Строение атома. Периодический закон

Вид материала

Закон

Содержание Свойства элементов, а также свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их ато 2. Строение ядра атома N(p) и числа нейтронов N N(p) =Z Число нейтронов можно найти из разности N 3. Состояние электрона в атоме. Квантовые числа Главное квантовое число (n) Орбитальное или побочное квантовое число (l) – Принцип минимума энергии Правило Хунда 4. Электронные формулы атомов и ионов Энергетические характеристики атома. Электроотрицательность Атомы могут терять электроны, превращаясь в положительнозаряженные и Ряд электроотрицательности некоторых элементов

Подобный материал:

• Модуль Теория строения атома. Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева, 401.18kb.
• Темы рефератов или презентаций Биотехнология и генная инженерия технологии XXI века, 47.96kb.
• Тема урока: «Периодический закон и периодическая система химических элементов, 266.68kb.
• И. А. Моу «исош №1» п. Ивня Игра по химии «Умники и умницы» Тема: «Периодический закон, 114.97kb.
• 56. Атомная физика. Строение атома. Радиоактивность. Строение ядра, 83.3kb.
• Урок: физика + химия по теме: "Строение атома", 86.73kb.
• Физические основы действия ионизирующих излучений строение атома и изотопы, 258kb.
• Тема урока: «Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства и применение фосфора», 43.99kb.
• Cтроение атома и периодический закон д. И. Менделеева сложность строения атомов, 278.71kb.
• Химическая конференция (к 176-летию со дня рождения Д. И. Менделеева), 204.32kb.

СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

1. Открытие периодического закона. Структура периодической системы
   

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 г. Открытие периодического закона дало Менделееву основу для системы классификации химических элементов – периодической системы (п.с.).

В настоящее время известно 109 химических элементов. Последние элементы получены в количестве всего нескольких атомов и практического значения не имеют. Тем не менее, п.с. может быть расширена и дальше.

Свойства элементов, а также свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Периодическая система состоит из семи периодов, расположенных в таблице горизонтально, и восьми групп, расположенных вертикально.

Период – это горизонтальный ряд элементов, начинающийся (за исключением 1-го периода) щелочным металлом и заканчивающийся инертным (благородным) газом.

1-й период содержит 2 элемента, 2-й и трети1 периоды – по 8 элементов. Первый, второй и третий периоды называются малыми (короткими) периодами. 4-й и 5-й периоды содержат по 18 элементов, 6-й период – 32 элемента, 7-й период содержит элементы с 87 и далее, вплоть до последнего из известных на настоящее время элементов – 109-го. Четвертый, пятый, шестой и седьмой периоды называются большими (длинными) периодами.

Каждая группа п.с. состоит из двух подгрупп: главной подгруппы (А) и побочной подгруппы (В).

Свойства простых веществ и соединений элементов изменяются монотонно в каждом периоде и скачкообразно на границах периодов.

В периодах слева направо неметаллические свойства элементов монотонно усиливаются, а металлические – ослабевают. Например, Li – активный металл, Be – металл, образующий амфотерный оксид и, соответственно амфотерный гидроксид, D, C, N, O – типичные неметаллы, F – самый активный неметалл, Ne - инертный газ.

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – ослабевают. Например в подгруппе IVА: C, Si – неметаллы, Ge, Sn, Pb – металлы, причем Pb и Sn – более типичные металлы, чем Ge.


2. Строение ядра атома


Заряд ядра атома главная характеристика химического элемента. Химический элемент – это множество атомов с одинаковым зарядом ядра.


Характеристика частиц в составе атома

Частица	Символ	Заряд		Масса
		Кл	Относительная единица	кг	А.е.м.
Протон		1,6.10-19	+1	1,7.10-27	1
Нейтрон		0	0	1,7.10-27	1
Электрон		1,6.10-19	-1	9,1.10-31	1/1840

Массовое число атома (А) равно сумме числа протонов N(p) и числа нейтронов N(n) в ядре атома:

А = N(p) + N(n)

Массовое число – это наиболее близкое к относительной атомной массе целое число, т.е. А ≈ А_r. Число протонов в ядре атома равно заряду ядра, а следовательно, порядковому номеру элемента в п.с.:

N(p) =Z

Число нейтронов можно найти из разности

N(n) = A – N(p) = A  Z

Итак, порядковый номер элемента в п.с. указывает заряд ядра атома, число протонов в ядре и число электронов в атоме.

