Электронное строение атома и периодический закон

Электронное строение атома и периодический закон

Особенности состояния электронов в атоме Свойства элементов определяются количеством электронов и их пространственным расположением относительно ядра в атоме.

Атом А том— наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов(p) и электрически нейтральных нейтронов (n), а окружающее его облако состоит из отрицательно заряженных электронов. Масса атома сосредоточена в ядре. ядро занимает примерно 1/10 часть объема атома

Число электронов в нейтральном атоме равно числу протонов. Порядковый номер элементов в таблице Д. И. Менделеева (Z) равен заряду ядра (т. е. количеству протонов). Атомы одного элемента с одинаковыми зарядами ядер, но разными массовыми числами A=p+n (суммой протонов и нейтронов), называются изотопами Изотопы аргона: Ar, Ar. Изотопы калия: K, K.

Модели строения атома

Квантово-механическая модель атома Уравнение Шредингера Двойственная природа электрона: e

Движение микрочастиц в квантолвой механике описыватся уравнением Шредингера. Ψ- называется волновой функцией, квадрат которой характеризует плотность вероятности нахождения частицы в данном месте пространства. Атомная орбиталь - трехмерная область пространства, вероятность нахождения электрона в которой превышает 90%

Электроны движущиеся на орбиталях близких размеров образуют энергетические уровни. Энергетические уровни, кроме первого, состоят из подуровней. Каждая атомная орбиталь (ее энергия, форма, размер, ориентация в пространстве) характеризуется набором целочисленных параметров n, l, m- называемых квантовыми числами.

Квантовые числа § Главное квантовое число n § Орбитальное квантовое число l § Магнитное квантовое число m Спиновое квантовое число s

Главное квантовое число может принимать положительные целочисленные значения: n=1, 2, 3, . . 7. . , ∞ Главное квантовое число характеризует: * удаленность уровня от ядра *уровень энергии электрона в атоме *количество подуровней на данном уровне.

Орбитальное квантовое число, принимает целочисленные значения l=0, 1…(n-1) Орбитальное квантовое число характеризует тип энергетического подуровня и форму атомной орбитали. 0 1 2 3 Тип S подуровня p d f l Форма атомной орбитали -

Число подуровней, на которые расщепляется энергетический уровень равно номеру уровня. Например, 1 Обозначение l подуровня 0 (одно значение) 1 s 2 3 0; 1 (два) 0; 1; 2 (три) n 2 s 2 р 3 s 3 р 3 d Т. о. , энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l.

Магнитное квантовое число принимает значения, соответствующие целочисленным проекциям магнитного момента на оси координат: m=0, ± 1, ± 2, …, ±l и характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали.

Оно принимает все целочисленные значения от – l до + l. Например, при l =0 ml = 0; при l =1 ml = -1; 0 ; +1; при l =2 ml = -2; -1; 0 ; +1; +2; Любому значению l соответствует (2 l+1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве. Все орбитали, принадлежащие одному подуровню данного энергетического уровня, имеют одинаковую энергию в отсутствии магнитного поля (вырожденные).

Формы s-, p-, d- и f-орбиталей

Спиновое число - «СПИН» - определяется собственным моментом вращения электрона в двух противоположных направлениях. S= ± 1/2 обозначение Графическое обозначение Направление вращения +1/2 ↑ по часовой стрелке -1/2 ↓ против часовой стрелки

Общая таблица по квантовым числам n l тип m подуровня кол-во s энергети ческих ячеек кол-во Кол-во электронов на на уровне подуровне 1 0 1 s 0 1 ± 1/2 2 0 1 2 s 2 p 0 -1 0 1 1 3 ± 1/2 2 ± 1/2*3 6 8 3 0 1 2 3 s 3 p 3 d 0 -1 0 1 -2 -1 0 1 2 1 3 5 ± 1/2 2 ± 1/2*3 6 ± 1/2*5 10 18 4 0 1 2 3 4 s 4 p 4 d 4 f 0 -1 0 1 -2 -1 0 1 2 -3 -2 -1 0 1 2 3 1 3 5 7 ± 1/2*3 ± 1/2*5 ± 1/2*7 32 2 6 10 14

Энергетический уровень Совокупность всех орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа, т. е. орбиталей с близкими значениями энергий.

