Л1: Строение атома и периодический закон Д. И. Менделеева. Электронная структура атома
Скачать 59.22 Kb.
|
| Л1: Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева. Электронная структура атома Химия – наука, изучающая вещества, их строение, свойства и превращения. Превращения одних веществ в другие вещества называются химическими реакциями. Каждое вещество обладает физическими и химическими свойствами, которые обусловлены его индивидуальным строением и составом. Структурными единицами веществ являются различные частицы: молекулы, атомы, ионы и др. Однако и молекулы, и ионы, и другие структурные единицы вещества образованы из атомов. Атом – это наименьшая химически неделимая частица вещества. Атомы отличаются зарядом ядер и числом электронов. Совокупность атомов одного вида, имеющих одинаковый заряд ядер и одинаковое число электронов, называется химическим элементом. Сложное строение атома было установлено еще в конце 19 века, а в 1911 году Э. Резерфордом была предложена планетарная модель атома. Согласно ей в центре каждого атома находится очень малое по размерам положительно заряженное ядро, вокруг которого движутся отрицательно заряженные частицы – электроны. Электрон – небольшая отрицательно заряженная частица, с массовым числом близким к нулю. Траектория движения электронов определяет внешний размер атома. Модель атома, предложенная Резерфордом, не потеряла своей физической сущности и в настоящее время. По современным представлениям ядра атомов состоят из протонов и нейтронов. Протон – небольшая положительно заряженная частица, с массовым числом 1. Нейтрон – небольшая нейтральная частица, с массовым числом 1. Каждый протон имеет заряд +1, поэтому заряд ядра равен числу протонов. Атом является электронейтральной частицей, поэтому число протонов равно числу электронов. Следовательно: порядковый номер химического элемента = заряду ядра атома = числу протонов в ядре = числу электронов в атоме. Например, элемент железо Fe имеет порядковый номер 26. Следовательно, заряд ядра атома железа равен +26, т. е. ядро содержит 26 протонов, а вокруг ядра движутся 26 электронов. Протоны и нейтроны расположены в ядре атома, поэтому масса атома почти равна массе ядра и называется массовым числом атома. Атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа, из-за разного количества нейтронов, называют изотопами. В таблице Менделеева указаны массовые числа элементов с учетом процентного содержания их изотопов в природе. Современная теория строения атома опирается на квантовую механику, согласно которой электрон обладает одновременно и свойствами частицы (имеет массу покоя), и свойствами волны (его движения характеризуются длиной волны, амплитудой и частотой). Движение электрона в атоме описывает электронное облако – совокупность точек, обозначающих все вероятные места нахождения электрона в атомном пространстве за некоторый промежуток времени. Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения одного электрона наибольшая ≈ 90% называется орбиталью. Располагаясь на различных расстояниях от ядра, электроны образуют электронные слои, которым соответствуют определенные уровни энергии находящихся на них электронов, поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями - n. Уровни нумеруют, начиная от ядра цифрами или буквами латинского алфавита: 1-K, 2-L, 3-M, 4-N, 5-O, 6-P, 7-Q. Число энергетических уровней в атоме химического элемента равно номеру периода, в котором элемент расположен. Максимально возможное число электронов – N на данном энергетическом уровне определяется по формуле N = 2•n2. Уровень, на котором находится максимально возможное число электронов, называется завершенным. Завершение внешнего уровня наступает при наличии 8 электронов s- и р-подуровней, за исключением атомов водорода и гелия – 2 s-электрона. Для характеристики орбиталей и электронов, находящихся на них, используются квантовые числа. Всего их четыре, они характеризуют каждый электрон атома. Главное квантовое число – n определяет энергию электрона и размеры электронного облака. Каждый энергетический уровень характеризуется определенным значением n, равным номеру уровня и периода, и принимающим значения от 1 до 7. Электроны, образующие один и тот же электронный слой, несколько отличаются друг от друга энергией, то есть говорят, что энергетические уровни расщепляются на подуровни. Количество подуровней на энергетическом уровне равно значению главного квантового числа. Каждый энергетический подуровень характеризуется определенным значением орбитального квантового числа – l. Оно может быть: = 0 = s-подуровень, = 1 = р-подуровень, = 2 = d-подуровень, = 3 = f-подуровень. Электроны, находящиеся на определенном подуровне, носят соответствующее название. Орбитальное квантовое число определяет форму электронного облака (орбитали): s-орбиталь имеет форму шара, р-орбиталь – вытянутой восьмерки – гантели, d-орбиталь – четырех лепестковую форму – две скрещенные гантели, f – еще более сложную структуру. Каждому энергетическому уровню отвечает определенный набор значений орбитального квантового числа от 0 до n-1. То есть n = 1, l = 0; n = 2, l = 0, 1; n = 1, l = 0, 1, 2; n = 1, l = 0, 1, 2, 3. Магнитное квантовое число – m определяет направление – ориентацию орбиталей в пространстве и может принимать целочисленные значения в интервале –l…0…+l. Число орбиталей на подуровне = 2•l+1. Например: l = 0 = s, m = 0; 1 орбиталь на подуровне; l = 1 = p, m = -1, 0, +1; 3 орбитали на подуровне; l = 2 = d, m = -2, -1, 0, +1, +2; 5 орбиталей на подуровне; l = 3 = f, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3; 7 орбиталей на подуровне. Спиновое квантовое число – s определяет направление вращения электрона вокруг своей оси, может принимать значения +1/2 = ↑ или -1/2 = ↓. Согласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел, значит, на одной орбитали могут находиться не более двух электронов, спины которых должны быть антипараллельны. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется принципом наименьшей энергии: электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии. Согласно правилам Клечковского вначале заполняются уровни и подуровни с наименьшими значениями n и l, в порядке возрастания суммы n+l. Если эта сумма оказывается одинаковой для двух орбиталей, то в первую очередь будет заполняться орбиталь с меньшим значением n. Согласно правилу Хунда заполнение электронами одного подуровня идет так, чтобы модуль суммы спиновых квантовых чисел был максимальным. Структура электронной оболочки атома с расположенными по уровням, подуровням и орбиталям электронами называется электронной конфигурацией атома, и записывается в виде электронной формулы. Состояние атома с полностью или наполовину заполненным подуровнем является наиболее устойчивым, поэтому для достижения подобного состояния возникает проскок электрона – переход электрона с более высокого внешнего на более низкий энергетический уровень, это должно отражаться в электронной формуле. Проскок электрона есть у меди, серебра, золота, хрома, ниобия, молибдена, рутения, родия, платины, многих f-элементов, у палладия наблюдается проскок 2 электронов. Примеры: водород, неон, ванадий, медь Периодическая система элементов Дмитрия Ивановича Менделеева – это графическое изображение периодического закона: свойства химических элементов и образуемых ими простых веществ и соединений, находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер. Возрастание положительного заряда ядер элементов приводит к периодическому повторению строения внешних электронных оболочек атомов, а, следовательно, к периодическому повторению химических свойств элементов. Деление элементов на периоды обусловлено числом энергетических уровней: в одном периоде объединены элементы, имеющие одинаковое число энергетических уровней равное номеру периода. Деление элементов на группы и подгруппы обусловлено порядком заполнения электронами уровней и подуровней: у элементов главных подгрупп электронами заполняются либо s-, либо р-подуровень внешнего уровня; у элементов побочных подгрупп – либо d-подуровень предвнешнего слоя, либо f-подуровень предпредвнешнего слоя. У элементов главных подгрупп число электронов на внешнем уровне равно номеру группы, у элементов побочных подгрупп – 1-2. Атомные массы элементов в периодах слева направо и в группах сверху вниз возрастают. Радиус атомов в периодах справа налево и в группах сверху вниз увеличивается, Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить для отрыва от атома наиболее слабо связанного с ним электрона. В периодах слева направо и в группах снизу вверх увеличивается. Сродство к электрону – энергия, выделяющаяся при присоединении к атому одного электрона. В периодах справа налево и в группах сверху вниз увеличивается, Электроотрицательность – сумма энергий ионизации и сродства к электрону. В периодах слева направо и в группах снизу вверх увеличивается. Чем выше электроотрицательность элемента, тем сильнее выражены его неметаллические и окислительные свойства и слабее металлические и восстановительные свойства. |
Похожие:
 | Цели модуля: Обобщить и систематизировать знания о строении атома, знать периодический закон и изменения свойств элементов и соединений... |  | Периодический закон и периодическая система д. И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома |
| Эйнштейном. Фотоны. Спектры атомов. Теория атома водорода по Бору. Постулаты Бора. Объяснение спектра атома водорода. Внутренние... | | Максимальное число электронов в каждой из оболочек, в соответствии со следствием из принципа Паули, равно 2n2, например, сформированная... |
| При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения... | | Методические указания утверждены на заседании кафедры естественнонаучных дисциплин от 17. 10. 2011 (протокол №2) |
| Аристотеля. Аристотель и Платон (384322 гг до н э.) полагали, что природа состоит из четырех начал (элементов): огня, земли, воздуха... | | Энергия излучается и поглощается не непрерывно, а отдельными порциями – квантами. Энергия кванта e = hν, где h = 6,62·10-34 Дж·с... |
| Научатся на основе строения атома прослеживать взаимосвязь атома железа и его свойств и свойств его соединения. Узнают важнейшие... | | Учебное пособие разработано кандидатом технических наук, доцентом кафедры общей и неорганической химии И. В. Рыбальченко |