Общая и неорганическая химия Строение атома Периодический закон

Общая и неорганическая химия Строение атома Периодический закон Химическая связь

1. Современная модель строения атома. 2. Характеристика энергии электрона и пространственное распределение вероятности его нахождения в атоме системой квантовых чисел. 3. Электронные конфигурации атомов. 4. ПЗ Д. И. Менделеева. 5. Теории химической связи ( МВС и ММО).

Строение атома Атом (от греч. atomos - неделимый) - наименьшая химическая частица, состоящая из массивного положительно заряженного ядра и движущихся в электрическом поле ядра отрицательно заряженных электронов

Атомные частицы и их свойства Атом состоит из трёх видов частиц: 1. Электрон - (е) - заряд отрицательный, q=-1, 6. 10 -19 Кл. Масса mе =9, 1. 10 -31 кг 2. Протон – (р)- заряд положительный Масса mр = 1836 ∙ mе 3. Нейтрон –(n)- заряд нейтральный, масса mn≈ mр

Как устроен атом? 1911 г. Э. Резерфорд Подобную модель называют ядерной или планетарной. Электрон ( в 1867 раз легче ядра, v = 108 м/с) Ядро (1, 67 • 10 -27 кг)

В 1913 г Нильс Бор (Дания) предположил, что 1) электрон движется не по любым, а лишь по строго определённым( «разрешённым» , «стационарным» ) орбитам; 2) при этом не излучая и не поглощая энергии; 3) излучение происходит при перескоке с одной стационарной орбиты на другую порциями - квантами.

Спектр атома водорода Еизлуч или Епоглощ = ∆Е = Екон -Енач = hγ, эв или к. Дж

Спектр атома водорода

В 1924 г французский учёный Луи де Бройль высказал предположение о двойственной природе материальных частиц, в частности электрона. В 1926 г Э. Шредингер теорию движения микрочастиц – квантовая (волновую) механику создание современной квантовомеханической модели строения атома. Эта модель не наглядная ! ( очень условное изображение) λ=10 -8 см

Принцип неопределенности Гейзенберга 1. Невозможно с высокой степенью точности установить координаты местоположения и величину скорости движения микрочастицы для которой присущи корпускулярно-волновые свойства, т. е. для электрона. 2. Применительно к электрону в атоме нельзя говорить о стационарном движении электрона по орбитам – стационарных орбит нет. В 1926 г Шредингеру удалось в одной форме отразить корпускулярные и волновые свойства атома, основываясь на постулатах Луи-де-Бройля и Принципе неопределенности Гейзенберга и точно решить уравнение для простейшего атома водорода. Рассматривая волновое поведение движущегося электрона в атоме он применил математический аппарат, описывающий движение волны в трехмерном пространстве - уравнение Шредингера. .

Решение этого уравнения, т. е. математическое описание орбитали (указание трех пространственных координат), возможно лишь при определенных значениях набора трех целых чисел n, квантовыми. l, ml, которые называют

Главное квантовое число n – определяет… Характеризует энергию электрона в атоме и размеры электронного облака Принимает целочисленные значения от 1 до ∞. Чем > n , тем большей энергией обладает электрон, и тем слабее он связан с ядром…. . n= Обозначение энергетического слоя 1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q

Орбитальное (побочное) квантовое число l– определяет форму электронного облака Характеризует энергетический подуровень Принимает целочисленные знач. от 0 до (n-1) l 0 1 2 3 4 Буквенное обозначение подуровня s p d f g Форма орбитали сложн.

Схематичное изображение электронных уровней, подуровней и орбиталей

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 ml Характеризует различные ориентации электронных облаков в пространстве под действием внешнего магнитного поля. 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. Именно, ml = (2 l+1)

Следовательно, число значений ml это число орбиталей с данным значением l. s - cостоянию соответствует одна орбиталь (одно значение ml) p - состоянию – три, d - состоянию – пять, f - состоянию – семь и т. д. Число орбиталей на подуровне равно (2 l+1), а общее число орбиталей на энергетическом уровне равно n 2. Все орбитали, принадлежащие одному подуровню данного энергетического уровня, имеют одинаковую энергию в отсутствии магнитного поля (вырожденные).

