Всем известно, что атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена практически вся его масса. Внутри ядра находятся протоны и нейтроны, а вокруг него по орбитам движутся отрицательно заряженные электроны (рис. 1).
Рис. 1. Схематическое изображение строения атома неона.
Впервые модель строения атома была предложена в 1903 году Дж. Дж. Томсоном. Согласно его предположениям, атом состоит из положительного заряда, равномерно распределенного по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда.
Гипотеза Томсона была проверена и уточнена Э. Резерфордом, который провел серию опытов по рассеянию α-частиц тонкими металлическими пластинками и сообщил. На основании своего исследования он заключил что почти вся масса атома сосредоточена в очень малом объеме - положительно заряженном ядре. Вокруг ядра на достаточно большом расстоянии движутся электроны, причем их число таково, что в целом атом электронейтрален. Размеры ядра очень малы по сравнению с размерами атома в целом: диаметр атома - величина порядка 10 -8 см, а диаметр ядра - порядка 10 -13 - 10 -12 см. Такая модель строения атома получила название ядерной.
Однако, несмотря на большой прорыв в изучении строения атома теория Э. Резерфорда не могла дать ответ на два вопроса: устойчивость атома и приводила к неправильным выводам о характере атомных спектров.
Существенный вклад в развитие представлений о строении атома в 1913 году сделал Нильс Бор, предложивший квантовую теорию, объединяющую ядерную модель атома с квантовой теорией света. Он показал, что способность нагретого тела к лучеиспусканию можно описать количественно предположив, что лучистая энергия испускается и поглощается телами не непрерывно, а дискретно, т.е. отдельными порциями - квантами.
Основные положения теории Бора о схеме строения атома
Основные положения своей теории Бор изложил в виде постулатов:
- Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым орбитам (стационарным).
- Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии.
- Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разности энергии атома в конечном и исходном состояниях.
Однако и теория Н. Бора страдала противоречивостью, например не могла ответить на вопрос: где находится электрон в процессе перехода с одной орбиты на другую.
Эта задача была решена только после развития нового ответвления теоретической физики - квантовой (волновой) механики (учения Луи де Бройля и Шредингера).
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Относительная атомная масса вольфрама равна 183,2. Известно, что вольфрам состоит из двух изотопов: 183 W и 184 W. Рассчитайте молярную долю каждого изотопа в природном вольфраме. |
| Решение | Изотопы - это атомы одного и того же химического элемента, имеющие разные массовые числа (одинаковое число протонов, но разное - нейтронов). Примем за х число атомов изотопа вольфрама 183 W в каждых ста атомах природного вольфрама, тогда число атомов изотопа 184 W будет равно (100-х). Масса атомов изотопа 183 W будет равна 183х, а 184 W - 184×(100-х). Составим уравнение:
183х + 184×(100-х) = 183,2×100%. Найдем х: 183х + 18400 — 184х = 18320; |
| Ответ | Содержание изотопа 183 W в природном вольфраме равно 80%, а 184 W — 20%. |
ПРИМЕР 2
| Задание | Составьте электронные и электронно-графические формулы атомов хлора и марганца. Укажите их сходство и различие. Определите для этих атомов высшую и низшую степени окисления. Напишите формулы высших оксидов этих элементов и соответствующих им гидроксидов. Укажите свойства гидроксидов. | |
| Ответ | Хлор:
17 Cl) 2) 8) 7 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 . Марганец: 25 Mn) 2) 8) 13) 2 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 . Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид: Хлор и марганец имеют одинаковое количество электронов на внешней электронной оболочке - 7, поэтому они находятся в одной группе Периодической таблицы Д.И. Менделеева — VII. Высшая валентность, так же как и степень окисления определяются по номеру группы, следовательно равны VII и +7, соответственно. Низшая валентность для атома хлора равна I, а степень окисления -1; марганца - II и +2, соответственно. Высшие оксиды имеют формулы Cl 2 O 7 и Mn 2 O 7 , а соответствующие им гидроксиды HMnO 4 и HClO 4 , они проявляют кислотные свойства. |
Понятие атом возникло еще в античном мире для обо значения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».
Электроны
Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, существующими в атомах всех химических элементов. В $1891$ г. Стони предложил эти частицы назвать электронами , что по-гречески означает «янтарь».
Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу $(–1)$. Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (она равна скорости света - $300 000$ км/с) и массу электрона (она в $1836$ раз меньше массы атома водорода).
Томсон и Перрен соединяли полюса источника тока с двумя металлическими пластинами - катодом и анодом, впаянными в стеклянную трубку, из которой был откачан воздух. При подаче на пластины-электроды напряжения около 10 тысяч вольт в трубке вспыхивал светящийся разряд, а от катода (отрицательного полюса) к аноду (положительному полюсу) летели частицы, которые ученые сначала назвали катодными лучами , а затем выяснили, что это был поток электронов. Электроны, ударяясь об особые вещества, нанесенные, например, на экран телевизора, вызывают свечение.
Был сделан вывод: электроны вырываются из атомов материала, из которого сделан катод.
Свободные электроны или поток их можно получить и другими способами, например, при накаливании металлической проволоки или при падении света на металлы, образованные элементами главной подгруппы I группы таблицы Менделеева (например, цезий).
Состояние электронов в атоме
Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона в пространстве , в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точки. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек больше всего.
На рисунке показан «разрез» такой электронной плотности в атоме водорода, проходящей через ядро, а штриховой линией ограничена сфера, внутри которой вероятность обнаружения электрона составляет $90%$. Ближайший к ядру контур охватывает область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона - $10%$, вероятность обнаружения электрона внутри второго от ядра контура составляет $20%$, внутри третьего - $≈30%$ и т.д. В состоянии электрона есть некая неопределенность. Чтобы охарактеризовать это особое состояние, немецкий физик В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности , т.е. показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию электрона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения электрона максимальна.
Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.
В нем заключено приблизительно $90%$ электронного облака, и это означает, что около $90%$ времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают $4$ известных ныне типа орбиталей, которые обозначаются латинскими буквами $s, p, d$ и $f$. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.
Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой , или энергетический уровень . Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.
Целое число $n$, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом.
Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней характеризуются большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внеш него уровня.
Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе Д. И. Менделеева, к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один энергетический уровень; второго периода - два; седьмого периода - семь.
Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:
где $N$ - максимальное число электронов; $n$ - номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно: на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором - не более $8$; на третьем - не более $18$; на четвертом - не более $32$. А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?
Начиная со второго энергетического уровня $(n = 2)$, каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.
Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один под уровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.
Каждому значению $n$ соответствует число орбиталей, равное $n^2$. По данным, представленным в таблице, можно проследить связь главного квантового числа $n$ с числом подуровней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.
Главное квантовое число, типы и число орбиталей, максимальное число электронов на подуровнях и уровнях.
| Энергетический уровень $(n)$ | Число подуровней, равное $n$ | Тип орбитали | Число орбиталей | Максимальное число электронов | ||
| в подуровне | в уровне, равное $n^2$ | в подуровне | на уровне, равное $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: $s, p, d, f$. Так:
- $s$-подуровень - первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной $s$-орбитали;
- $р$-подуровень - второй подуровень каждого, кроме первого, энергетического уровня, состоит из трех $р$-орбиталей;
- $d$-подуровень - третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти $d$-орбиталей;
- $f$-подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи $f$-орбиталей.
Ядро атома
Но не только электроны входят в состав атомов. Физик Анри Беккерель обнаружил, что природный минерал, содержащий соль урана, тоже испускает неведомое излучение, засвечивая фотопленки, закрытые от света. Это явление было названо радиоактивностью .
Различают три вида радиоактивных лучей:
- $α$-лучи, которые состоят из $α$-частиц, имеющих заряд в $2$ раза больше заряда электрона, но с положительным знаком, и массу в $4$ раза больше массы атома водорода;
- $β$-лучи представляют собой поток электронов;
- $γ$-лучи - электромагнитные волны с ничтожно малой массой, не несущие электрического заряда.
Следовательно, атом имеет сложное строение - состоит из положительно заряженного ядра и электронов.
Как же устроен атом?
В 1910 г. в Кембридже, близ Лондона, Эрнест Резерфорд со своими учениками и коллегами изучал рассеяние $α$-частиц, проходящих через тоненькую золотую фольгу и падаюших на экран. Альфа-частицы обычно отклонялись от первоначального направления всего на один градус, подтверждая, казалось бы, равномерность и однородность свойств атомов золота. И вдруг исследователи заметили, что некоторые $α$-частицы резко меняли направление своего пути, будто наталкиваясь на какую-то преграду.
Разместив экран перед фольгой, Резерфорд сумел обнаружить даже те редчайшие случаи, когда $α$-частицы, отразившись от атомов золота, летели в противоположном направлении.
Расчеты показали, что наблюдаемые явления могли произойти, если бы вся масса атома и весь его положительный заряд были сосредоточены в крохотном центральном ядре. Радиус ядра, как выяснилось, в 100 000 раз меньше радиуса всего атома, той его области, в которой находятся электроны, имеющие отрицательный заряд. Если применить образное сравнение, то весь объем атома можно уподобить стадиону в Лужниках, а ядро - футбольному мячу, расположенному в центре поля.
Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Резерфордом, называют планетарной.
Протоны и нейтроны
Оказывается, и крошечное атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов.
Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку $(+1)$, и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Обо значаются протоны знаком $↙{1}↖{1}p$ (или $р+$). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона, т.е. $1$. Обозначают нейтроны знаком $↙{0}↖{1}n$ (или $n^0$).
Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро).
Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:
Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают так: $e↖{-}$.
Поскольку атом электронейтрален, также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента , присвоенному ему в Периодической системе. Например, в ядре атома железа содержится $26$ протонов, а вокруг ядра вращается $26$ электронов. А как определить число ней тронов?
Как известно, масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента $(Z)$, т.е. число протонов, и массовое число $(А)$, равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов $(N)$ по формуле:
Например, число нейтронов в атоме железа равно:
$56 – 26 = 30$.
В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.
Основные характеристики элементарных частиц.
Изотопы
Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами.
Слово изотоп состоит из двух греческих слов: isos - одинаковый и topos - место, обозначает «занимающий одно место» (клетку) в Периодической системе элементов.
Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с массой $16, 17, 18$ и т. д.
Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе, поэтому значения атомных масс довольно часто являются дробными. Например, атомы природного хлора представляют собой смесь двух изотопов - $35$ (их в природе $75%$) и $37$ (их $25%$); следовательно, относительная атомная масса хлора равна $35.5$. Изотопы хлора записываются так:
$↖{35}↙{17}{Cl}$ и $↖{37}↙{17}{Cl}$
Химические свойства изотопов хлора совершенно одинаковы, как и изотопов большинства химических элементов, например калия, аргона:
$↖{39}↙{19}{K}$ и $↖{40}↙{19}{K}$, $↖{39}↙{18}{Ar}$ и $↖{40}↙{18}{Ar}$
Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки: протий - $↖{1}↙{1}{H}$; дейтерий - $↖{2}↙{1}{H}$, или $↖{2}↙{1}{D}$; тритий - $↖{3}↙{1}{H}$, или $↖{3}↙{1}{T}$.
Теперь можно дать современное, более строгое и научное определение химическому элементу.
Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов
Рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева.
Элементы первого периода.
Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).
Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и под уровням.
Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и под уровням, но и по орбиталям.
В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем $2$ электрона.
Водород и гелий - $s$-элементы, у этих атомов заполняется электронами $s$-орбиталь.
