Строение атома. Периодический закон

1.

Лекция 2.
Строение атома. Периодический закон
Лектор:доц. каф. 908
Ефремова Екатерина
Игоревна
еmail:
«Атомы бесчисленны по величине и многообразию, носятся они во Вселенной,
кружась в вихре, и таким образом рождается все сложное: огонь, вода, воздух, земля»
Демокрит

2.

ПЛАН ЛЕКЦИИ
I. Модели строения атома
II. Современная теория строения
атома. Квантовая механика
III. Квантовые числа
IV. Порядок заполнения электронами
энергетических уровней
V. Периодический закон
Д. И. Менделеева
2

3.

Основные открытия
на рубеже XIX – XX веков
⚫ Атомные спектры (1859 г., Кирхгофф)
⚫ Фотоэффект (1888 г., Столетов)
⚫ Катодные лучи (1859 г., Перрен)
⚫ Рентгеновское излучение (1895 г.)
⚫ Радиоактивность урана (1896 г. Бекккерель)
⚫ Открытие электрона (1897 г., Томсон)
⚫ Открытие ядра атома (1911 г., Резерфорд)
3

4.

I. Модели строения атома
1. Модель Томсона (1904 г.) –
«Пудинг с изюмом»
2. Модель Резерфорда (1911 г.) –
Планетарная модель
4

5.

Положения модели Резерфорда:
1. Атомы химических элементов имеют сложное
внутреннее строение.
2.В центре
атома
заряженное ядро.
находится
положительно
3.Весь положительный заряд и почти вся масса
атома сосредоточена в ядре атома.
4.Вокруг ядра по замкнутым орбиталям движутся
электроны. Их число равно заряду ядра.
5

6.

3. Модель Бора (1913 г.)
е
Постулаты Бора
1. Электроны способны находиться в атоме
только
на
некоторых
разрешенных
–
стационарных орбитах. По этим орбитам
электроны движутся, не испуская и не поглощая
энергии.
2. Излучение или поглощение порции энергии
происходит при переходе электрона с одной
стационарной орбиты на другую.
6

7.

Состав атома
Атом хлора
Атомный номер (Z)
Ядро атома состоит из протонов (p) и
нейтронов (n);
P = Z;
n = A – Z;
⚫ Заряд ядра атома определяется числом
Относительная атомная
масса элемента (А)
протонов.
⚫ Масса
ядра
определяется
протонов и нейтронов.
суммой
Число электронов (е) = Р.
Для атома хлора:
Число протонов – положительных частиц = 17;
Число нейтронов – незаряженных частиц = 35 – 17 = 18;
Число электронов – отрицательных частиц = 17
6

8.

II. Современная теория строения атома.
Квантовая (волновая) механика
Квантовая механика - наука, изучающая
закономерности движения микрообъектов.
Двойственная природа электрона
(корпускулярно-волновой дуализм)
Гипотеза Луи де Бройля (1924 г.):
Любая частица массой (m) и движущаяся со
скоростью (v), является одновременно волной с
длиной (λ).
(h – постоянная планка
λ = h/mv
= 6.626·10-34 Дж·с)
Чем больше скорость движущегося
выражены его волновые свойства.
объекта,
тем
больше
8

9.

Принцип неопределённости
Гейзенберга
Невозможно одновременно точно определить
координаты и импульс движущегося в атоме
электрона в силу его волновых свойств.
х· рх ≥ h/2π
х – неопределённость положения электрона
рх - неопределённость импульса электрона
Таким образом, в данный момент времени можно
говорить лишь о вероятности нахождения электрона в
различных точках околоядерного пространства.
9

10.

Уравнение Шрёдингера
В 1926 г. Эрвин Шрёдингер предложил волновое
уравнение, учитывающее двойственную природу
электрона.
h – постоянная Планка;
m – масса электрона; Е – его полная энергия;
U – потенциальная энергия; x, y, z – координаты;
ψ – волновая функция электрона (амплитуда его волнового
движения в трёхмерном пространстве);
10

11.

Уравнение Шрёдингера
ψ2 –
вероятность
нахождения
определяет
электрона в точке пространства возле ядра.
Физический
смысл
имеет
величина
ψ2dV – определяет вероятность нахождения
электрона в элементарном объёме.
Атомная орбиталь (АО) – область атомного
пространства, в котором движется электрон.
11

12.

III. Квантовые числа
Следствием решения уравнения Шрёдингера
являются квантовые числа, характеризующие
поведение электрона в атоме.
1) Главное квантовое число (n) – определяет
энергетический уровень электрона, удаленность
уровня от ядра, размер электронного облака.
- Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 ... ∞) и
соответствует номеру периода.
12

13.

2)
Орбитальное
квантовое
число
(ℓ)
характеризует геометрическую форму орбитали.
–
- Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1).
Каждому значению ℓ соответствует
определенной формы:
Значение ℓ
0 1 2 3 4 5
s p d f g h
Обозначение ℓ
s-АО
р-АО
орбиталь
d-АО
13

14.