Формы атомных орбиталей

Спиновое квантовое число ms характеризует собственный механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси - по часовой стрелке и против часовой стрелки. Спиновое квантовое число может принимать, следовательно, только два значения и в квантовой механике они приняты такими: ms= -1/2 и ms= +1/2.

l ml 0 (s) 0 1 (p) -1 0 +1 -2; -1; 0; +1; +2 Число АО на подуровне = = (2 l+1) 2 (d) 3 -3; -2; -1; 0; (f) +1; +2; +3 Направление в пространстве сложные структуры

Электронное строение многоэлектронных атомов Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями чисел n, l, ml называется атомная орбиталь

Общая характеристика состояния электрона в многоэлектронном атоме определяется принципом запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми. Выводы 1. На одной АО могут находиться максимум 2 электрона, отличающихся друг от друга спинами. 2. Максимально число электронов для данного энергетического подуровня l будет определятся по формуле 2(2+l ) электронов. 3. Максимально число электронов на данном энергетическом уровне n будет определятся по формуле N=2 n 2.

Заполнение АО происходит в соответствии с правилом Гунда: 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 сспин

Построение системы квантовых объектов ПРАВИЛО Гунда

Построение системы квантовых объектов

Принцип min(наименьшей) энергии подтверждается двумя правилами Клечковского 1. Заселение электронами АО идет по мере суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), т. е. с меньшей суммарной энергией 2. При одинаковых значениях этой суммы (n 1+l 1)= (n 2+l 2) раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n

Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней идет в следующем порядке: … 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 применяем второе правило К. … 3 s 3 p 4 s Увеличение Е 3 d 4 p…

Последовательность заполнения электронами уровней и подуровней – общая электронная формула по ПСЭМ: 1 s 22 p 63 s 23 p 64 s 23 d 104 p 65 s 24 d 105 p 66 s 2 5 d 14 f 145 d 2 -106 p 67 s 26 d 15 f 146 d 2 -107 p 6… Или не вдаваясь в детали: 1 s 22 p 63 s 23 p 64 s 23 d 104 p 65 s 24 d 105 p 66 s 2 4 f 145 d 106 p 67 s 25 f 146 d 107 p 6…

«Проскок» электрона» Установлено, что у d-орбиталей особо устойчивыми конфигурациями являются d 5 и d 10 , а у f-орбиталей f 7 и f 14. Поэтому в основном состоянии атома наблюдается проскок электрона с ns-подуровня на (n-1)d-подуровень: Сr : …. 3 d 44 s 2 – неверно Сr : …. 3 d 54 s 1 – верно

Электронные формулы показывают, как распределены электроны в атоме по АО 1. Полная электронная формула 2. Краткая электронная формула 3. Электроннографическая формула

Типы элементов s-элементы: В качестве валентных электронов только s – электроны например: Li (литий) – 2 s 1, Ca (кальций) – 4 s 2, p – элементы: В качестве валентных электронов только электронов s и p электроны например: N (азот) – 2 s 2 2 p 3; S (сера) – 3 s 2 3 p 4. d-элементы: элементы, имеющие в качестве валентных электронов s и d электроны например: Sc (скандий) – 4 s 2 3 d 1. f-элементы: элементы, имеющие в качестве валентных электронов s и f электроны например: La (лантан) – 6 s 2 4 f 1.

Периодический закон Д. И. Менделеева. Открыт в 1869 г. великим русским ученым Д. М. Менделеевым. Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер в результате периодического повторения электронных конфигураций внешнего энергетического уровня ПСЭМ - это графическое отображение этого закона

Периодически меняющиеся свойства атомов 1. Атомные и ионные радиусы 2. Энергия ионизации 3. Сродство к электрону 4. Электроотрицательность

Периодом в ПСЭМ называется -… …от ns 1 до ns 2 p 6 (кроме первого периода). Элементы –аналоги, т. е. расположенные в одной подгруппе ПСЭМ, имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при различных значениях n и поэтому проявляют сходные химические свойства.

