа. С помощью квантовых чисел можно описать электронное строение любого атома, а также определить положение любого из электронов в атоме.

14 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА n - главное квантовое число - определяет энергию электрона в атоме; - принимает значения 1, 2, 3,..., ; - соответствует номеру периода. Совокупность электронов в атоме с одинаковым значением n энергетический уровень. Обозначают уровни: К, L, M, N...

15 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА Орбитальное квантовое число (l) - определяет энергию электрона - определяет геометрическую форму орбитали - принимает значения от 0 до (n 1) Значение l Обозначение l s p d f g h

16 Совокупность электронов в атоме с одинаковым значением l энергетический подуровень. при n = 1 l = 0 при n = 2 l = 0, 1 при n = 3 l = 0, 1, 2 Т.о., каждый уровень, кроме первого, расщеплён на подуровни.

18 В зависимости от значения l различается форма АО. Форма s-ао: Форма р-ао: Форма d-ао:

19 Магнитное квантовое число (m l) - характеризует пространственную ориентацию атомных орбиталей - значения от + l через 0 до l - указывает на число АО на энергетическом подуровне - на одном подуровне может находиться (2l + 1) АО - все АО одного подуровня имеют одинаковую энергию

20 Значения l Значения m l Число АО 0 s p +1, 0, d +2, +1, 0, -1, f +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 7

21 Ориентация атомных орбиталей в пространстве

23 Спиновое квантовое число (m s) характеризует, условно, собственный момент движения электрона принимает значения: +1/2 и -1/2

24 ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ ЭЛЕКТРОНАМИ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ Принцип наименьшей энергии Электрон в атоме в первую очередь стремиться занять энергетический уровень и подуровень с наименьшей энергией. Правила Клечковского 1 правило. Электрон в атоме в первую очередь занимает подуровень с наименьшим значением (n + l). 2 правило. При равенстве суммы (n + l) двух подуровней, электрон занимает подуровень с наименьшим значением n.

25 ПРАВИЛА КЛЕЧКОВСКОГО

26 ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ ЭЛЕКТРОНАМИ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ Принцип Паули В атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором четырёх квантовых чисел. Следствие: на одной атомной орбитали может располагаться не более двух электронов с антипараллельными спинами. Максимальная ёмкость: атомной орбитали 2 электрона подуровня 2(2 l + 1) электронов уровня 2n 2 электронов

27 ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ ЭЛЕКТРОНАМИ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ Правило Гунда При прочих равных условиях суммарный спин системы должен быть максимальным. m s = +1/2 + 1/2 + 1/2 = 3/2 m s = +1/2 + 1/2-1/2 = 1/2 m s = +1/2-1/2 + 1/2 = 1/2

28 ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ Полная электронная формула отражает порядок заполнения электронами атомных орбиталей, уровней и подуровней. Например: 32 Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2. Краткая электронная формула позволяет сократить написание полной электронной формулы: 32Ge 4s 2 3d 10 4p 2. Электронная формула валентных электронов записывается только для электронов, которые могут принимать участие в образовании химических связей: 32Ge 4s 2 4p 2

29 ЭЛЕКТРОНОГРАФИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА показывает расположение электронов на атомных орбиталях: 4s 4p 32Ge Характеристика электронов 4 квантовыми числами: n = 4 m l = 0 l = 1 m s = +1/2

30 ВАЛЕНТНЫЕ ЭЛЕКТРОНЫ Семейство элементов s элементы р элементы d элементы Валентные электроны ns ns np ns (n-1)d Например: s-элемент Ba 6s 2 р-элемент As 4s 2 4p 3 d-элемент Nb 5s 2 4d 3

31 Явление «провала» электронов Атом стремится перейти в состояние с устойчивой электронной конфигурацией. Повышенной устойчивостью обладают полностью или наполовину заполненные электронами подуровни: р 3 и р 6, d 5 и d 10, f 7 и f 14. Элемент Каноническая Реальная формула формула Cr 4s 2 3d 4 4s 1 3d 5 Pd [Кr]5s 2 4d 8 [Кr]5s 0 4d 10 Cu 4s 2 3d 9 4s 1 3d 10

32 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН ПЕРИОДИЧЕСКОЕ ИЗМЕНЕНИЕ СВОЙСТВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

33 Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева Периодический закон открыт Д.И. Менделеевым в 1869 г. Первоначальная формулировка Свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ, находятся в периодической зависимости от атомных масс элементов.

34 Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева Достижения систематики Д.И.Менделеева 1. Впервые элементы расположены в виде периодов (рядов) и групп. 2. Предложено заново определить атомные массы некоторых элементов (Cr, In, Pt, Au). 3. Предсказано открытие новых элементов и описаны их свойства: Экаалюминий галлий, открыт в 1875 г. Экабор скандий, открыт в 1879 г. Экасилиций германий, открыт в 1886 г.

35 Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева Несоответствие атомных масс некоторых элементов порядку их следования в ПС А(18 Ar) = 40 а.е.м. А(119 К) = 39 а.е.м. А(27 Со) = 58,9 а.е.м. А(28 Ni) = 58,7 а.е.м. Современная формулировка закона свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ, находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

36 Короткопериодная периодическая система

37 Полудлиннопериодная периодическая система

38 Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева Период это горизонтальная последовательность химических элементов, атомы которых имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами. Группа это вертикальная последовательность элементов, обладающих однотипной электронной структурой атомов, равным числом внешних электронов, одинаковой максимальной валентностью и сходными химическими свойствами.