Элементы второго периода.
У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют $s-$ и $р$-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала $s$, а затем $р$) и правилами Паули и Хунда.
В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем $8$ электронов.
Элементы третьего периода.
У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d-под уровни.
Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода.
У атома магния достраивается $3,5$-электронная орбиталь. $Na$ и $Mg$ - $s$-элементы.
У алюминия и последующих элементов заполняется электронами $3d$-подуровень.
| $↙{18}{Ar}$ Аргон |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}s^2{3}p^6$ |  |
В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) $8$ электронов. Как внешний слой завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными $3d$-орбитали.
Все элементы от $Al$ до $Ar$ - $р$-элементы.
$s-$ и $р$-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.
Элементы четвертого периода.
У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, т.к. он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода:
- обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: $Ar$;
- не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.
$К, Са$ - $s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами 3d-подуровень. Это $3d$-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.
Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с $4s-$ на $3d$-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций $3d^5$ и $3d^{10}$:
$↙{24}{Cr}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{4} 4s^{2}…$ 
$↙{29}{Cu}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{9}4s^{2}…$ 
| Символ элемента, порядковый номер, название | Схема электронного строения | Электронная формула | Графическая электронная формула |
| $↙{19}{K}$ Калий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1$ | |
| $↙{20}{C}$ Кальций |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2$ | |
| $↙{21}{Sc}$ Скандий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^1$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^1{4}s^1$ |  |
| $↙{22}{Ti}$ Титан |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^2$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^2{4}s^2$ |  |
| $↙{23}{V}$ Ванадий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^3$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^3{4}s^2$ |  |
| $↙{24}{Сr}$ Хром |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^5$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^5{4}s^1$ |  |
| $↙{29}{Сu}$ Хром |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^1$ |  |
| $↙{30}{Zn}$ Цинк |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^2$ |  |
| $↙{31}{Ga}$ Галлий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^{1}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^{1}$ |  |
| $↙{36}{Kr}$ Криптон |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^6$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^6$ |  |
В атоме цинка третий электронный слой завершен - в нем заполнены все подуровни $3s, 3р$ и $3d$, всего на них $18$ электронов.
У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, $4р$-подуровень. Элементы от $Ga$ до $Кr$ - $р$-элементы.
У атома криптона внешний (четвертый) слой завершен, имеет $8$ электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть $32$ электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными $4d-$ и $4f$-подуровни.
У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: $5s → 4d → 5р$. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у $↙{41}Nb$, $↙{42}Мо$, $↙{44}Ru$, $↙{45}Rh$, $↙{46}Pd$, $↙{47}Ag$. В шестом и седьмом периодах появляются $f$-элементы , т.е. элементы, у которых идет заполнение соответственно $4f-$ и $5f$-подуровней третьего снаружи электронного слоя.
$4f$-элементы называют лантаноидами.
$5f$-элементы называют актиноидами.
Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: $↙{55}Cs$ и $↙{56}Ва$ - $6s$-элементы; $↙{57}La ... 6s^{2}5d^{1}$ - $5d$-элемент; $↙{58}Се$ – $↙{71}Lu - 4f$-элементы; $↙{72}Hf$ – $↙{80}Hg - 5d$-элементы; $↙{81}Т1$ – $↙{86}Rn - 6d$-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых нарушается порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных $f$-подуровней, т.е. $nf^7$ и $nf^{14}$.
В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства, или блока:
- $s$-элементы; электронами заполняется $s$-подуровень внешнего уровня атома; к $s$-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
- $р$-элементы; электронами заполняется $р$-подуровень внешнего уровня атома; к $р$-элементам относятся элементы главных подгрупп III–VIII групп;
- $d$-элементы; электронами заполняется $d$-подуровень предвнешнего уровня атома; к $d$-элементам относятся элементы побочных подгрупп I–VIII групп, т.е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между $s-$ и $р-$элементами. Их также называют переходными элементами;
- $f$-элементы; электронами заполняется $f-$подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.
Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов
Швейцарский физик В. Паули в $1925$ г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов , имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - веретено), т.е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси по часовой стрелке или против. Этот принцип носит название принципа Паули.
Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным , если два, то это спаренные электроны , т.е. электроны с противоположными спинами.
На рисунке показана схема деления энергетических уровней на подуровни.
$s-$Орбиталь , как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула , или электронная конфигурация , записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.
Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s$-орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.
Для атома гелия $Не$, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s-$орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$. 
$р-$Орбиталь имеет форму гантели, или объемной восьмерки. Все три $р$-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с $n= 2$, имеет три $р$-орбитали. С увеличением значения $n$ электроны занимают $р$-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям $x, y, z$.
У элементов второго периода $(n = 2)$ заполняется сначала одна $s$-орбиталь, а затем три $р$-орбитали; электронная формула $Li: 1s^{2}2s^{1}$. Электрон $2s^1$ слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион лития $Li^+$.
В атоме бериллия Be четвертый электрон также размещается на $2s$-орбитали: $1s^{2}2s^{2}$. Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются - $В^0$ при этом окисляется в катион $Ве^{2+}$.
У атома бора пятый электрон занимает $2р$-орбиталь: $1s^{2}2s^{2}2p^{1}$. Далее у атомов $C, N, O, F$ идет заполнение $2р$-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}$.
У элементов третьего периода заполняются соответственно $3s-$ и $3р$-орбитали. Пять $d$-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:
$↙{11}Na 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}$,
$↙{17}Cl 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}$,
$↙{18}Ar 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}$.
Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, т.е. записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например:
$↙{11}Na 2, 8, 1;$ $↙{17}Cl 2, 8, 7;$ $↙{18}Ar 2, 8, 8$.
