Строение атома 1. Атомное ядро.
|
Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.
Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.
Атомное ядро – центральная, положительно заряженная, сложно организованная часть атома, состоящая из нуклонов – протонов и нейтронов, связанных между собой ядерными силами.
|
Протон р+
|
Нейтрон n0
|
Электрон е
|
Заряд частицы
|
+1
|
0
|
-1
|
Масса частицы
|
1,00728 а.е.м.
|
1,00866 а.е.м.
|
1/1840 от массы протона
|
Заряд ядра атома соответствует атомному номеру элемента в периодической системе (Z).
Так как атом - электронейтральная частица, то число протонов должно быть равно числу электронов (число + = числу - ):
N(e-) = N(p) = Z
Массовое число А– складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного атома. Тогда число нейтронов легко найти, вычитая заряд ядра атома из массового числа.
А = N(p) + N(n) N(n) = A – Z
Химический элемент – вид атомов, с определённым зарядом ядра.
Природа устроена так, что один и тот же элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов.
Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т.е разным числом нейтронов в ядре.
Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.
Пример 1: изотопы углерода: 12С и 13С.
Значит, они отличаются по составу на 1 нейтрон: у 12С – 6 нейтронов, у 14С – 7 нейтронов.
Пример 2: определить число протонов и нейтронов в ядре изотопа мышьяка с массовым числом 75.
Решение: порядковый номер у As – 33. Следовательно, заряд ядра Z= +33, число протонов – 33. Число нейтронов: A – Z = 75 – 33 = 42.
|
Строение атома 2. Электронное строение атома.
|
В 1913 году датский физик Н. Бор предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными.
Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, .., n, начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями (электронными слоями).
Уровни, в свою очередь, могут состоять из близких по энергии подуровней (электронных оболочек). Их обозначают символами s, p, d, f.
Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей. На каждой орбитали может быть не больше двух электронов.
На схеме орбитали обозначают в виде ячеек: , а электроны - в виде стрелок: или .
Номер электронного слоя (уровня)
|
Электронные оболочки
(подуровни)
|
Максимальное число электронов
|
n = 1
|
1s
|
2e
|
n = 2
|
2s
2p
|
2e
6e
|
n = 3
|
3s
3p
3d
|
2e
6e
10e
|
n = 4
|
4s
4p
4d
4f
|
2e
6e
10e
14e
|
Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s <5f6d...
Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других - 5d-подуровень. То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.
Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины.
Правило Хунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.
Согласно правилу Хунда, заполнение орбиталей одной и той же оболочки происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.
В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) электронов на оболочке, состоящей из нескольких орбиталей, будет максимальным.
Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Хунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:
Электронные конфигурации атомов
Схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома. Она отражает взаимное расположение уровней (электронных слоёв) и подуровней (электронных оболочек) энергии.
На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона, на каждом p-подуровне (три орбитали) - шесть электронов, на каждом d-подуровне (пять орбиталей) - десять электронов. Правило Хунда определяет порядок заселения орбиталей с одинаковой энергией.
Последовательность заполнения орбиталей у первых 30 атомов:
С помощью принципа минимума энергии, принципа Паули и правила Хунда, можно определить порядок заселения орбиталей электронами и построить электронную формулу любого элемента.
Электронная формула атома – запись распределения электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов:
1s22s22p63s23p6... и т.д.
Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы, например 3d5 - это 5 электронов на 3d-подуровне.
Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, иногда записывают символ благородного газа, имеющего соответствующую электронную формулу:
1s2 = [He]
1s22s22p6 = [Ne]
1s22s22p63s23p6 = [Ar]
Например, электронная формула атома хлора 1s22s22p63s23p5, или [Ne]3s23p5. За скобки вынесены валентные электроны, принимающие участие в образовании химических связей.
|
Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.
Водород(1е): Начинается заполнение первого электронного слоя: Н 1s1
У гелия (2е) на эту оболочку приходит второй электрон, и она полностью заполнена: Не 1s2
ПЕРВЫЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ СЛОЙ ЗАПОЛНЕН.
Переходим к литию (3е). У него начинает заполняться второй слой, у лития 2 электрона на первом слое и 1 электрон на втором. Второй слой тоже начинается с s-оболочки: Li 1s22s1
У бериллия на этот s-подуровень приходит второй электрон. Затем у бора начинается заполнение следующего подуровня второго слоя: 2p-подуровня:
В 1s22s22p1
У следующих за бором пяти атомов продолжается заполнение 2р-оболочки, вплоть до неона: Ne 1s22s22p6
ВТОРОЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ПОЛНОСТЬЮ ЗАВЕРШЕН.
Начинается третий период – сначала происходит заполнение 3s-оболочки у натрия и магния (это s-элементы), а потом заполняется 3р-оболочка у шести р-элементов: от алюминия до аргона.
