Химия Строение атома Периодическая таблица Менделеева Химическая связь

Химия Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь.

Атом состоит из двух частей – атомного ядра и электронной оболочки. В атомном ядре сосредоточена почти вся масса атома. Частицы, образующие ядро атома называются «нуклонами» . Это протоны и нейтроны. В электронной оболочке находятся электроны – частицы с крайне малой массой и отрицательным зарядом.

Атомное ядро, состоящее из частиц с одинаковым(положительным) зарядом существует благодаря так называемому «дефекту масс» Если высчитать массу атомного ядра как массу всех нуклонов, то окажется, что расчетная масса больше реальной массы атома. «Недостаток» массы конвертируется в энергию ядерных сил, удерживающих компоненты ядра вместе по формуле: E = mc 2

Атомное ядро Атом в нормальном состоянии электронейтрален. Число протонов равно числу электронов. Поскольку именно электронная конфигурация определяет химические свойства, то изменение количества протонов в ядре меняет и принадлежность атома к химическому элементу. Количество нейтронов в ядре атома на его химические свойства не влияет.

Комбинации строения атомных ядер • Если у двух атомов одинаковое количество протонов, но различное количество нейтронов, то такие атомы называются «изотопами» . Химические свойства изотопов одинаковы. • Если у двух атомных ядер одинаковое количество нейтронов, но разное количество протонов, то такие атомы называются «изотонами» . Изотоны принадлежат к различным химическим элементам. • Если у двух атомных ядер равна сумма протонов и нейтронов, то они называются «изобарами» . Как и изотоны, они принадлежат к разным химическим элементам.

Электрон. Корпускулярно-волновой дуализм. Электроны обладают двойственными свойствами, с одной стороны они демонстрируют свойства, характерные для потока частиц – имеют массу покоя, заряд, могут оказывать давление, с другой стороны движение электронов подчиняется законам распространения радиоволн – можно определить такие характеристики как длина волны и частота, присутствуют такие явления как дифракция и интерференция. Такое явление получило название «корпускулярноволновой дуализм» .

Электрон. Уравнение Шрёдингера. Движение элементарных частиц описывается уравнением Шрёдингера: где h – постоянная Планка; m – масса частицы; U – потенциальная энергия; Е – полная энергия; x, y, z – координаты; ψ( «пси» ) – волновая функция.

Электрон. Уравнение Шрёдингера. Важным физическим смыслом обладает квадрат волновой функции. Ψ 2 для определенного объема v (математическое выражение - Ψ 2/dv) определяет вероятность нахождения электрона в точке пространстве объема v. Решение уравнения Шрёдингера на данный момент существует только для частиц с одним электроном – атом водорода, катион гелия и т. д.

Электрон. Постулаты Бора. • Атом и атомные системы могут длительно пребывать только в особенных стационарных или квантовых состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает электромагнитных волн. • Излучение света происходит при переходе электрона из стационарного состояния с большей энергией в стационарное состояние с меньшей энергией. Энергия излученного фотона равна разности энергий стационарных состояний.

Электрон. Принцип неопределенности Гейзинберга. Движение электрона описывается двумя переменными – импульсом и положением в пространстве. Чем точнее оператор измеряет одну переменную, тем большая погрешность возникает при определении второй.

Электронное облако. • Движение электрона носит вероятностный характер. • В атоме электрон находится в стационарных состояниях. • Невозможно единовременно определить скорость движения электрона(импульс) и его координаты в пространстве.

Электронное облако. • Пространство вокруг атома, в котором вероятность обнаружения электрона не менее 90% называется «электронным облаком» (или «атомной орбиталью» ). • Электронное облако – всего – лишь модель движения электрона в стационарном состоянии. Со временем эта модель может быть заменена.