У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙{19}K 2, 8, 8, 1;$ $↙{38}Sr 2, 8, 18, 8, 2$. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие $3d-$ и $4d-$орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): $↙{23}V 2, 8, 11, 2;$ $↙{26}Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙{40}Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙{43}Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Как правило, когда будет заполнен предыдущий $d$-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно $4р-$ и $5р-$) $р-$подуровень: $↙{33}As 2, 8, 18, 5;$ $↙{52}Te 2, 8, 18, 18, 6$.
У элементов больших периодов - шестого и незавершенного седьмого - электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступают на внешний $s-$подуровень: $↙{56}Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙{87}Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следующий один электрон (у $La$ и $Са$) на предыдущий $d$-подуровень: $↙{57}La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙{89}Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Затем последующие $14$ электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень, на $4f$ и $5f$-орбитали соответственно лантоноидов и актиноидов: $↙{64}Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙{92}U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень ($d$-подуровень) у элементов побочных подгрупп: $↙{73}Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙{104}Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И, наконец, только после полного заполнения десятью электронами $d$-подуровня будет снова заполняться $р$-под уровень: $↙{86}Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических, или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы . Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули , согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, и лишь затем спариваются, но спины при этом, по принципу Паули, будут уже противоположно направленными.
Записывается в виде так называемых электронных формул. В электронных формулах буквами s, p, d, f обозначаются энергетические подуровни электронов; цифры впереди букв означают энергетический уровень, в котором находится данный электрон, а индекс вверху справа - число электронов на данном подуровне. Чтобы составить электронную формулу атома любого элемента, достаточно знать номер данного элемента в периодической системе и выполнить основные положения, которым подчиняется распределение электронов в атоме.
Структура электронной оболочки атома может быть изображена и в виде схемы размещения электронов по энергетическим ячейкам.
Для атомов железа такая схема имеет следующий вид:
На этой схеме наглядно видно выполнение правила Гунда . На Зd-подуровне максимальное количество, ячеек (четыре) заполнено неспаренными электронами. Изображение структуры электронной оболочки в атоме в виде электронных формул и в виде схем наглядно не отражает волновых свойств электрона.
Формулировка периодического закона в редакции Д.А. Менделеева : свойства простых тел, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости величины атомных весов элементов.
Современная формулировка Периодического закона : свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов.
Таким образом, положительный заряд ядра (а не атомная масса) оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений
Валентность
- это число химических связей, которым один атом связан с другим.
Валентные возможности атома определяются числом неспаренных электронов и наличием на внешнем уровне свободных атомных орбиталей. Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.
Стехиометрическая валентность химического элемента- это число эквивалентов, которое может к себе присоединить данный атом, или - число эквивалентов в атоме.
Эквиваленты определяются по числу присоединённых или замещённых атомов водорода , поэтому стехиометрическая валентность равна числу атомов водорода, с которыми взаимодействует данный атом. Но свободно взаимодействуют не все элементы, а с кислородом - практически все, поэтому стехиометрическую валентность можно определить как удвоенное число присоединённых атомов кислорода.
Например, стехиометрическая валентность серы в сероводороде H 2 S равна 2, в оксиде SO 2 - 4 , в оксиде SO 3 -6.
При определении стехиометрической валентности элемента по формуле бинарного соединения следует руководствоваться правилом: суммарная валентность всех атомов одного элемента должна быть равна суммарной валентности всех атомов другого элемента.
Степень окисления также характеризует состав вещества и равна стехиометрической валентности со знаком плюс (для металла или более электроположительного элемента в молекуле) или минус.
1. В простых веществах степень окисления элементов равна нулю.
2. Степень окисления фтора во всех соединениях равна -1. Остальные галогены (хлор, бром, иод) с металлами, водородом и другими более электроположительными элементами тоже имеют степень окисления -1, но в соединениях с более электроотрицательными элементами они имеют положительные значения степеней окисления.
3. Кислород в соединениях имеет степень окисления -2; исключением являются пероксид водорода Н 2 О 2 и его производные (Na 2 O 2 , BaO 2 и т.п., в которых кислород имеет степень окисления -1, а также фторид кислорода OF 2 , степень окисления кислорода в котором равна +2.
4. Щелочные элементы (Li, Na, K и др.) и элементы главной подгруппы второй группы Периодической системы (Be, Mg, Ca и др.) всегда имеют степень окисления, равную номеру группы, то есть +1 и +2, соответственно.
5. Все элементы третьей группы, кроме таллия имеют постоянную степень окисления, равную номеру группы, т.е. +3.
6. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы, а низшая - разности: № группы - 8. Например, высшая степень окисления азота (он расположен в пятой группе) равна +5 (в азотной кислоте и её солях), а низшая равна -3 (в аммиаке и солях аммония).
7. Степени окисления элементов в соединении компенсируют друг друга так, что их сумма для всех атомов в молекуле или нейтральной формульной единице равна нулю, а для иона - его заряду.
Эти правила можно использовать для определения неизвестной степени окисления элемента в соединении, если известны степени окисления остальных, и составления формул многоэлементных соединений.
Сте?пень окисле?ния (окислительное число, ) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций.
Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность . Степень окисления атома равна численной величине электрического заряда, приписываемого атому в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов (то есть исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов).
Степень окисления соответствует числу электронов, которое следует присоединить к положительному иону, чтобы восстановить его до нейтрального атома, или отнять от отрицательного иона, чтобы окислить его до нейтрального атома:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, изменяются по периодам и группам периодической системы. Поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры лишь сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента в группе к другому для них наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.
Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается величинами энергий ионизации и сродства к электрону.
Энергией ионизации (Eи ) называется минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона из атома в газовой фазе при T = 0
K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии с превращением атома в положительно заряженный ион: Э + Eи = Э+ + e-. Энергия ионизации является положительной величиной и имеет наименьшие значения у атомов щелочных металлов и наибольшие у атомов благородных (инертных) газов.