Природные химические элементы существуют в виде смеси изотопов.

Изотопами называются атомы одного элемента, которые имеют одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа.


3. Состояние электрона в атоме. Квантовые числа


Квантово-механическая теория содержит два основных положения.

1. Электрон имеет двойствественную природу. Он облает свойствами и частицы, и волны одновременно. Как частица электрон имеет массу и заряд, но движение электронов – это волновой процесс. Например, электронам свойственно явление дифракции (поток электронов огибает препятствие).
   
2. Положение электрона в атоме неопределенно. Это значит, что невозможно одновременно точно определить и скорость электрона, и его координаты в пространстве.
   

Гипотеза о наличии у электрона волновых свойств была выдвинута в 1924 г. Луи де Бройлем. Количественно корпускулярно-волновой дуализм электрона и других элементарных частиц описывается уравнением де Бройля:



где h – постоянная Планка, m – масса электрона, v – его скорость, p – импульс электрона.

Движение электрона подчиняется принципу неопределенности Гейзенберга, согласно которому невозможно одновременно измерить сколь угодно точно такие, например, пары независимых величин, как импульс и координату частицы, или время и её энергию. Принцип неопределенности можно выразить следующим образом:




где p_x, p_y и p_z – проекция импульса электрона на соответствующие оси.

Для описания свойств электрона используется волновая функция – ψ. Квадрат её модуля |ψ|² пропорционален вероятности обнаружения электрона в данной точке пространства в указанное время.

1

Рисунок 1. Электронное облако атома водорода

Для химической характеристики элемента, определяемой состоянием электронов в электронной оболочке его атома, а также для выяснения связей, которые атом данного элемента может образовывать с другими атомами, важно знать: энергию электрона в атоме (точнее энергию системы, состоящей из этого электрона, других электронов и ядра) и форму, образуемого данным электроном электронного облака.

По энергии электроны в атоме распределяются по энергетическим уровням и подуровням. Состояние электрона в атоме характеризуется набором четырех квантовых чисел.

1. Главное квантовое число (n) - характеризует энергетический уровень и определяет размер электронного облака, т.е. среднее расстояние от электрона до ядра. Главное квантовое число принимает только целочисленные значения: 1, 2, 3, 4, … n. Чем больше n, тем выше энергия электрона.
   
2. Орбитальное или побочное квантовое число (l) – характеризует энергетический подуровень и определяет форму электронного облака. Орбитальное или побочное квантовое число принимает целочисленные значения от 0 до (n-1). Значения l обычно обозначаются буквами:
   

l = 0 1 2 3

s p d f Пример:

При n = 1 l = 0

n = 2 l = 0, 1

n = 3 l = 0, 1, 2

n = 4 l = 0, 1, 2, 3

Энергия электронов на разных подуровнях одного уровня изменяется в зависимости от l следующим образом: каждому значению l соответствует определенная форма электронного облака:

2

s – сфера, p – гантель (объемная восьмерка), d – объемная четырехлепестковая розетка или более сложная форма.

3. Магнитное квантовое число (m_l) – характеризует ориентацию электронного облака в магнитном поле, принимает целочисленные значения от –l до l.
   

m_l = -l, … 0 … l (всего 2l+1 значений).

4. Спиновое квантовое число (m_s, s) характеризует собственный момент количества движения электрона (спин). Может принимать два значения: .
   

Принято следующее графическое изображение орбиталей в подуровнях s, p, d и f.

f

d

p

S

На рисунке 2. представлена схема, отражающая число, форму и положение в пространстве электронных орбиталей первых четырех электронных слоев отдельного атома.

3

Рисунок 2. Форма и размер электронных орбиталей атомов элементов

Два электрона, имеющие противоположные спины и находящиеся на одной орбитали называются спаренными. Один электрон на орбитали является неспаренным.