Электрон. Квантовые числа. Для характеристики электрона в составе атома введены квантовые числа: • n – главное • l – орбитальное • ml - магнитное • ms - cпиновое

Электрон. Главное квантовое число. • Главное квантовое число определяет энергию электрона на и размер атомной орбитали. Чем выше значение n, тем больше энергии у электрона и тем больше размер электронного облака. • Состояние электрона, характеризующееся определенным значением n называется энергетическим уровнем. • Электронные облака с одинаковым n имеют схожие размеры. • n может принимать значение целых положительных чисел. Значение n совпадает с номером периода в периодической таблице.

Электрон. Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака и энергию электрона на подуровне. Максимальное значение l определяется по формуле: l = n – 1 Каждому значению l соответствует своя форма электронного облака. Энергетические подуровни обозначают буквами: Значение l 0 1 2 3 4 5 Обозначение подуровня s p d f g h

Электрон. Формы электронного облака. Формы s, p и d электронных облаков:

Электрон. Магнитное квантовое число характеризует расположение электронных облаков одного энергетического подуровня в пространстве. ms может принимать значения от – l до + l включая 0. Всего значений ms для одного подуровня может быть 2 l + 1. Подуровень Орбитальное квантовое число l Магнитное число ml s p d f 0 1 2 3 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 Число орбиталей с данным l 1 3 5 7 2 l+1

Пример пространственного расположения р-орбиталей.

Электрон. Спиновое квантовое число ms характеризует собственный момент количества движения электрона, обусловленный его движением вокруг своей оси; ms =± 1/2. Знаки “+” и “–“ соответствуют различным направлениям вращения электрона – по или против часовой стрелки.

Электрон. Каждый электрон в атоме характеризуется четыремя квантовыми числами: • Главным - характеризует энергию уровня. • Орбитальным – характеризует энергию подуровня и форму электронного облака. • Магнитным – характеризует положение электронного облака в пространстве. • Спиновое – характеризует вращение электрона вокруг собственной оси. В одном атоме не может быть двух электронов с одинаковыми квантовыми числами.

Электронное облако характеризуется тремя квантовыми числами – главным, орбитальным, магнитным. Каждое электронное облако (атомная орбиталь) может содержать не более двух электронов с различным спином.

Электронная конфигурация – совокупность всех электронов в атоме, с учетом их расположения на различных уровнях и подуровнях. При записи электронной конфигурации: • Электронное облако условно обозначается ячейкой - □, над или под ячейкой указывается номер уровня и обозначение подуровня. • Электрон обозначается стрелкой в ячейке. Направление стрелки соответствует направлению спина.

Электронная конфигурация атома серы.

Порядок заполнения атомных орбиталей. Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 4 правилами: 1) принцип наименьшей энергии; 2) правило Клечковского; 3) принцип запрета Паули; 4) правило Гунда.

Принцип наименьшей энергии. Любая система стремится занять самое устойчивое состояние. Как правило такому состоянию соответствует минимум энергии в системе. Соответственно электроны будут выбирать атомную орбиталь с минимальным уровнем энергии. Уровень энергии определяется правилом Клечковского.

Правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n. Порядок заполнения: 1 s<2 s<2 p<3 s<3 p<4 s≈3 d<4 p<5 s≈4 d<5 p<6 s≈4 f≈ 5 d<6 p<7 s≈5 f≈6 d.

Принцип запрета Паули: в одном атоме не может быть электронов с четыремя одинаковыми квантовыми числами. На одной атомной орбитали может находится не более двух электронов, причем их спиновые числа должны быть равны + ½ и - ½.

Правило Гунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (│∑ms│) максимально.