Сродством к электрону (Ee ) называется энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона атому в газовой фазе при T = 0
K с превращением атома в отрицательно заряженный ион без передачи частице кинетической энергии:
Э + e- = Э- + Ee.
Максимальным сродством к электрону обладают галогены, особенно фтор (Ee = -328 кДж/моль).
Величины Eи и Ee выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ).
Способность связанного атома смещать к себе электроны химических связей, повышая около себя электронную плотность называется электроотрицательностью.
Это понятие в науку введено Л. Полингом . Электроотрицательность обозначается символом ÷ и характеризует стремление данного атома к присоединению электронов при образовании им химической связи.
По Р. Маликену электротрицательность атома оценивается полусуммой энергий ионизации и сродства к электрону свободных атом÷ = (Ee + Eи)/2
В периодах наблюдается общая тенденция роста энергии ионизации и электроотрицательности с ростом заряда ядра атома, в группах эти величины с увеличением порядкового номера элемента убывают.
Следует подчеркнуть, что элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрицательности, так как оно зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, числа и вида атомов-соседей.
Атомные и ионные радиусы . Размеры атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Согласно квантово-механическим представления электронная оболочка не имеет строго определенных границ. Поэтому за радиус свободного атома или иона можно принять теоретически рассчитанное расстояние от ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это расстояние называется орбитальным радиусом. На практике обычно используют значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединениях, вычисленные исходя из экспериментальных данных. При этом различают ковалентные и металлические радиусы атомов.
Зависимость атомных и ионных радиусов от заряда ядра атома элемента и носит периодический характер . В периодах по мере увеличения атомного номера радиусы имеют тенденцию к уменьшению. Наибольшее уменьшение характерно для элементов малых периодов, поскольку у них заполняется внешний электронный уровень. В больших периодах в семействах d- и f- элементов это изменение менее резкое, так как у них заполнение электронов происходит в предпредвнешнем слое. В подгруппах радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.
Периодическая система элементов есть наглядный пример проявления различного рода периодичности в свойствах элементов, которая соблюдается по горизонтали (в периоде слева направо), по вертикали (в группе, например, сверху вниз), по диагонали, т.е. какое-то свойство атома усиливается или уменьшается, но периодичность сохраняется.
В периоде слева направо (→) увеличиваются окислительные и неметаллические свойства элементов, а восстановительные и металлические свойства уменьшаются. Так, из всех элементов 3 периода натрий будет самым активным металлом и самым сильным восстановителем, а хлор - самым сильным окислителем.
Химическая связь - это взаимное соединение атомов в молекуле, или кристаллической решетке, в результате действия между атомами электрических сил притяжения.
Это взаимодействие всех электронов и всех ядер, приводящих к образованию устойчивой, многоатомной системы (радикал, молекулярный ион, молекула, кристалл).
Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Поэтому различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую .Между молекулами возникает водородная связь, и происходят вандерваальсовые взаимодействия .
К основным характеристикам химической связи относятся:
- длина связи - это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.
Она зависит от природы взаимодействующих атомов и от кратности связи. С увеличением кратности длина связи уменьшается, а, следовательно, увеличивается ее прочность;
- кратность связи - определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности энергия связи возрастает;
- угол связи - угол между воображаемыми прямыми проходящими через ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов;
Энергия связи Е СВ - это энергия, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв, кДж/моль.
Ковалентная связь - Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.
Объяснение химической связи возникновением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (МВС) , открытый Льюисом в 1916 г. Для квантово-механического описания химической связи и строения молекул применяют ещё один метод - метод молекулярных орбиталей (ММО) .
Метод валентных связей
Основные принципы образования химической связи по МВС:
1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.
2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими.
3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается.
4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение.
5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Существует два механизма образования ковалентной связи:
Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:
Рис. 7. Обменный механизм образования ковалентной связи: а - неполярной; б - полярной
Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.
Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям
 |
Рис. 8. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи
Ковалентная связь имеет определенные характеристики.
Насыщаемость - свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав.
|
Направленность - т. е. связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков . Относительно линии соединяющей центры атомов образующих связь различают: σ и π(рис. 9): σ-связь - образована перекрыванием АО по линии соединяющей центры взаимодействующих атомов; π-связь - это связь, возникающая в направлении оси перпендикулярной прямой, соединяющей ядра атома. Направленность связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрическую форму. Гибридизация
- это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.
Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, более прочная, чем связь с участием электронов негибридных s- и р-орбиталей, так как происходит большее перекрывание. Различают следующие виды гибридизации (рис. 10, табл. 31): |
sp-гибридизация -
одна s-орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию (BeCl 2).sp 2 -гибридизация - одна s-орбиталь и две p-орбитали превращаются в три одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 120°. Молекулы, в которых осуществляется sp 2 -гибридизация, имеют плоскую геометрию (BF 3 , AlCl 3).
sp 3 -гибридизация - одна s-орбиталь и три p-орбитали превращаются в четыре одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 109°28". Молекулы, в которых осуществляется sp 3 -гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH 4 , NH 3).
Рис. 10. Виды гибридизаций валентных орбиталей: а - sp -гибридизация валентных орбиталей; б - sp 2 - гибридизация валентных орбиталей; в - sp 3 -гибридиза-ция валентных орбиталей
Давайте рассмотрим, как построен атом. Учитывайте, что речь будет вестись исключительно о моделях. На практике атомы представляют собой гораздо более сложную структуру. Но благодаря современным разработкам мы имеем возможность объяснять и даже успешно предсказывать свойства (пускай даже и не все). Итак, какова схема строения атома? Из чего он «сделаны»?