Заполнение электронами уровней, подуровней и орбиталей в электронной оболочке атома определяется следующими закономерностями.

1. Принцип минимума энергии: в устойчивом состоянии электроны находятся на наиболее низких уровнях и подуровнях.
   
2. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. На одной орбитали не может быть более двух электронов, и различаться они будут значением четвертого, спинового числа.
   
3. Правило Хунда: при формировании электронных подуровней электроны заполняют максимальное число свободных орбиталей так, чтобы число неспаренных электронов было наибольшим.
   
4. Правила Клечковского:
   

• Увеличение энергии электронных подуровней идет в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l).
  
• В случае равенства суммы увеличение энергии подуровней идет в порядке увеличения главного квантового числа.
  

Таким образом, порядок заполнения орбиталей таков:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p…


4. Электронные формулы атомов и ионов


Число электронов в атоме определяется порядковым номером элемента в периодической системе.

Используя правила размещения электронов в атоме, для атома Al имеем:


Al (13 e) 1s²2s²2p⁶3s²3p³

		3p

3s

Для атома Fe имеем:

Fe(26)

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

					4s

3d

Исключения – «проскок электрона»

Cr, Mo, W – конфигурация ns¹(n-1)d⁵

					ns

(n-1)d

Cu, Ag, Au: ns¹(n-1)d¹⁰

					ns

(n-1)d

В отрицательно заряженном ионе число электронов увеличивается на величину заряда:


S^2- (16+2e) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

		3p

3s

В положительно заряженном ионе число электронов уменьшается на величину заряда:

Al³⁺ (13 -3e) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁰

		3p

3s

Для иона Fe²⁺ имеем:

Fe²⁺(26-2е)

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s⁰3d⁶

					4s

3d

5. Энергетические характеристики атома. Электроотрицательность

Атомы могут терять электроны, превращаясь в положительнозаряженные ионы, например:

Na⁰ – e^- Na⁺ (ион натрия)

Al⁰ – 3e^- Al³⁺ (ион алюминия)

Энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома, называется энергией ионизации (I, кДж/моль) или потенциалом ионизации (I, эВ).

Атомы металлов на внешнем уровне обычно имеют один или два электрона (Al – 3 электрона, Pb, Ge, и Sn – 4 электрона). Внешние электроны в атомах металлов слабо связаны с ядром и имеют низкие энергии ионизации. Вследствие этого атомы металлов легко теряют внешние электроны и превращаются в положительные ионы. Наименьшие значения энергии ионизации имеют металлы главных подгрупп I и II групп.

Атомы неметаллов могут не только терять, но и присоединять электроны с образованием отрицательных ионов, например:

Cl⁰ + e^- Cl^-

Энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому неметалла, называется энергией сродства к электрону (Е, кДж/моль, эВ).

Таким образом, металлы могут только отдавать электроны, а неметаллы – и отдавать и присоединять электроны. Поэтому металлы проявляют только положительные степени окисления, а неметаллы – и положительные, и отрицательные.

Электроотрицательность (χ) характеризует способность атомов этого элемента удерживать электроны (как электроны своей электронной оболочки, так и дополнительные электроны – в случае неметаллов). Относительная электроотрицательность (измеренная относительно электроотрицательности эталонного элемента) является важной характеристикой элемента. Значение χ указывает на металлический или неметаллический характер элемента. Чем меньше значение χ, тем сильнее выражены металлические свойства элемента. И наоборот, чем больше значение χ, те м сильнее неметаллические свойства элемента.

Ряд электроотрицательности некоторых элементов

Na	Li	Be	Si	B	H	P	C	S	Br	Cl	N	O	F
0,9	1	1,5	1,8	2	2,1	2,1	2,5	2,5	2,8	3	3	3,5	4

Усиление электроотрицательности

6. Распространенность элементов на Земле

Распространенность элементов литосфере, атмосфере и гидросфере следующая. Обычно содержание элемента (его массовую долю, выраженную в %) называют «кларком» этого элемента по имени этого ученого.