1. Абсолютные атомные радиусы… эффективные атомные радиусы, кот. Рассчитывают… увеличение уменьшение при этом в группах А такое увеличение происходит в большей степени, чем в группах В.

2. Энергия ионизации (Еион) [к. Дж/моль] или [э. В/атом] (1 э. В/атом= 100 к. Дж/моль. ) – это … Характер изменения в периодах одинаков

Энергии ионизации атомов элементов 2 го и 3 -го периодов уменьшение Увеличивается немонотонно

Энергии ионизации элементов II-го и III-го периодов Ne 2000 F 1500 N Be 1000 Li 500 0 Na 1 C B Mg Al 2 3 Si 4 Ar O Cl P 5 S 6 7 8

Анализ изменения энергии ионизации позволяет сделать некоторые выводы: 1. В периодах Еион увеличивается, что вызвано сжатием электронной оболочки вследствие увеличения эфф. заряда ядра. 2. Неравномерность в изменении Еион …. . … Еион (В 2 s 22 p 1) < Еион (Ве 2 s 2) и Еион (О 2 s 22 p 4) < Еион (N 2 s 22 p 3) 3. Атомы щелочных Ме (ns 1) имеют самые низкие Еион 4. Атомы благородных газов (ns 2 np 6) имеют max Еион

3. Энергия сродства атома к электрону (Еср. ) [к. Дж/моль] или [э. В/атом] - это … Характер изменения в периодах одинаков:

Сродство к электрону атомов элементов 2 -го и 3 -го периодов

Еср, к. Дж/моль 400 Cl 300 200 100 -200 S C Li 1 Al B Na 3 2 Mg Be Si 4 F O P N 5 6 7 Ne 8 Ar II период III период группа

Анализ изменения Еср. позволяет сделать некоторые выводы: 1. Min (отрицательное) Еср. наблюдается у атомов, имеющих завершенные ns 2 и ns 2 np 6 подуровни. 2. Незначительна Еср. у атомов с конфигурацией np 3 (устойчивый наполовину заполненный подуровень) 3. Мах Еср. обладают атомы 7(А) группы – ns 2 np 5

4. Электроотрицательность ( ) [к. Дж/моль] или [э. В/атом] – характеризует … ЭО Li = ½ (500+60) = 280 к. Дж/моль ЭО F = ½ (1700+310) = 1005 к. Дж/моль По Полингу ЭО Li условно принята за 1, тогда ЭО F = 1005 /280 = 3, 6. Т. о. получается безразмерная величина - относительная электроотрицательность (ОЭО).

ОЭО элементов по Л. Полингу Группа Iа IIIа IVа Vа VIIа VIIIа 1 (H) H 2, 1 He 2 Li 1, 0 Be 1, 6 B 2, 1 С 2, 6 N 3, 0 O 3, 4 F 4, 0 Ne 3 Na 0, 9 Mg 1, 3 Al 1, 6 Si 1, 9 P 2, 2 S 2, 6 Cl 3, 0 Ar 4 K 0, 8 Ca 1, 0 Ga 1, 8 Ge 2, 0 As 2, 2 Se 2, 4 Br 2, 8 Kr 5 Rb 0, 8 Sr 1, 0 In 1, 8 Sn 2, 0 Sb 2, 1 Te 2, 1 I 2, 5 Xe увеличение уменьшение Пер иод

Изоэлектронность Ионы и атомы, имеющие одинаковое электронное строение называются изоэлектронными: + , F–, Ne - 1 s 2 2 p 6 Na

Создатели квантовой механики Вернер Карл Гейзенберг (1901 -1976) В 1925 г. разработал матричную механику – первый вариант квантовой механики.