Лекция_3_Строение_атома_Периодичекий_закон

1.

Лекция №3
Тема: Строение атома. Периодический закон и периодическая система
химических элементов Д.И. Менделеева
Долгое время в науке господствовало мнение, что атомы неделимы. Также
считалось, что атомы неизменны: атом данного элемента не может
превращаться в атом другого элемента. Однако в конце 19 века был сделан
ряд открытий, свидетельствовавших о сложном составе атомов.
Основные открытия на рубеже XIX – XX веков:
1. Атомные спектры (1859 г., Кирхгофф)
2. Фотоэффект (1888 г., Столетов)
3. Катодные лучи (1859 г., Перрен)
4. Рентгеновское излучение (1895 г.)
5. Радиоактивность урана (1896 г. Бекккерель)
6. Открытие электрона (1897 г., Томсон)
7. Открытие ядра атома (1911 г., Резерфорд)

2.

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

3.

Положения модели Резерфорда:
1. Атомы химических элементов имеют сложное внутреннее строение.
2. В центре атома находится положительно заряженное ядро.
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.
Основные понятия
1. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов.
2. Число протонов (р) в ядре атома элемента равно порядковому номеру
элемента в периодической системе – Z.
3. Число нейтронов (n) в ядре атома элемента:
n=A–Z
(где А – относительная атомная масса элемента).
4. Заряд ядра атома определяется числом протонов.
5. Масса ядра определяется суммой протонов и нейтронов.

4.

3 Модель Бора (1913 г.)
Основные положения теории Бора:
1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по
некоторым определенным круговым орбитам (стационарным).
2. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает
электромагнитной энергии.
3. Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с
одной стационарной орбиты на другую.

5.

Современная теория строения атома:
1. Электронам, как и фотонам, присуща корпускулярно-волновая
двойственность (электрон ведет себя и как частица – у него есть заряд,
определенная масса, и как волна – электроны способны к дифракции
и интерференции.
2. Невозможно одновременно определить положение электрона и его
энергию. Чем точнее определяется энергия электрона, тем более
неопределенным будет его положение, и наоборот, чем точнее
известно положение электрона, тем неопределеннее его энергия. Это
формулировка принципа неопределенности Гейзенберга.
3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а
может находиться в любой части околоядерного пространства, однако
вероятность его нахождения в разных частях этого пространства
неодинакова.

6.

Атомная
орбиталь (АО)– это часть атомного пространства, в
которой вероятность нахождения электрона составляет приблизительно
90%.
Число орбиталей в любом атоме, строго говоря, бесконечно. Однако лишь
определенное число орбиталей в реальных атомах заполняется
электронами.
Рисунок. Электронное облако атома водорода
В одномерной модели атома энергия электрона может принимать только
определенные значения, т.е. она квантована. Вся совокупность сложных
движений электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми
числами.

7.

Квантовые числа
Квантовые числа
Значение
Число
значений
n (главное
квантовое число)
1, 2, 3, …∞
∞
Энергетический уровень электронов в
атоме или удаленность электронного
облака от ядра. Соответствует номеру
периода
l (орбитальное или
побочное квантовое
число)
0, 1, 2,…(n1) (принимает
n
Форму электронного облака
ml (магнитное)
(принимает
целые
значения)
целые
значения)
-l … +l
Что объясняет
l=0
l=1
s–АО
p-АО,
l=2
d-АО
(2l + 1)
Ориентацию орбитали в пространстве
2
Собственный момент импульса
электрона, не связанный с движением
в пространстве
(принимает
целые
значения)
ms (спиновое)
1/2, -1/2
(принимает
только 2
значения)

8.

Порядок заполнения электронами энергетических уровней
1. Принцип наименьшей энергии: Электрон в атоме в первую очередь
стремиться занять энергетический уровень и подуровень с
наименьшей энергией.
2. Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов, у которых
все 4 квантовых числа были бы одинаковы. Хотя бы одно из квантовых
чисел должно обязательно отличаться.
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 –
электронов
Для пояснения составим таблицу.

9.

Максимальное число электронов
Значение квантовых чисел
Число
состоян
ий
Тип АО
Макс.
число
электрон
ов на
уровне
n
l
ml
ms
1
0
0
+1/2,-1/2
2
1s
2
2
0
0
+1/2,-1/2
2
2s
8
1
-1,0,+1
+1/2,-1/2, + 1/21/2 , +1/2, -1/2
6
2р
0
0
+1/2,-1/2
2
3s
1
-1,0,+1
+1/2,-1/2, + 1/21/2 , +1/2, -1/2
6
3р
2
-2,-1,0,+1,+2
+1/2,-1/2, + 1/21/2 , +1/2, -1/2,
+1/2,-1/2, + 1/21/2
10
3d
3
18

10.

3. 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 сумма (n + l) = 3 + 2 = 5.
2 правило: При равенстве суммы (n + ℓ) двух подуровней, электрон
занимает подуровень с наименьшим значением ℓ.
Порядок заполнения электронами атомных орбиталей:
1s<2s<2p<3s<3p<4s~3d<4p<5s~4d<5p<6s~4f~5d<6p<7s~5f
(n + l) :1
2
3
3
4
4
5
5
5
6
6
6
7
7
7
7
8

11.

4. Правило Гунда: На одном подуровне электроны располагаются
так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел
(суммарного спина) было максимальным. Это соответствует
устойчивому состоянию атома.
1)
2)
3)
4)
5)
?
Рассчитаем абсолютное значение суммарного спина для каждого
состояния:
1) |1/2-1/2+1/2|=1/2;
2) |1/2+1/2+1/2|=3/2;
3) |1/2-1/2+1/2|=1/2;
4) |1/2-1/2-1/2|=1/2;
5) |-1/2-1/2-1/2|=3/2

12.