39 Закономерности изменения радиусов атомов По группам (главным подгруппам) сверху вниз радиусы атомов увеличиваются, так как возрастает число заполненных электронами энергетических уровней. В периоде слева направо радиусы атомов уменьшаются: при увеличении заряда ядра увеличиваются силы притяжения электронов. Этот эффект называется «сжатие».

40 Закономерности изменения радиусов атомов

41 Энергия ионизации Энергия ионизации это энергия, которую нужно затратить для отрыва е от атома. А + E ион = А + + e Обозначается E ион Измеряется в кдж/моль или в эв 1 эв = 96,49 кдж/моль Энергия ионизации тем меньше, чем больше радиус атома.

42 Энергия ионизации

43 Энергия сродства к электрону энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Обозначается E ср, кдж/моль или эв Для присоединения е к атомам Не, Be, N, Ne необходимо энергию затратить. Присоединение электрона к атомам F, O, C, Li, H сопровождается выделением энергии.

44 Электроотрицательность Характеризует способность атома притягивать электрон. Рассчитывается как полусумма энергии ионизации и энергии сродства к электрону. = ½ (Е ион + Е ср) Фтор характеризуется самым большим значением ЭО, а щелочные металлы - самыми низкими значениями.

45 Электроотрицательность

46 Стехиометрическая валентность

47 Периодические свойства соединений - основно-кислотные свойства оксидов и гидроксидов; - окислительная способность простых веществ и однотипных соединений; - у однотипных солей в периодах уменьшается термическая устойчивость и возрастает их склонность к гидролизу, а в группах наблюдается обратное.

Лекция 1. Строение атома. Периодический закон Лектор: асс. каф. ОХХТ Абрамова Полина Владимировна еmail: [email protected] «Атомы бесчисленны по величине и многообразию, носятся они во Вселенной, кружась

СТРОЕНИЕ АТОМА Лекция 2, 3 Основные открытия на рубеже XIX XX веков Атомные спектры (1859 г., Кирхгофф) Фотоэффект (1888 г., Столетов) Катодные лучи (1859 г., Перрен) Рентгеновское излучение (1895 г.)

СТРОЕНИЕ АТОМА Основные открытия на рубеже XIX XX веков Атомные спектры (1859 г., Кирхгофф) Фотоэффект (1888 г., Столетов) Катодные лучи (1859 г., Перрен) Рентгеновское излучение (1895 г., В.К.Рентген)

«Строение атома» Лекция 2 Дисциплина «Общая неорганическая химия» для студентов очного отделения Лектор: к.т.н., Мачехина Ксения Игоревна * План лекции 1. Экспериментальные основы теории строения атома.

Химия 1.2 Лекция 2. Строение атома. Периодический закон Лектор: асс. каф. ОХХТ к.х.н. Абрамова Полина Владимировна еmail: [email protected] «Атомы бесчисленны по величине и многообразию, носятся они во Вселенной,

Электронное строение атома Лекция 9 Атом химически неделимая электронейтральная частица Атом состоит из атомного ядра и электронов Атомное ядро образовано нуклонами протонами и нейтронами Частица Символ

ПЗ и ПС Д.И. Менделеева в свете квантово-механической теории строения атома. Современные представления о природе химической связи и строении молекул. . Современная модель строения атома.. Характеристика

Лекция 5 Электронная структура атома Основные понятия и законы: атом, электрон, ядро, протон, нейтрон; заряд ядра; квантовые числа электронов в атоме; энергетический уровень и подуровень, электронная оболочка,

Повторение 1 занятия, разбор домашнего задания Периодическая таблица Д. И. Менделеева Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам Общая характеристика металлов

3. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН. СТРОЕНИЕ АТОМА 3.1.Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева 1. Прочитайте текст в учебнике (стр. 66-67). 2. Найдите правильный ответ и закончите предложения.

ФИЗИЧЕСКОЕ МАТЕРИАЛОВЕДЕНИЕ 1 ЛЕКЦИЯ 2 СТРОЕНИЕ ГАЗОВ, ЖИДКИХ И ТВЕРДЫХ ТЕЛ Строение атомов. Квантово-механическая модель атомов. Строение многоэлектронных атомов Периодическая система элементов Квантовые

Организационная часть Строение атома Строение электронных оболочек Принципы заполнения АО Решение типовых заданий А1 Расписание и структура занятий Вебинары проводятся раз в неделю по воскресеньям в 14.00

Лекция 9 (часа) СТРОЕНИЕ АТОМОВ. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА Современное представление о строении атомов химических элементов сводится к следующим положениям: 1. Атом состоит из ядра и электронов.. Ядро заряжено

Строение атома и химические свойства Тема 5 Строение атома Ядро и электронная оболочка Ядро протоны (p +) и нейтроны (n 0) Квантовые числа n главное (энергетическое) l побочное (орбитальное) m магнитное

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН (ПЗ) И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА (ПС) ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА ПС элементов была предложена выдающимся русским химиком Д.И. Менделеевым в 1869 году ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Свойства

Строение атома и химические свойства Тема 5 1 Строение атома Ядро и электронная оболочка Ядро протоны (p +) и нейтроны (n 0) 2 Этапы создания современной модели строения атома "Ультрафиолетовая катастрофа"

Строение атома. Периодический закон. Для 8 класс добавления текста щѐлкните мышью Вставь пропущенные слова. Вопрос 1 Химический элемент это.... Химический элемент это определѐнный вид атомов. Вопрос 2

Методика изучения темы Строение атома и систематизация химических 1.Значение темы. элементов. М. В. Зенькова План изучения темы. 2. Задачи: образовательные, воспитательные, развивающие. 3.Планирование.