Планетарная модель атома
Впервые была предложена датским физиком Н. Бором в 1913 году. Это первая теория строения атома, основанная на научных фактах. К тому же она положила основу современной тематической терминологии. В ней электроны-частицы производят вращательные движения вокруг атома по такому же принципу, как планеты вокруг Солнца. Бор высказал предположение, что они могут существовать исключительно на орбитах, находящихся на строго определённом расстоянии от ядра. Почему именно так, учёный с позиции науки не смог объяснить, но такая модель потдтверждалась многими экспериментами. Для обозначения орбит использовались целые числа, начиная с единицы, которой нумеровалась, самая близкая к ядру. Все эти орбиты также называют уровнями. У атома водорода только один уровень, на котором вращается один электрон. Но сложные атомы имеют ещё уровни. Они делятся на составляющие, которые объединяют близкие по энергетическому потенциалу электроны. Так, второй уже имеет два подуровня - 2s и 2р. Третий имеет уже три - 3s, 3р и 3d. И так далее. Сначала «заселяются» более близкие к ядру подуровни, а потом дальние. На каждом из них может быть размещено только определённое количество электронов. Но это ещё не конец. Каждый подуровень делится на орбитали. Давайте проведём сравнение с обычной жизнью. Электронное облако атома сравнимо с городом. Уровни - это улицы. Подуровень - частный дом или квартира. Орбиталь - комната. В каждой из них «проживает» один или два электрона. Все они имеют конкретные адреса. Вот такой была первая схема строения атома. А напоследок про адреса электронов: они определяются наборами чисел, которые называют «квантовыми».
Волновая модель атома
Но со временем планетарная модель подверглась пересмотру. Была предложена вторая теория строения атома. Она более совершенна и позволяет объяснить результаты практических экспериментов. На смену первой пришла волновая модель атома, которую предложит Э. Шредингер. Тогда уже было установлено, что электрон может проявлять себя не только в качестве частицы, но и как волна. А что сделал Шредингер? Он применил уравнение, описывающее движение волны в Таким образом можно найти не траекторию движения электрона в атоме, а вероятность его обнаружения в определённой точке. Объединяет обе теории то, что элементарные частицы находятся на конкретных уровнях, подуровнях и орбиталях. На этом похожесть моделей заканчивается. Приведу один пример - в волновой теории орбиталью называется область, где можно будет найти электрон с вероятностью в 95%. На всё остальное пространство приходится 5%.Но в конечном итоге получилось, что особенности строения атомов изображаются с использование волновой модели, при том, что используется терминология используется общая.
Понятие вероятности в данном случае
Почему был использован этот термин? Гейзенбергом в 1927 г. был сформулирован принцип неопределенности, который сейчас используется, чтобы описывать движение микрочастиц. Он основан на их фундаментальном отличии от обычных физических тел. В чем оно заключается? Классическая механика предполагала, что человек может наблюдать явления, не влияя на них (наблюдение за небесными телами). На основе полученных данных можно рассчитать, где объект будет в определенный момент времени. Но в микромире дела необходимо обстоят по-другому. Так, к примеру, наблюдать за электроном, не влияя на него, сейчас не представляется возможным ввиду того, что энергии инструмента и частицы несопоставимы. Это приводит к тому, что меняется его местоположение элементарной частицы, состояние, направление, скорость движения и другие параметры. И бессмысленно говорить о точных характеристиках. Сам принцип неопределенности говорит нам о том, что невозможно вычислить точную траекторию полёта электрона вокруг ядра. Можно только указать вероятность нахождения частицы в определённом участке пространства. Вот такую особенность имеет строение атомов химических элементов. Но это следует учитывать исключительно ученым в практических экспериментах.
Состав атома
Но давайте сконцентрируемся на всём объекте рассмотрения. Итак, кроме неплохо рассмотренной электронной оболочки, второй составляющей атома является ядро. Оно состоит из позитивно заряженных протонов и нейтральных нейтронов. Все мы знакомы с таблицей Менделеева. Номер каждого элемента соответствует количеству протонов, что в нём есть. Количество нейтронов равняется разнице между массой атома и его количеством протонов. Могут и быть отклонения от этого правила. Тогда говорят о том, что присутствует изотоп элемента. Схема строения атома такова, что его «окружает» электронная оболочка. обычно равняется количеству протонов. Масса последнего примерно в 1840 раз больше, чем у первого, и примерно равна весу нейтрона. Радиус ядра составляет около 1/200000 диаметра атома. Сам он имеет сферическую форму. Таково, в общем, строение атомов химических элементов. Несмотря на различие в массе и свойствах, выглядят они примерно одинаково.
Орбиты
Говоря о том, что такое схема строения атома, нельзя умолчать о них. Итак, есть такие виды:
- s. Имеют сферическую форму.
- p. Являются похожими на объемные восьмерки или веретено.
- d и f. Имеют сложную форму, которая с трудом описывается формальным языком.
Электрон каждого типа можно с вероятностью в 95% найти на территории соответствующей орбитали. К представленной информации необходимо относиться спокойно, поскольку это, скорее, абстрактная математическая модель, нежели физическое реальное положение дел. Но при всём этом она обладает хорошей предсказательной силой относительно химических свойств атомов и даже молекул. Чем дальше от ядра расположен уровень, тем больше электронов можно на нём разместить. Так, количество орбиталей можно подсчитать с помощью специальной формулы: х 2 . Здесь х равно количеству уровней. А поскольку на орбитали можно разместить до двух электронов, то в конечном итоге формула их численного поиска будет выглядеть следующим образом: 2х 2 .