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии правило Клечковского принцип Паули правило Хунда

Последовательность заполнения электронных подуровней 1. Принцип минимума энергии Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует наименьшему возможному значению его энергии. В результате возрастание энергии по энергетическим подуровням происходит примерно в следующем порядке: n. S < (n-1)d ≤ (n-2)f ≤ (n-3)g < np 2. Правило Клечковского Заполнение электронных оболочек в атомах элемента происходит в порядке возрастания суммы (n+l). При равенстве этой суммы вначале заполняется подуровень с меньшим значением n.

Применим правило Клечковского … 3 s 3 p 3 d 4 s 4 p… (3+0) (3+1) (3+2) 3 4 (4+0) (4+1) 5 4 5 Последовательность заполнения этих подуровней : … 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p… Увеличение Е

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

3. Запрет Паули В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа: х=2 п 2 4. Правило Хунда Минимальной энергией обладает конфигурация с максимальным суммарным спином.

При наличии однотипных орбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом Хунда: в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Например, 2 p 2 p 1 ж 1 ц 1 1 + з - ч+ = 2 и 2 ш 2 2 2 p 1 1 ж 1 ц 1 + + з- ч= 2 2 и 2 ш 2 2 p 1 ж 1 ц 1 1 + з - ч+ = 2 и 2 ш 2 2 2 p ж 1 ц 1 з - ч+ + з - ч = и 2 ш 2 1 1 1 3 + + = 2 2 max суммарный спин

Составление электронных формул 1. полная электронная формула показывает распределение электронов атома по его уровням и подуровням. Независимо от последовательности формирования подуровня в электронной формуле он записывается на своем энергетическом уровне. 2. сокращенная электронная формула показывает распределение валентных электронов на формирующихся атомных орбиталях.

. электронная формула в виде энергетических ячеек. Составляется только для сокращенной электронной формулы. Показывает распределение валентных электронов и позволяет прогнозировать возможные валентности атома. Нормальным (невозбужденным) состоянием атома называется структура, соответствующая квантовохимическим законам формирования атомных орбиталей. 3 Возбужденным состоянием атома называется структура, в которой электроны переходят на энергетические подуровни с более высокой энергией в пределах внешнего уровня.

Валентность - способность атома к образованию химических связей Валентность определяется числом неспаренных электронов на внешних орбиталях в атоме.

1 s 22 s 2 Ве 2 s 2 p В 1 s 22 p 1 2 s 2 p 22 s 22 p 6 3 s 23 p Mn 1 s 3 d 4 s 4 p 6 3 d 54 s 2 3 d 4 s 4 p

Периодический закон Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра (порядковый номер). Периодический закон был открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс (весов). Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Атомный радиус Орбитальный атомный радиус- это условная величина, которая равна расстоянию между ядром и самой дальней из стабильных орбиталей в в электронной оболочке этого атома. В периоде с увеличением порядкового номера атомный радиус уменьшается за счёт более сильного взаимодействия между ядром и внешними электронами. В группе с увеличением порядкового номера атомный радиус растет, так как увеличивается число уровней.

увеличение уменьшение при этом в главных подгруппах такое увеличение происходит в большей степени, чем в побочных подгруппах.

Зависимость радиуса атомов от заряда ядра

Атомные радиусы

Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион. Энергия, которая выделяется присоединении к атому одного электрона, называется энергией сродства к электрону Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо с возрастанием заряда ядра. В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие увеличения расстояния электрона от ядра.

Первая энергия ионизации

Первая энергия ионизации

Сродство к электрону

Электроотрицательность - способность атома в соединении притягивать к себе электроные пары. Может быть определена формуле: ЭО=1/2(ЭИ+СЭ), где ЭИ и СЭ –энергия ионизации и сродства. На практике пользуются относительной электроотрицательностью. с увеличением номера элемента электроотрицательность в периоде растет, а в группе — уменьшается. ЭО<2 Металлические свойства ЭО≈2 Переходные свойства ЭО>2 Неметаллические свойства

Таблица электроотрицательностей элементов по Полингу H 2, 1 Li 1, 0 Na 0, 9 К 0, 8 Rb 0, 8 Cs 0, 7 Fr 0, 7 Be В С N О F 1, 5 2, 0 2, 5 3, 0 3, 5 4, 0 Mg Al Si P S Cl 1, 2 1, 5 1, 8 2, 1 2, 5 3, 0 Ca Ga Ge As Se Br 1, 0 1, 6 1, 8 2, 0 2, 4 2, 8 Sr In Sn Sb Те I 1, 0 1, 7 1, 8 1, 9 2, 1 2, 5 Ba Tl Pb Bi Po At 0, 9 1, 8 1, 9 2, 0 2, 2 Ra 0, 9

Электроотрицательности атомов