СТРОЕНИЕ АТОМА Развитие представлений о строении атома Долгое время в науке существовало мнение о том, что атомы неделимы. Также считалось, что атомы неизменны, т.е. атом одного элемента не может превратиться

Строение атома План лекции 1. Экспериментальная основа теории 2. Квантовые числа 3. Принципы построения и способы изображения электронных структур 4. Строение атома и периодическая система элементов Экспериментальная

ВАРИАНТ 1 1. Указать для каждого из нижеприведенных изотопов: 4 He 2 а) общее число протонов и нейтронов; б) число протонов; в) число электронов., 3 H 1, 56 25 Mn, 209 83 Bi 2. В природе таллий содержится

Лекция - Периодический закон и периодическая система химических элементов в свете теории строения атома. (составитель - Канева Любовь Ивановна) 1 марта 1869г. Формулировка периодического закона Д.И. Менделеева.

Лекция 3 3. Строение электронной оболочки многоэлектронных атомов. Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменения, то физические и химические свойства атомов зависят, прежде

1. Распространенные элементы. строение атомов. Электронные оболочки. Орбитали Химический элемент определенный вид атомов, обозначаемый названием и символом и характеризуемый порядковым номером и относительной

Состояние электрона в атоме, как и других микрочастиц, описывается основными положениями квантовой механики. Электрон, согласно квантово - механическим представлениям, является частицей, так как имеет

ЛЕКЦИЯ 3 Структура ПС. 3.1. Строение атомов и Периодическая система Д.И.Менделеева. Типы ПС: 8-клеточная (короткопериодная), полудлинный вариант, длинный вариант Период и группа: -главная (s,p) -побочная

Задания А2 по химии 1. В ряду элементов уменьшаются радиусы атомов уменьшается число протонов в ядрах атомов увеличивается число электронных слоёв в атомах уменьшается высшая степень окисления атомов У

Лекция 10. Свойства многоэлектронных атомов. 10.1. Энергетические уровни. Хартри-фоковские расчеты атомов и анализ атомных спектров показывают, что орбитальные энергии ε i зависят не только от главного

СТРОЕНИЕ АТОМА Экспериментальные доказательства сложной структуры атома Фотоэффект- испускание электронов веществом под действием электромагнитного излучения Г.ГЕРЦ, 1887 А.Г.СТОЛЕТОВ, 1888 Катодные лучи

1. ПРОТОННО-НЕЙТРОННАЯ ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ АТОМНОГО ЯДРА. ИЗОТОПЫ, ИЗОБАРЫ. Атом любого элемента состоит из ядра, имеющего положительный заряд Z, в пространстве вокруг которого находится Z электронов. Ядро

1 Лекция 4. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева 4.1. Периодический закон Д.И.Менделеева Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА Формулировка периодического закона Д.И. Менделеева: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся

8класс Химия база. Тренажер тема: Строение атома. Состав ядра атома. Изотопы. Задание 1 Общий список заданий Кто предложил планетарную модель строения атома? 1) Менделеев 2) Резерфорд 3) Ломоносов 4) Кюри

Слайд 1 Строение атома Слайд 2 План 1. Экспериментальные основы теории 2. Корпускулярно-волновое описание электрона. Квантовые числа 3. Принципы построения и способы изображения электронных структур 4.

Лекция 6 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Основные понятия и законы: периодический закон; периодическая система элементов, период, ряд, группа, подгруппа; полные и неполные электронные аналоги; высшая, низшая и промежуточная

Периодический закон История создания периодической системы В истории каждого научного открытия можно определить два основных этапа: 1) установление частных закономерностей; 2) сам факт открытия и признания

Строение атома Периодический закон Афонина Любовь Игоревна, канд. хим. наук, доцент кафедры химии, НГТУ, научный сотрудник ИХТТМ СО РАН IV-III века до н.э. древнегреческие философы-материалисты Левкипп,

ЗАНЯТИЕ 1 Строение атома. Периодический закон. Химическая связь. Электроотрицательность. Степень окисления. Валентность. Абдульмянов А.Р. КАЛЕНДАРЬ ЗАНЯТИЙ О САЙТЕ О САЙТЕ ГРУППА ВКОНТАКТЕ https://vk.com/ssau_chem

УДК 373.167.1:54 ББК 24я72 С 59 Рецензент: Д. Ю. Добротин старший научный сотрудник лаборатории дидактики химии ИСМО РАО, кандидат педагогических наук С 59 Соколова И. А. ГИА 2013. Химия. Сборник заданий.