Орбиты: технические данные
Если говорить про строение атома фтора, то он будет иметь три орбитали. Все они будут заполнены. Энергия орбиталей в рамках одного подуровня одинакова. Чтобы их обозначить, добавляют номер слоя: 2s, 4p, 6d. Возвращаемся к разговору про строение атома фтора. У него будет два s- и один p-подуровень. У него девять протонов и столько же электронов. Сначала один s-уровень. Это два электрона. Потом второй s-уровень. Ещё два электрона. И 5 заполняют p-уровень. Вот такое у него строение. После прочтения следующего подзаголовка можно собственноручно проделать необходимые действия и убедиться в этом. Если говорить про к которым относится и фтор, то следует отметить, что они, хотя и в одной группе, полностью различаются по своим характеристикам. Так, их температура кипения колеблется от -188 до 309 градусов Цельсия. Так почему их объединили? Все благодаря химическим свойствам. Все галогены, а в наибольшей степени фтор обладают высочайшей окислительной способностью. Они реагируют с металлами и без проблем могут самостоятельно воспламеняться при комнатной температуре.
Как заполняются орбиты?
По каким правилам и принципам располагаются электроны? Предлагаем ознакомиться с тремя основными, формулировка которых была упрощена для лучшего понимания:
- Принцип наименьшей энергии. Электронам свойственно заполнять орбитали в порядке увеличения их энергии.
- Принцип Паули. На одной орбитали не может располагаться больше двух электронов.
- Правило Хунда. В пределах одного подуровня электроны заполняют сначала свободные орбитали, и только потом образуют пары.
В деле заполнения поможет и строение атома в таком случае станет более понятным в плане изображения. Поэтому при практической работе с построением схем элементов, необходимо держать её под рукой.
Пример
Для того, чтобы обобщить всё сказанное в рамках статьи, можно составить образец, как же распределяются электроны атома по своим уровням, подуровням и орбиталям (то есть, какой является конфигурация уровней). Он может быть изображен как формула, энергетическая диаграмма или как схема слоев. Здесь присутствуют очень хорошие иллюстрации, которые при внимательном рассмотрении помогают понять структуру атома. Так, сначала заполняется первый уровень. В нём имеется только один подуровень, в котором только одна орбиталь. Все уровни заполняются последовательно, начиная с меньшего. Сначала в рамках одного подуровня по одному электрону размещается на каждой орбитали. Потом создаются пары. И при наличии свободных происходит переключение на другой субъект заполнения. А теперь можно самостоятельно узнать, каково строение атома азота или фтора (который рассматривался раньше). Первоначально может быть немного сложно, но можно ориентироваться по картинкам. Давайте для ясности рассмотрим и строение атома азота. Он имеет 7 протонов (вместе с нейтронами составляющих ядро) и столько же электронов (которые составляют электронную оболочку). Сначала заполняется первый s-уровень. На нем 2 электрона. Потом идёт второй s-уровень. На ней тоже 2 электрона. И три остальных размещаются на p-уровне, где каждый из них занимает по одной орбитали.
Заключение
Как видите, строение атома - не такая сложная тема (если подходить к ней с позиции школьного курса химии, конечно). И понять данную тему не составляет труда. Напоследок хочется сообщить про некоторые особенности. К примеру, говоря про строение атома кислорода, мы знаем, что он имеет восемь протонов, и 8-10 нейтронов. И так как все в природе стремится к равновесию, два атома кислорода образуют молекулу, где два непарных электрона образуют ковалентную связь. Подобным же образом образуется другая стойкая молекула кислорода - озон (O 3). Зная строение атома кислорода, можно правильно составлять формулы окислительных реакций, в которых участвует самое распространенное на Земле вещество.
Урок посвящен формированию представлений о сложном строении атома. Рассматривается состояние электронов в атоме, вводятся понятия «атомная орбиталь и электронное облако», формы орбиталей (s--, p-, d-орбитали). Также рассматриваются такие аспекты, как максимальное число электронов на энергетических уровнях и подуровнях, распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням в атомах элементов первых четырех периодов, валентные электроны s-, p- и d-элементов. Приводится графическая схема строения электронных слоев атомов (электронно-графическая формула).
Тема: Строение атома. Периодический закон Д.И. Менделеева
Урок: Строение атома
В переводе с греческого языка, слово «атом» означает «неделимый». Однако, были открыты явления, которые демонстрируют возможность его деления. Это испускание рентгеновских лучей, испускание катодных лучей, явление фотоэффекта, явление радиоактивности. Электроны, протоны и нейтроны - это частицы, из которых состоит атом. Они называются субатомными частицами.
Табл. 1
Кроме протонов, в состав ядра большинства атомов входят нейтроны , не несущие никакого заряда. Как видно из табл. 1, масса нейтрона практически не отличается от массы протона. Протоны и нейтроны составляют ядро атома и называются нуклонами (nucleus - ядро). Их заряды и массы в атомных единицах массы (а.е.м.) показаны в таблице 1. При расчете массы атома массой электрона можно пренебречь.
Масса атома (массовое число) равна сумме масс, составляющих его ядро протонов и нейтронов. Массовое число обозначается буквой А . Из названия этой величины видно, что она тесно связана с округленной до целого числа атомной массой элемента. A = Z + N
Здесь A - массовое число атома (сумма протонов и нейтронов), Z - заряд ядра (число протонов в ядре), N - число нейтронов в ядре. Согласно учению об изотопах, понятию «химический элемент» можно дать такое определение:
Химическим элементом называется совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
Некоторые элементы существуют в виде нескольких изотопов . «Изотопы» означает «занимающий одно и тоже место». Изотопы имеют одинаковое число протонов, но отличаются массой, т. е. числом нейтронов в ядре (числом N). Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.
Изотопами называются разновидности атомов одного и того же химического элемента с одинаковым зарядом ядра (то есть с одинаковым числом протонов), но с разным числом нейтронов в ядре.
Изотопы отличаются друг от друга только массовым числом. Это обозначается либо верхним индексом в правом углу, либо в строчку: 12 С или С-12. Если элемент содержит несколько природных изотопов, то в периодической таблице Д.И. Менделеева указывается, его средняя атомная масса с учетом распространённости. Например, хлор содержит 2 природных изотопа 35 Cl и 37 Cl, содержание которых составляет соответственно 75% и 25%. Таким образом, атомная масса хлора будет равна:
А r (Cl )=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5
Для тяжёлых искусственно-синтезированных атомов приводится одно значение атомной массы в квадратных скобках. Это атомная масса наиболее устойчивого изотопа данного элемента.