Na 1s22s22р63s1
Mg 1s22s22р63s2
Al 1s22s22р63s23p1 …..
Ar 1s22s22р63s23p6 У аргона - инертного газа на внешнем слое 8 электронов.
Распределение электронов по электронным уровням у атома № 18 - аргона выглядит так: 2,8,8.
При этом третий электронный уровень ещё не заполнен: в нём есть ещё 3d-оболочка (подуровень).
Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идёт заполнение 4s- оболочки (подуровня). Калий - это s-элемент.
3d-подуровень пока остаётся незаполненным: K 1s22s22p63s23p64s1
4s-оболочка заполняется и у кальция - элемента № 20. Он тоже s-элемент:
Са 1s22s22p63s23p64s2
И вот ТОЛЬКО у следующих 10 элементов (от скандия до цинка) происходит заполнение 3d-оболочки (подуровня). Это d-элементы.
Sc 1s22s22p63s23p63d14s2
Ti 1s22s22p63s23p63d24s2
V 1s22s22p63s23p63d34s2
У ванадия на d-оболочке 3 электрона, на 4s - 2 электрона.
Казалось бы, у хрома должно получиться: Сr …3d44s2
Однако у хрома происходит переход одного электрона с s-оболочки на d-оболочку: Сr...3d54s1 
Это явление называется ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина такого явления - более выгодная по энергии полузаполненная d-оболочка.
Соответственно, хром имеет 6 неспаренных электронов!
Дальше у марганца снова происходит "возвращение" электрона на 4s-подуровень: Mn...3d54s2
У атомов с №26 (железо) до № 28 (никель) происходит дальнейшее заполнение 3d-оболочки.
У никеля на d-оболочке 8 электронов, на 4s - 2 электрона. Казалось бы, у меди должно получиться: Сu ... 3d94s2.
Однако у меди вновь происходит переход одного электрона с s-оболочки на d-оболочку: Сu ...3d104s1
Это снова ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина которого - более выгодная по энергии полностью заполненная d-оболочка.
И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода:
Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
ТРЕТИЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ только теперь ЗАВЕРШЕН – на нем 18 электронов. Однако четвёртый период продолжается.
Со следующего элемента 4 периода - галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного слоя (№4), теперь уже 4p-оболочки – от галлия до криптона. Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1 …
Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6
Таким образом, мы научились составлять электронные формулы атомов первых 4 периодов.
|
Электронные формулы ионов.
Ионы – заряженные частицы; катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы.
Ионы получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы).
S0 (атом серы)+ 2e S2− (сульфид-анион)
Cu0 (атом меди) -2е Cu2+ (катион меди)
Электронная формула иона получается путём добавления или отнятия электронов в электронной формуле атома.
Электроны сначала уходят с внешнего электронного слоя!
Пример: составить электронные формулы ионов: Ca2+; As3- ; Cu2+.
1)Ca0 1s22s22p63s23p64s2 отдаёт 2 электрона Ca2+ 1s22s22p63s23p6
(18е, как у инертного газа аргона)
2) As0 1s22s22p63s23p63d104s24p3 As3- 1s22s22p63s23p63d104s24p6
(добавились ещё 3 электрона на внешний уровень – их стало 8, а всего – 36е: оболочка инертного газа криптона)
3) Cu01s22s22p63s23p63d104s1 Cu2+1s22s22p63s23p6 3d9 (уходят 2 электрона, сначала ВНЕШНИЙ 4s-электрон, а потом – 3d-электроны! )
Изоэлектронные частицы – это атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки.
Например, ион Са2+ и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.
Пример: какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами: хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция.
NaCl – Na+(10e), Cl -(18e),
BaF2 – Ba2+(54 e),F - (10e)
MgBr2 – Mg2+(10e), Br - (36e)
CaS – Ca2+(18e), S2- (18e) – ионы изоэлектронны. Ответ: CaS
Основное и возбужденное состояние атома.
Основное состояние атома - это наиболее выгодное по энергии состояние, которое получается в результате последовательного заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и принципу минимума энергии.
Однако, для того, чтобы образовывать СВЯЗИ с другими атомами, атом должен иметь определённое число НЕСПАРЕННЫХ электронов (число неспаренных электронов как раз и определяет ВАЛЕНТНОСТЬ атома).
Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние.
При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ.
Например, у атома углерода на внешнем валентном слое есть 4 электрона.
В невозбуждённом (основном) состоянии число неспаренных электронов равно ДВУМ: С … 2s2 2p2
При переходе одного электрона с s-оболочки на р – оболочку число неспаренных электронов становится равным ЧЕТЫРЁМ:
С* …2s2 2p2
Это возбужденное состояние углерода.
| |