Строение атома и Периодический закон доц. Сильвестрова И.Г. Каф. химии МГАВМиБ Cтроение атома. Периодический закон. Состав атомов. Двойственная природа электрона. Квантовые числа. Электронная конфигурация

Многоэлектронные атомы 1 1 Принцип неразличимости тождественных частиц Принцип Паули 3 Периодическая система элементов Д И Менделеева 1 Принцип неразличимости тождественных частиц В квантовой механике

СТРОЕНИЕ АТОМА Дегтярёва М.О. ЛНИП ИСТОРИЧЕСКАЯ СПРАВКА слово "атом" (греч. «неделимый») появилось еще в сочинениях древнегреческих философов философы объясняли, что дробление вещества не может происходить

Тема 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия Вариант контроля 1. Какая формула выражает закон эквивалентов? 1) Ar M э = 2) m PV B = M RT 3) m m 1 2 M э1 = 4) m = n M M э2 2. В каком соединении эквивалент

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ КАЗАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АРХИТЕКТУРНО- СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ КАФЕДРА ХИМИИ И ИНЖЕНЕРНОЙ ЭКОЛОГИИ В СТРОИТЕЛЬСТВЕ СТРОЕНИЕ АТОМА МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

ЛЕКЦИЯ 4 Строение вещества Строение вещества учение о том, какие силы определяют его состав и структуру. В случае химии состав и структура определяются на уровне атомов и молекул, а действующие силы обусловлены

Электронное строение атомов и Периодическая система элементов Атомы есть! атомы на подложке Ионная Микроскопия решетка графит Сканирующая Зондовая Микроскопия Просвечивающая Электронная Микроскопия Cложности

ЭФФЕКТИВНАЯ ПОДГОТОВКА К ОГЭ 9 КЛАСС ОГЭ 2017 И. А. Соколова ХИМИЯ СБОРНИК ЗАДАНИЙ МОСКВА 2016 ГАРАНТИЯ КАЧЕСТВА А ОГЭ!** ОЛУЧИ ОГЭ! НА БАЛЛ ВЫСШИЙ ППОЛУЧИ ОЛУЧИ ВЫСШИЙ БАЛЛ НА ОГЭ! * * УДК 373:54 ББК

Строение атома 1. Атомное ядро. Атом мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. Электронная

УДК 54.02 ББК 24.1 Д36 Д36 Дерябина Н.Е. Строение. Системно-деятельностный подход к методике преподавания. - М.: ИПО «У Никитских ворот», 2011, - 40 с.: ил. ISBN 978-5-91366-225-5 Пособие содержит учебный

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИМЕНИ

Лекция 13. Многоэлектронный атом. Периодическая система Д.И. Менделеева 1 Многоэлектронный атом Рассмотрим многоэлектронный атом. Для описания взаимодействия в такой системе необходимо использовать второе

Структура периодической таблицы Д.И.Менделеева. Современная формулировка периодического закона 1 марта 1869 г Дмитрий Иванович Менделеев предложил свой вариант классификации элементов, который стал прообразом

Строение атома Модель атома Томсона Джозеф Джон Томсон - выдающийся ученый, директор знаменитой Кавендишской лаборатории, лауреат Нобелевской премии, открыл электрон. 1903 году выдвинул гипотезу: электрон

Основные сведения о строении атома В результате химических реакций атомы не разрушаются, а лишь перегруппировываются: из атомов исходных веществ образуются новые комбинации тех же атомов, но уже в составе

Тренировочная работа по химии для учащихся 11 класса Автор учитель химии МБОУ СОШ 89 Кашкарова С.А. Тема: «ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ ПО ПЕРИОДАМ» КРАТКИЙ СПРАВОЧНИК

Магнитный момент атома. Атом в магнитном поле. Момент импульса в квантовой механике Полный момент импульса: Проекция момента на ось z: Проекции момента на оси x иy не определены. Результирующий момент

ОБЛАСТНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕСРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «СМОЛЕНСКИЙ АВТОТРАНСПОРТНЫЙ КОЛЛЕДЖ имени Е. Г. Трубицына» Методическое пособие для самостоятельного

Атомы. Вещества. Реакции ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ О СТРОЕНИИ АТОМА Понятие «атом» пришло к нам из античности, но первоначальный смысл, который вкладывали в это понятие древние греки, совершенно изменился. В переводе

Квантовые числа. Состав атомного ядра Лекция 15-16 Постникова Екатерина Ивановна, доцент кафедры экспериментальной физики Квантовые числа Уравнению Шрёдингера удовлетворяют собственные функции r, которые

СТРОЕНИЕ АТОМА 1. Основные сведения о строении атома Мир элементарных частиц разнообразен. Электрон занимает в нём особое место. С его открытия начинается век атомной физики. Изучение свойств электронов

Полный механический момент многоэлектронного атома. Правила Хунда. Принцип Паули. Таблица Менделеева. Момент импульса в квантовой механике Полный момент импульса: Проекция момента на ось z: Проекции момента

Тест «Строение атома. Характеристика химического элемента на основании его положения в периодической системе» 1. Заряд ядра атома равен числу 1) протонов 2) электронов во внешнем электронном слое 3) нейтронов

МОСКОВСКИЙ АВТОМОБИЛЬНО-ДОРОЖНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ (МАДИ) СТРОЕНИЕ АТОМА И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ

ОСНОВЫ СПЕКТРОСКОПИИ к.ф.-м.н., доцент кафедры ФиОИ Возианова А.В. 23.04.2016 Лекция 7 Электронные оболочки и слои и их заполнение 2 Электронный слои, оболочки и их заполнение Электроны с заданным значением

Содержание 1. Общая химия....................8 1.1. Основные химические понятия....8 Основные понятия................8 Основные законы................10 Современные представления о строении атома................12

СОДЕРЖАНИЕ 1. ВЕщЕстВо 1.1. строение атома. строение электронных оболочек атомов первых 20-ти элементов периодической системы Д. И. Менделеева... 5 1.1.1. Строение атома... 5 1.1.2. Массовое число... 6

СОВРЕМЕННАЯ МОДЕЛЬ СОСТОЯНИЯ ЭЛЕКТРОНА В АТОМЕ Изучение радиоактивности началось в 1896 г., француз Беккерель изучал соедения урана, 1898 г. открытие Б и М. Кюри полония и радия. Исследованиями супругов

АТОМНЫЕ СИСТЕМЫ СО МНОГИМИ ЭЛЕКТРОНАМИ Принцип неразличимости тождественных частиц. Классическая механика оперирует индивидуализированными объектами (частицами). Даже если свойства двух частиц полностью

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ «ГРОДНЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ» Кафедра химии ОБЩАЯ ХИМИЯ ЛЕКЦИЯ: СТРОЕНИЕ АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ

2. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся

Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир.

Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др.), плотность, цвет, вкус и т.д.

Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др.

О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света.

Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая:

Образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;

Выделение тепла и света при горении костра;

Изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;

Образование газовых пузырьков при брожении теста и т.д.

Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами.

Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый».

Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение.

Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p + , n o и e − . Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.

Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку.

Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. m p ≈ m n , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов.

Так, например, в таблице ниже представлен возможный состав атомов:

Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу.

Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом. Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн».

Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах.

Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами.

Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1 Н, 2 Н и 3 Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1 Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2 Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3 Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2 Н практически в два раза тяжелее изотопа 1 Н, а изотоп 3 Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2 Н и 3 Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2 Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3 Н дали название тритий и присвоили символ Т.

Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как:

Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции.

Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью.

Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью.

Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком.

Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:

Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории.

Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа.

• Главное квантовое число – n — определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Диапазон значений главного квантового числа – все натуральные числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.д.
• Орбитальное квантовое число — l – характеризует форму атомной орбитали и может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1, где n, напомним, — это главное квантовое число.

Орбитали с l = 0 называют s -орбиталями . s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве:

Орбитали с l = 1 называются p -орбиталями . Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель:

Орбитали с l = 2 называются d -орбиталями , а с l = 3 – f -орбиталями . Их строение намного более сложное.

3) Магнитное квантовое число – m l – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число m l соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 m l = 0 (одно значение), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.

Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве.

4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — m s — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения. Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и .

Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n 2 орбиталей.

Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень.

Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:

Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и m l .

Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

• Принцип минимума энергии : электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация:

• Принцип Паули : на каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой.

• Правило Хунда : наиболее устойчивое состояние атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.

Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом:

Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом:

Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы:

При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне.

Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева.

период	№ элемента	символ	название	электронная формула
I	1	H	водород	1s 1
	2	He	гелий	1s 2
II	3	Li	литий	1s 2 2s 1
	4	Be	бериллий	1s 2 2s 2
	5	B	бор	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	углерод	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	азот	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	кислород	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	фтор	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	неон	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	натрий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	Mg	магний	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	алюминий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	кремний	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	фосфор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	сера	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	хлор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	аргон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	калий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	кальций	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	скандий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	титан	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	ванадий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	хром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень
	25	Mn	марганец	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	железо	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	Co	кобальт	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	никель	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	медь	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень
	30	Zn	цинк	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	галлий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	германий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	As	мышьяк	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	селен	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	бром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	Kr	криптон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

А в возбужденном состояниии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f.

Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева:

• У s-элементов последний заполняемый s-подуровень. К данным элементам относятся элементы главных (слева в ячейке таблицы) подгрупп I и II групп.
• У p-элементов заполняется p-подуровень. К p-элементам относят последние шесть элементов каждого периода, кроме первого и седьмого, а также элементы главных подгрупп III-VIII групп.
• d-Элементы расположены между s – и p-элементами в больших периодах.
• f-Элементы называют лантаноидами и актиноидами. Они вынесены вниз таблицы Д.И. Менделеева.

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки .

Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N (p + ) равно заряду ядра (Z ) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N (p +) = Z

Сумма числа нейтронов N (n 0), обозначаемого просто буквой N , и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А .

A = Z + N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е -).

Число электронов N (e -) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f .

Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень , их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s -подуровень (состоит из одной s -орбитали), условное обозначение - .
p -подуровень (состоит из трех p
d -подуровень (состоит из пяти d -орбиталей), условное обозначение - .
f -подуровень (состоит из семи f -орбиталей), условное обозначение - .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .

Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").

Примеры электронного строения атомов:

Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система - графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается число внешних электронов,
• уменьшается радиус атомов,
• увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
• увеличивается электроотрицательность,
• усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
• ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
• ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
• возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
• уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
• уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
• ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
• усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
• возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

Задачи и тесты по теме "Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)"."