Задание Написать электронную конфигурацию следующих атомов: • 8 O, находится втором периоде • 11 Na, находится в третьем периоде • 21 Sc, находится в четвертом периоде

Электронные семейства атомов В химических реакциях участвую электроны с последнего энергетического уровня. Такие электроны называются «валентными» . В зависимости от того, на каком подуровне находятся последние валентные электроны выделяют следующие семейства химических элементов: • s – элементы, валентные электроны находятся на последнем s - подуровне • p – элементы, валентные электроны находятся на последнем s- и p- подуровнях • d – элементы, валентные электроны находятся на последнем s- и предпоследнем d - подуровнях • f – элементы, заполняется f - подуровни

Электронные аналоги Электронные конфигурации валентных электронов по мере роста заряда ядра атома(то есть роста количества электронов) повторяются. На каждом энергетическом уровне есть место на s – орбиталях, начиная со второго на p – орбиталях, с третьего – на d – орбиталях. Элементы с одинаковой конфигурацией валентных уровней называются «электронными аналогами» .

Периодический закон Формулировка Менделеева: свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса. Современная формулировка: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер.

Периодическая таблица. • У каждого элемента в периодической таблице есть порядковый номер. Он соответствует количеству протонов в ядре атома. • Периоды – горизонтальные ряды элементов, в которых происходит последовательное заполнение одного энергетического уровня. Главное квантовое число равно номеру периода. • Группы – вертикальные ряды элементов, которые являются электронными аналогами. Номер группы равен числу валентных электронов.

Стабильные электронные конфигурации s 2 p 6 – октет, элементы с такой конфигурацией являются благородными газами. Элементы, которым не хватает одного электрона до октета s 2 p 5 – галогены, элементы у которых один электрон находится «сверху» октета s 1 - щелочные металлы.

Стабильные электронные конфигурации d 5 и d 10, - иметь заполненный наполовину или полностью d подуровень выгоднее, чем заполненный s подуровень. Именно поэтому существует явление «электронного провала» у хрома(достигается половинная емкость d подуровня), меди(достигается максимальная емкость d подуровня), и их электронных аналогов. Палладий для достижения максимальной емкости перемещает два электрона на d подуровень.

Периодичность свойств атомов Основные характеристики атомов: • Атомный радиус • Энергия ионизации • Энергия сродства к электрону • Электроотрицательность

Атомный радиус Атомы и ионы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому введены два условных понятия атомных радиусов: Эффективный атомный радиус определяется экспериментально (из спектрографических данных) как ½ расстояния между центрами ядер двух соседних атомов в молекуле или кристалле. Орбитальный атомный радиус – это расстояние от ядра атома до наиболее удаленного максимума электронной плотности.

Атомный радиус В периоде атомные радиусы с ростом порядкового номера уменьшаются (от щелочного металла к инертному газу). В пределах каждой подгруппы элементов радиусы, как правило, увеличиваются при увеличении номера периода, так как возрастает число энергетических уровней. При движении по диагонали эти два эффекта компенсируют друг - друга, в результате похожи по свойствам элементы, находящиеся по диагонали относительно друг - друга.

Энергия ионизации Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется «первой энергией ионизации» . В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в к. Дж/моль, либо в э. В/атом (1 э. В = 1, 6∙ 10 -19 Дж). Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента или его металлические свойства. Чем меньше значение энергии ионизации тем проще атому отдать свой электрон.

Энергия ионизации Первая энергия ионизации в периоде возрастает слева направо. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера энергия ионизации уменьшается, что обусловлено увеличением размеров атомов. В подгруппах d – элементов при переходе от 3 d – к 5 d – элементу энергии ионизации увеличиваются, это связано с усилением эффекта экранирования.

Энергия сродства к электрону Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому называется «сродством к электрону» . Сродство к электрону характеризует окислительные или неметаллические свойства атома элемента. Принимая электроны, атом превращается в отрицательно заряженный ион. Эта величина так – же выражается в к. Дж/моль, либо в э. В/атом. В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают. В группах сверху вниз сродство к электрону, как правило, уменьшается.

Электроотрицательность - способность атома химического элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с другими элементами соединения. Эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Существует множество способов оценки электроотрицательности, но относительное положение элементов в этих шкалах не меняется. В периодах наблюдается общая тенденция роста величины электроотрицательности, а в подгруппах - ее падения.