3) Магнитное квантовое число (m) – характеризует
положение электронной орбитали в пространстве
и принимает целочисленные значения от - ℓ до +
ℓ, включая 0.
- На одном подуровне может находиться (2ℓ + 1) АО.
4) Спиновое квантовое число (s) – характеризует
магнитный момент, возникающий при вращении
электрона вокруг своей оси.
Принимает только два
значения +1/2 и –1/2
соответствующие
противоположным
направлениям вращения.
14

15.

IV. Порядок заполнения электронами
энергетических уровней
1) Принцип наименьшей энергии
Электрон в атоме в первую очередь стремиться
занять энергетический уровень и подуровень с
наименьшей энергией.
15

16.

- Правила Клечковского
1
правило: Электрон в атоме в первую очередь занимает
подуровень с наименьшим значением (n + ℓ).
Например, можно было бы предположить, что 3d-подуровень
по энергии ниже, чем 4s. Однако согласно правилу
Клечковского, энергия 4s-состояния меньше, чем 3d:
для 4s сумма (n + l) = 4 + 0 = 4, а для 3d (n + l) = 3 + 2 = 5
правило: При равенстве суммы (n + ℓ) двух
подуровней,
электрон
занимает
подуровень
с
наименьшим значением ℓ.
Ряд заполнения электронов атомных орбиталей:
1S<2S<2P<3S<3P<4S~3d<4P<5S~4d<5P<6S~4f~5d<6P<7S~5f
~6d<7p
2
16

17.

2) Принцип запрета Паули
В атоме не может быть двух электронов с
одинаковым набором четырёх квантовых
чисел.
Следствие: на одной атомной орбитали может
располагаться не более двух электронов с
антипараллельными спинами.
Максимальная ёмкость:
⚫ атомной орбитали – 2 электрона
⚫ подуровня – 2(2 ℓ + 1) электронов
⚫ уровня – 2n2 электронов
17

18.

3) Правило Гунда
При прочих равных условиях суммарный спин
системы должен быть максимальным.
18

19.

Электронные формулы
1)Полная электронная формула отражает порядок
заполнения электронами атомных орбиталей, уровней
и подуровней.
Пример: 32Ge 1s22s22p63s23p64s23d104p2
2)Электронная
формула
валентных
электронов
записывается только для электронов, которые могут
принимать участие в образовании химических связей:
Пример: 32Ge …4s24p2
19

20.

Задание 1:
Запишите полную электронную формулу для
химического элемента с порядковым номером
17, укажите формулу валентных электронов.
20

21.

Решение:
1S22S22P63S23P5
3S23P5
- формула валентных электронов,
участвуют в образовании химической связи
которые
21

22.

Электронные формулы
3) Электронно-графическая формула показывает
расположение электронов на атомных орбиталях:
Характеристика электронов 4 квантовыми числами:
n=4
ℓ=1
mℓ = 0
ms = +1/2
22

23.

Задание 2:
Для выделенного электрона укажите квантовые числа:
1)
2)
23

24.

Явление «провала» электронов
Атом стремится перейти в состояние с устойчивой
электронной конфигурацией.
Повышенной устойчивостью обладают полностью
или
наполовину
заполненные
электронами
подуровни: р3 и р6, d5 и d10, f7 и f14
Пример:
элемент
Cr
Pd
Cu
каноническая формула
4s23d4
5s24d8
4s23d9
реальная формула
4s13d5
5s04d10
4s13d10
24

25.

V. Периодический закон
Д.И. Менделеева
Периодический закон открыт Д.И.Менделеевым в 1869 г.
Свойства простых веществ, а так же образованных
ими соединений находятся в периодической
зависимости от заряда ядра атома.
Периодическая сист ема элемент ов – графическое
(табличное) выражение периодического закона.
25

26.

Короткопериодная периодическая система
26

27.

Периодическая таблица
Содержит 7 периодов и 8 групп
Группы - вертикальные столбцы элементов с
одинаковым числом валентных электронов, равным
номеру группы.
- Различают главные (А) и побочные (Б) подгруппы.
-В главных подгруппах сверху вниз металлические
свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают.
Периоды - горизонтальные ряды элементов с
одинаковым максимальным значением главного
квантового числа валентных электронов.
-Номер
периода обозначает число энергетических
уровней в атоме элемента.
27

28.

Металлы и неметаллы. Окислители и восстановители.
Электронные аналоги.

29.

Периодичность изменения
свойств элементов
Энергия ионизации (Iион) – энергия, необходимая
для отрыва электрона от атома.
-Возрастает по периоду, уменьшается по группе.
Сродство к электрону (Еср) – энергия, которая
выделяется (или затрачивается) при присоединении
электрона к нейтральному атому.
-Уменьшается по периоду, увеличивается по группе.
Электроотрицательность (ЭО) – способность атома
притягивать к себе электроны.
- Возрастает по периоду, уменьшается по группе.
29

30.

Спасибо за
внимание!