• Периодический закон - Периодический закон и строение атомов 8–9 класс
  Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.

  Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.

  Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
  Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N орбиталей = n 2 , где n - номер уровня. N орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s -, три 3p - и пять 3d -орбиталей.

  Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.

  Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

  
  Рекомендованная литература:
  • О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
  • Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Тема – 1: Строение атома. Заряд ядра, порядковый номер и масса атома.

Студент должен:

Знать:

· Современную формулировку периодического закона и строение таблицы

Уметь:

· Определять элементы по описанным свойствам, определять элемент по электронной формуле.

· Устанавливать по порядковому номеру элемента номер периода и номер группы, в которых он находится, а также формулы и характер высшего оксида и соответсующего ему гидрооксида.

· Записывать электронную формулу данного элемента и сравнивать с окружающими его элементами в периоде и группе.

1.1. Порядковый номер химического элемента и значение заряда ядра его атома. Изотопы

Классифицируя химические элементы, использовал два их признака: а) относительную атомную массу б) свойства простых веществ и соединений элементов.

Первый признак – ведущий, второй – проявляется связанно с первым: свойства элементов изменяются периодически с возрастанием относительной атомной массы.

Но при построении периодической системы, располагая химические элементы по возрастанию относительной атомной массы, в некоторых местах нарушил это правило: поменял кобальт и никель, теллур и йод. Позднее так же пришлось поступить еще с двумя парами химических элементов: аргон – калий и торий – протактиний. Ведь активный щелочной метал калий нельзя включить в семейство химически устойчивых инертных газов, которые или вовсе не образуют химических соединений (гелий, неон), или вступают в реакции с трудом.

не мог объяснить эти исключения из общего правила, так же, как и причину периодичности в изменении свойств химических элементов, расположенных по возрастанию относительной атомной массы.

В XX в. Ученые установили, что атом состоит из ядра и движущихся около него электронов. Движущиеся вокруг ядра электроны образуют электронную оболочку атома. Атом – электро – нейтральная частица, т. е. не имеющая заряда. Ядро же заряжено положительно, и его заряд нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом всех электронов в атоме. Например, если ядро атома имеет заряд +4, то вокруг него движутся четыре электрона, каждый из которых имеет заряд, равный -1.

Экспериментально было установлено, что порядковые номера элементов в периодической системе совпадают со значениями зарядов ядер их атомов. Заряд ядра атома водорода равен +1, гелия +2, лития +3 ит. д. Положительный заряд атома у каждого последующего элемента на единицу больше, чем у предыдущего, и в его электронной оболочке на один электрон больше.

Порядковый (атомный) номер химического элемента численно равен заряду его атома.

С тех пор как ученые выявили физический смысл порядкового номера элемента, периодический закон формулируется так: свойства простых веществ, а также состав и свойства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов.

Как можно объяснить, почему значения зарядов ядер атомов химических элементов в периодической системе возрастают, а правильная последовательность увеличения относительной атомной массы в ряде случаев нарушается? Для ответа на этот вопрос надо привлечь сведения о составе атомных ядер, известные вам из курса физики.

Ядра атомов заряжены положительно, так как в их состав входят протоны. Протон – это частица с зарядом +1 и относительной массой, равной 1. Ядро атома водорода имеющего относительную атомную массу, равную 1,- это протон. В ядре гелия два протона, но относительная атомная масса гелия равна 4. Это связано с тем, что в ядро атома гелия входят не только протоны, но и нейтроны – незаряженные частицы с относительной атомной массой, равной 1. Следовательно, чтобы найти число нейтронов в атоме, из относительной атомной массы надо вычесть число протонов (заряд ядра атома, порядковый номер) Масса электронов ничтожна, мала, ее в расчет не принимают.

Именно по числу протонов в ядре отличаются атомы разных элементов. Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Число нейтронов в ядрах атомов одного и того же элемента может быть разным.

Разновидности атомов химического элемента, имеющие в ядрах разное число нейтронов, называют изотопами. Именно наличием изотопов объясняются те перестановки, которые в свое время. Современная наука подтвердила его правоту. Так, природный калий образован в основном атомами его легких изотопов, а аргон – тяжелых. Поэтому относительная атомная масса калия меньше, чем аргона, хотя порядковый номер (заряд) калия больше.

Большинство химических элементов представляет собой смеси изотопов. Например , природный хлор содержит изотопы с атомными массами 35 и 37. Относительная атомная масса 35,5 получена расчетным путем с учетом не только массы изотопов, но и содержания каждого из них в природе. Из-за того, что химические элементы имеют изотопы, а значения относительных атомных масс элементов – это усредненные по содержанию изотопов величины, они представляют собой дробные, а не целые числа.

Когда хотят подчеркнуть о каком именно изотопе идет речь, около химического знака слева вверху пишут значение относительной атомной массы атома этого изотопа, а слева внизу – заряд ядра, например 37Cl17.

1.2. Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают совокуп­ность информации об энергии определенного электрона и про­ странстве, в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, то есть мож­но говорить лишь о вероятности нахождения его в простран­стве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с оп­ределенной плотностью отрицательного заряда.

В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности, то есть показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее будет его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию элект­рона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где ве­роятность нахождения электрона будет максимальной.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.

Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе, к которому принадлежит химический элемент: у ато мов элементов первого периода - один энергетический уровень, второго периода - два, седьмого периода - семь.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле

N = 2 n 2 ,

где N - максимальное число электронов; п - номер уровня или главное квантовое число. Следовательно, на первом, бли­ жайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов;

на втором - не более 8;

на третьем - не более 18;

на четвертом - не более 32.

А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?

Начиная со второго энергетического уровня (п = 2), каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), не­сколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.

Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуро­вень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре подуровня. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.

Каждому значению п соответствует число орбиталей, равное п2. По данным, представленным в таблице 1, можно про­следить связь главного квантового числа п с числом подуров­ней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.

s -Подуровень - первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной s-орбитали;

р-подуровень - второй подуровень каждого, кроме перво­го, энергетического уровня, состоит из трехр-орбиталей;

d -подуровень - третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти d-орбиталей;

f -подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи - орбиталей.

На рисунке представлена схема, отражающая число, форму и положение в пространстве электронных орбиталей первых четырех электронных слоев отдельного атома.

1.3. Электронные конфигурации в атомах химических элементах

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитами может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского «веретено »), то есть обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей вооб­ражаемой оси: по часовой или против часовой стрелки. Этот принцип носит название принципа Паули.

Если на орбитали находится один электрон, то он называ­ется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, то есть электроны с противоположными спинами.

s-Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода (п = 1) располагается на этой орбитали и неспарен. Поэтому его электронная формула, или элек тронная конфигурация, будет записываться так: 1s1. В электрон­ных формулах номер энергети­ческого уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой (1...), латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа вверху от буквы (как по­казатель степени), показывает число электронов на подуровне.

На втором энергетическом уровне (n = 2) имеется четыре орбитали: одна s и три р. Электроны s-орбитали второго уров­ня (2p-орбитали) обладают более высокой энергией, так как находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны ls-орбитали (n = 2)

Вообще, для каждого значения п существует одна s-орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения п.

р-Орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки. Все три р-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с п = 2, имеет три р-орбитали. С увеличением значения п электроны занимают. р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, г.

У элементов второго периода (п = 2) заполняется сначала одна s-орбиталь, а затем три р-орбитали.

У элементов третьего периода заполняются соответственно 3s - и 3р-орбитали. Пять d-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4s - и 5s - орбитали.

Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие 3d - и 4d - орбитали соответственно.

У элементов больших периодов - шестого и незавершен­ного седьмого - электронные уровни и подуровни заполняют­ся электронами, как правило, так: первые два электрона по­ступят на внешний s-подуровень следующий один электрон (у La и Ас) на предыдущий d-подуровень. Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4 f- и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов:

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп: 73Та 2, 8, 18, 32, 11, 2; 104Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2, - и, наконец, только после полного заполнения десятью электронами d-подуровня будет снова заполняться внешний р-подуровень:

86Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два пра­вила: принцип Паули , согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки (орбитали), располагаются в них сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

1.4. Строение электронной оболочки атомов

В ходе химических реакций ядра атомов не изменяются. Этот вывод можно сделать из известного вам факта, что продукты реакции состоят из атомов тех же химических элементов, что и исходные вещества. Но что же происходит с атомами в ходе химических реакций? Существует ли связь между строением атома и проявлением тех или иных физических и химических свойств? Для ответа на вопросы надо сначала рассмотреть строение электронной оболочки атомов разных химических элементов.

Число электронов в атоме равно заряду его ядра. Электроны располагаются на разном удалении от ядра атома, группируясь в электронные слои. Чем ближе к ядру расположены электроны, тем прочнее они связаны с ядром.

Ядро атома водорода имеет заряд +1. В атоме только одни электрон и, естественно, одни электронный слой.

Следующий за водородом гелий. Не образует соединений с другими элементами, а значит, валентность не проявляет. Ядро атома гелия имеет заряд +2, вокруг него движутся два электрона, образуя один электронный слой. Атомы гелия не дают соединений с атомами других химических элементов, а это говорит о большой устойчивости его электронной оболочки. Электронные оболочки гелия и других атомов инертных газов называют завершенными.

Следующий элемент – литий. В атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом, ближнем к ядру электронном слое, а третий образует второй внешний электронный слой. В атоме лития появился второй электронный слой. Находящийся на нем электрон более удален от ядра и слабее связан с ядром, чем два других.

Найдите в периодической таблице химический знак лития. От лития до неона закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами второй электронный слой, и с ростом числа электронов на нем металлические свойства элементов постепенно ослабевают и сменяются нарастающими неметаллическими.

Фтор – самый активный неметалл, заряд его ядра +9, в его атоме два электронных слоя, содержащих 2 и 7 электронов. За фтором следует неон.

По свойствам элементы фтор и неон резко различаются. Неон инертен и так же, как гелий, не образует соединений. Значит, второй электронный слой, содержащий восемь электронов, является завершенным: электроны сформировали устойчивую систему, придавая атому инертность.