Для того чтобы наглядно увидеть расположение уровней и подуровней
в атоме, ввели некую схему – энергетическую диаграмму.
E
n=4
4s
4p
4d
3d
3p
n=3
3s
2p
n=2
2s
n=1
1s
4f

13.

Электронные конфигурации
Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического
элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется
электронной конфигурацией этого атома.
Например, электронная конфигурация элемента водорода в основном
состоянии записывается так:
Полная электронная конфигурация отражает порядок заполнения
электронами атомных орбиталей, уровней и подуровней.
Пример: 32Ge:
Электронная конфигурация валентных электронов записывается
только для электронов, которые могут принимать участие в образовании
химических связей:
Пример: 32Ge:

14.

Явление «провала» или «проскока» электронов
Атом стремится перейти в состояние с устойчивой электронной
конфигурацией.
Повышенной устойчивостью обладают полностью или наполовину
заполненные электронами подуровни:
Пример:

15.

Периодический закон
ПЗ был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году.
Первоначальная формулировка закона: свойства простых тел, а также
сложных веществ, образуемых этими телами, находятся в периодической
зависимости от атомного веса элементов. Но некоторые элементы не
подчинялись этому закону (теллур и иод).
В дальнейшем было показано, что за основу классификации нужно было
взять заряды ядер атомов. Формулировка ПЗ с этой точки зрения:
свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов
находятся в периодической зависимости от заряда ядра.
Более современная формулировка ПЗ: свойства элементов, а также
формы и свойства соединений элементов находятся в зависимости от
периодически повторяющегося строения внешнего электронного слоя в
атомах элементов.

16.

Периодическая система элементов – графическое (табличное) выражение
периодического закона.

17.

Периодическая система (таблица) химических элементов
Периодическая таблица содержит 7 периодов и 8 групп.
Периоды – горизонтальные ряды элементов, характеризующиеся
одинаковым числом энергетических уровней.
Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента.
Периоды, состоящие только из элементов главных подгрупп, называют
малыми. Периоды, состоящие из элементов как главных, так и побочных
подгрупп, называют большими.
Номер периода совпадает с:
- количеством заполняющихся электронных оболочек атома;
- главным квантовым числом внешней заполняющейся электронами
оболочки;
- главным квантовым числом заполняющейся s-подоболочки;
- главным квантовым числом заполняющейся р-подоболочки.

18.

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом
валентных электронов, равным номеру группы. Номер группы
равен максимальному числу электронов на внешнем слое. Номер
группы элементов обозначают римскими цифрами и показывает
высшую валентность элементов этой группы в соединениях с
кислородом. Всего 8 групп. Различают главные и побочные
подгруппы.
Внизу под каждой группой подписаны общая формула высших
оксидов элементов (относится ко всем элементам данной группы) и
общая формула летучих водородных соединений (сдвинута влево,
так как водородные соединения образуют только неметаллы).
Главные подгруппы (А) состоят из элементов малых и больших
периодов, валентные электроны которых расположены на внешних
ns- и np- подуровнях.
Побочные подгруппы (Б) состоят из элементов только больших
периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем nsподуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) fподуровне).

19.

В побочных подгруппах свойства элементов изменяются слабо, так как их
составляют только металлы. Элементы главных подгрупп имеют
подобное электронное строение и, вследствие этого, схожие физические и
химические свойства (IA, VIIA).
Элементы, которые находятся в одной подгруппе, являются
элементами-аналогами.
В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется
валентными электронами, элементы периодической системы
подразделяются на:
- s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп),
- p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп),
- d- элементы (элементы побочных подгрупп),
- f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

20.

Зависимость свойств элементов от строения их атомов
1. Восстановительные свойства (металличность) – это способность
атомов элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой
металличности элемента является энергия ионизации.
Энергия ионизации – энергия, необходимая для удаления электрона
из атома, иона, радикала или молекулы в газовой фазе при Т = 0 К без
передачи освобожденному электрону кинетической энергии.
Э0 + Еи = Э+ + è,
где Еи – энергия ионизации [1 эВ = 96,5 кДж/моль]
В периоде слева направо значение Еи увеличивается, в группе сверху вниз
уменьшается.

21.

2. Окислительные свойства (неметалличность)– это способность
атомов элемента присоединять электроны. Количественной
характеристикой неметалличности является сродство к электрону (Ее).
Энергия сродства к электрону– энергия, поглощаемая или
выделяющаяся при присоединении электрона к атому, иону, радикалу или
молекуле в газовой фазе при Т = 0 К без передачи освобожденному
электрону кинетической энергии.
Э0 + è =Э- + Ее ,
где Ее – энергия сродства к электрону [эВ]
В периоде слева направо значение Ее уменьшается, в группе сверху вниз
увеличивается.

22.

3. Электроотрицательность (ЭО)– способность атомов элемента
притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании
химических связей с другими атомами в молекуле.
Eи + Ее
ЭО =
2
( по Малликену)
В периоде слева на право электроотрицательность увеличивается, в
группе сверху вниз уменьшается.

23.

Вопросы по лекции
Задание № 1. Написать по три s-, p- и d-элемента.
Задание № 2. Составить электронные конфигурации азота, меди.
Задание № 3. Нарисовать энергетическую диаграмму скандия.