Основные модели строения атома
Исторически первой в 1897 году была модель атома Томсона.
Рис. 1. Модель строения атома Дж. Томсона
Английский физик Дж. Дж. Томсон предположил, что атомы состоят из положительно заряженной сферы, в которую вкраплены электроны (рис. 1). Эту модель образно называют «сливовый пудинг», булочка с изюмом (где «изюминки» - это электроны), или «арбуз» с «семечками» - электронами. Однако от этой модели отказались, т. к. были получены экспериментальные данные, противоречащие ей.
Рис. 2. Модель строения атома Э. Резерфорда
В 1910 году английский физик Эрнст Резерфорд со своими учениками Гейгером и Марсденом провели эксперимент, который дал поразительные результаты, необъяснимые с точки зрения модели Томсона. Эрнст Резерфорд доказал на опыте, что в центре атома имеется положительно заряженное ядро (рис. 2), вокруг которого, подобно планетам вокруг Солнца, вращаются электроны. Атом в целом электронейтрален, а электроны удерживаются в атоме за счет сил электростатического притяжения (кулоновских сил). Эта модель имела много противоречий и главное, не объясняла, почему электроны не падают на ядро, а также возможность поглощения и излучения им энергии.
Датский физик Н. Бор в 1913 году, взяв за основу модель атома Резерфорда, предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца.
Рис. 3. Планетарная модель Н. Бора
Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может. Почему это так, Бор в то время объяснить не мог. Но он показал, что такая модель (рис. 3) позволяет объяснить многие экспериментальные факты.
В настоящее время для описания строения атома используется квантовая механика. Это наука, главным аспектом в которой является то, что электрон обладает свойствами частицы и волны одновременно, т. е. корпускулярно-волновым дуализмом. Согласно квантовой механике, область пространства, в которой вероятность нахождения электрона наибольшая, называется орбиталью. Чем дальше электрон находится от ядра, тем меньше его энергия взаимодействия с ядром. Электроны с близкими энергиями образуют энергетический уровень. Число энергетических уровней равно номеру периода , в котором находится данный элемент в таблице Д.И. Менделеева. Существуют различные формы атомных орбиталей. (Рис. 4). d-орбиталь и f-орбиталь имеют более сложную форму.
Рис. 4. Формы атомных орбиталей
В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме размещаются так, чтобы их энергия была минимальной. Чем дальше электрон находится от ядра, тем больше орбиталей и тем сложнее они по форме. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов. Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей .
На первом энергетическом уровне, наиболее близком к ядру, может существовать одна сферическая орбиталь (1 s ). На втором энергетическом уровне - сферическая орбиталь, большая по размеру и три р-орбитали: 2 s 2 ppp . На третьем уровне: 3 s 3 ppp 3 ddddd .
Кроме движения вокруг ядра, электроны обладают еще движением, которое можно представить, как их движение вокруг собственной оси. Это вращение называется спином (в пер. с англ. «веретено»). На одной орбитали могут находиться лишь два электрона, обладающих противоположными (антипараллельными) спинами.
Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле N =2 n 2.
Где n - главное квантовое число (номер энергетического уровня). См. табл. 2
Табл. 2
В зависимости от того, на какой орбитали находится последний электрон, различают s -, p -, d -элементы. Элементы главных подгрупп относятся к s -, p -элементам. В побочных подгруппах находятся d -элементы
Графическая схема строения электронных слоев атомов (электронно-графическая формула).
Для описания расположения электронов на атомных орбиталях используют электронную конфигурацию. Для её написания в строчку пишутся орбитали в условных обозначениях (s- -, p -, d-, f -орбитали), а перед ними - числа, обозначающие номер энергетического уровня. Чем больше число, тем дальше электрон находится от ядра. В верхнем регистре, над обозначением орбитали, пишется количество электронов, находящихся на данной орбитали (Рис. 5).
Рис. 5
Графически распределение электронов на атомных орбиталях можно представить в виде ячеек. Каждая ячейка соответствует одной орбитали. Для р-орбитали таких ячеек будет три, для d-орбитали - пять, для f-орбитали - семь. В одной ячейке может находиться 1 или 2 электрона. Согласно правилу Гунда , электроны распределяются на одинаковых по энергии орбиталях (например, на трех p-орбиталях) сначала по одному, и лишь когда в каждой такой орбитали уже находится по одному электрону, начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Такие электроны называют спаренными. Объясняют это тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы.
См. рис. 6 для атома 7 N.
Рис. 6
Электронная конфигурация атома скандия
21 Sc : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 1
Электроны внешнего энергетического уровня называются валентными. 21 Sc относится к d -элементам.
Подведение итога урока
На уроке было рассмотрено строение атома, состояние электронов в атоме, введено понятие «атомная орбиталь и электронное облако». Учащиеся узнали, что такое форма орбиталей (s -, p -, d -орбитали), каково максимальное число электронов на энергетических уровнях и подуровнях, распределение электронов по энергетическим уровням, что такое s -, p - и d -элементы. Приведена графическая схема строения электронных слоев атомов (электронно-графическая формула).
Список литературы
1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.
2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. - К.: ИЦ «Академия», 2008. - 240 с.: ил.
3. А.В. Мануйлов, В.И. Родионов. Основы химии. Интернет-учебник.
Домашнее задание
1. №№5-7 (с. 22) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.
2. Напишите электронные формулы для следующих элементов: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.
3. Элементы имеют следующие электронные формулы: а) 1s 2 2s 2 2p 4 .б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Какие это элементы?