Если это так, то следующий элемент, атомы которого должны отличатся от атомов неона дополнительным протоном в ядре и электронном, будет иметь три электронных слоя. У атома этого элемента появится, таким образом, третий, внешний электронный слой, заселенный одним электроном. Этот элемент будет резко отличатся по свойствам от неона, он должен быть активным металлом, подобно литию, и проявлять в соединениях валентность, равную 1.

Данному описанию подходит элемент натрий. Он открывает третий период. Натрий – щелочной металл, еще более активный чем литий. Значит, наши предположения оказались верны. Единственный электрон внешнего электронного слоя атома натрия расположен дальше от ядра, чем внешний электрон лития, а потому еще слабее связан с ядром.

В ряду элементов от натрия до аргона вновь проявляется отмеченная выше закономерность: увеличивается число электронов, образующих внешний электронный слой атомов, металлические свойства простых веществ от натрия к алюминию ослабевают, неметаллические свойства усиливаются при переходе от кремния к фосфору и сере и наиболее ярко выражены у галогенов. В конце третьего периода находится элемент – аргон, в атоме которого завершенный, восьмиэлектронный внешний слой. При переходе от хлора к аргону резко изменяются свойства атомов элементов, а с ними и свойства простых веществ и соединений этого элемента. Известно, что аргон – инертный газ. Он не вступает в соединения с другими веществами.

Также резко изменяются свойства и при переходе от аргона – последнего элемента третьего периода к первому элементу четвертого периода – калию. Калий – щелочной металл, в химическом отношении очень активен.

Таким образом, количественные изменения в составе атома (число протонов в ядре и электронов на внешнем электронном слое) связаны с качественными (свойства простых веществ и соединений, образованных химическим элементом).

Систематизируем знания.

1. В электронной оболочке атома электроны расположены слоями. Первый от ядра слой завершен, когда на нем находятся два электрона, второй завершенный слой содержит восемь электронов.

2. Число электронных слоев в атоме совпадает с номером периода, в котором находится химический элемент

3. Электронная оболочка атома каждого следующего элемента в периодической системе повторяет строение электронной оболочки предыдущего элемента, но отличается от нее на один электрон.

Изученного вам достаточно, чтобы сделать выводы о взаимосвязи строения атомов и свойства химических элементов, понять причины периодического изменения их свойств, сходства и различия. Сформулировать эти выводы.

1. Свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер атомов, изменяются периодически потому, что периодически повторяется сходное строение внешнего электронного слоя атомов .

2. Плавное изменение свойств элементов в пределах одного периода обусловлено постепенным увеличением числа электронов на внешнем слое атомов.

3. Завершение внешнего электронного слоя атома приводит к резкому скачку в свойствах при переходе от галогена к инертному газу; появление нового внешнего электронного слоя в атоме – причина резкого скачка в свойствах при переходе от инертного газа к щелочному металлу.

4. Свойства химических элементов, принадлежащих к одному семейству, сходны потому, что на внешнем электронном слое их атомов находится одинаковое число электронов.

1.5. Валентные возможности атомов химических элементов

Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.

Валентность атома химического элемента определяется в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи .

Валентные электроны атомов элементов главных подгрупп расположены на s - и p-орбиталях внешнего электронного слоя. У элементов побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, валентные электроны расположены на s-орбитали внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоев.

Для того чтобы верно оценить валентные возможности атомов химических элементов, нужно рассмотреть распределение электронов в них по энергетическим уровням и подуровням и определить число неспаренных электронов в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда для невозбужденного (основного, или стационарного) состояния атома и для возбужденного (то есть получившего дополнительную энергию, в результате чего происходит распаривание электронов внешнего слоя и переход их на свободные орбитали). Атом в возбужденном со­стоянии обозначают соответствующим символом элемента со звездочкой.

https://pandia.ru/text/80/139/images/image003_118.gif" height="757">Например, рассмотрим валентные возможности атомов фосфора в стационарном и возбужденном состояниях:

https://pandia.ru/text/80/139/images/image006_87.jpg" width="384" height="92 src=">

Затраты энергии на возбуждение атомов углерода с избыт­ком компенсируются энергией, выделяющейся при образова нии двух дополнительных ковалентных связей. Так, для перевода атомов углерода из стационарного состояния 2s22p2 в возбужденное - 2s12p3 требуется затратить около 400 кДж/моль энергии. Но при образовании С-Н-связи в предельных угле­водородах выделяется 360 кДж/моль. Следовательно, при об­разовании двух молей С-Н-связей выделится 720 кДж, что превышает энергию перевода атомов углерода в возбужденное состояние на 320 кДж/моль.

В заключение следует отметить, что валентные возмож­ности атомов химических элементов далеко не исчерпывают­ся числом неспаренных электронов в стационарном и возбуж­денном состояниях атомов. Если вы вспомните донорно-акцепторный механизм образования ковалентных связей, то вам станут понятны и две другие валентные возможности атомов химических элементов, которые определяются наличием сво­бодных орбиталей и наличием неподеленных электронных пар, способных дать ковалентную химическую связь по донорно-акцепторному механизму. Вспомните образование иона ам­мония NH4+ (Более подробно мы рассмотрим реализацию этих валентных возможностей атомами химических элементов при изучении химической связи.)

Сделаем общий вывод.

Валентные возможности атомов химических элементов определяются: 1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей); 2) наличием свободных орбиталей; 3) наличием неподеленных пар электронов.