Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов.

Значимость темы: Изучение строение электронных оболочек атомов в свете современной квантовой теории имеет большое значение, так как позволяет теоретически обосновать заполнение энергетических уровней еще не открытых элементов и для предсказания и характеристики свойств новых химических элементов, дает возможность предвидеть их реакционную способность. Учение о строении атома привело к открытию ядерной энергетики и использованию ее для нужд человека. Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева с точки зрения современной теории строения атомов формирует самопознание студентов путем постановки проблемных вопросов по предсказанию новых химических элементов, строению их атомов, дает возможность им описать химические свойства элементов и их соединений.

Цель занятия: Научить теоретически обосновать заполнение энергетических уровней атомов электронами и составлять электронные формулы атомов всех элементов периодической системы для предсказания и характеристики их свойств.

Информационно – дидактический блок

Атом – сложная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Ядро атома – положительно заряженная центральная часть атома, в которой сосредоточена основная часть массы атома. Радиус ядра примерно равен 10 ^-13 см.

Ядро состоит из элементарных частиц двух типов: протонов (Z – обозначение их числа) и нейтронов (N – обозначение их числа). Общее название этих частиц – нуклоны . Общее число нуклонов в ядре называется массовым числом А:

A = Z + N

Заряд ядра Z равен числу протонов в ядре и атомному номеру (порядковому номеру элемента в периодической таблице, закон Г. Мозли, 1913).

Химический элемент – вид атомов, характеризующийся одним и тем же зарядом ядра.

Нуклиды – различные виды атомов. В обозначении нуклидов порядковый номер элемента пишут слева внизу от символа нуклида, а массовое число – слева вверху. Например:

¹⁴ ₇ N, ¹⁶ ₈ O, ³⁵ ₁₇ Cl, ⁵⁶ ₂₆ Fe

Изотопы – нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N.

Изотопы – это атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовое число. Обычно изотопы различных элементов не имеют специальных названий. Исключением является водород, изотопы которого имеют специальные химические символы и названия:

¹ ₁ H - протий; ² ₁ D - дейтерий; ³ ₁ T - тритий

При образовании ядра из протонов и нейтронов часть массы превращается в энергию, которую называют энергией связи ядра. Эта энергия связана с массой соотношением Эйнштейна:

E = mc ²

где С = 3 · 10 ⁸ м/с – скорость света.

Электрон (ê) – элементарная частица, входящая в состав атома

Заряд ê = 1,6 · 10 ^-19 Кл;

Масса ê = 0,0005486 а.е.м.;

Спин ê = 1/2;

Открыт Дж. Томпсоном в 1897 г.

Теория Бора – квантовая теория, описывающая движение электрона в атоме водорода. Предложена в 1913 г датским физиком Нильс Бором.

Энергия электрона на n-ой орбите равна:

;

где ê – заряд электрона.

Теория Бора не применима для многоэлектронных атомов.

Квантовая механика – эта физическая теория устанавливающая законы движения микрочастиц (электронов, ядер).

Квантовые свойства электрона

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно – волновую) природу. В разных экспериментах электрон может вести себя и как частица, и как волна: подобно частице электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время электрон проявляет волновые свойства, например, способность к дифракции.

Связь между корпускулярными и волновыми свойствами электрона выражается соотношением де Бройля:

,

где λ - длина волны электрона;

р – его импульс, т.е. произведение массы электрона на скорость;

ħ – постоянная Планка;

2. Принцип неопределенности Гейзенберга:

Положение и скорость электрона невозможно одновременно измерить с абсолютной точностью (чем точнее изменение импульса, тем больше неопределенность в координате и наоборот). Это свойство связано с тем, что ввиду микроскопичности электрона изменение одних его свойств вызывает большое воздействие на другие свойства; чем точнее изменение, тем больше его воздействие.

Связь между погрешностями изменения координаты ΔХ и скоростью ΔV электрона выражается соотношением неопределенности:

ΔХ · m · ΔV >

Из этого соотношения следует, что движение электрона в атоме нельзя описать с помощью траектории, т.к. координата и скорость точно не определены. Можно лишь рассчитать вероятность его нахождения в разных областях.

Атомная орбиталь – область пространства, где чаще всего находится электрон, это функция, зависящая от трех пространственных координат ψ(x, y, z), которая описывает вероятность нахождения электрона в разных точках пространства вокруг ядра атома. Это функция называется волновой функцией электрона.

Квадрат модуля волновой функции /ψ (x, y, z)/ ² пропорционален вероятности нахождения электрона в точке с координатами x, y, z.

Для нахождения волновой функции надо решить основное уравнение квантовой механики – уравнения Шредингера:

где ê – заряд электрона;

m – масса электрона;

Е – энергия.

Волновое уравнение Шредингера – это математическая модель атома. Она отражает единство корпускулярных и волновых свойств электрона. Волновая функция, являющаяся решением уравнения, называется атомной орбиталью. Описать атомную орбиталь, т.е. каждое состояние электрона в атоме, можно с помощью набора квантовых чисел, значения которых входят в уравнение Шредингера.

Квантовые числа полностью описывают состояние электрона в атоме.

1. Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали (номер энергетического уровня). Оно принимает любые целые значения, начиная с единицы:

n = 1, 2, 3 …. ∞

Главное квантовое число, равное ∞, означает, что электрон улетает из атома, и атом превращается в ион.

Энергетический уровень – совокупность всех орбиталей с одним и тем же значением n.

Уровни с номерами	n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7….
обозначают	K, L, M, N, O, P, Q…..

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяют по формуле:

N = 2n ²

n = 1 N = 2ê

n = 2 N = 8ê и т.д.

2. Орбитальное квантовое число l - характеризует форму электронной орбитали, при заданном главном квантовом числе n орбитальное квантовое число может принимать любые целые значения от 0 до (n - 1).

l = 0, 1, 2, …. (n - 1) всего - n разных значений.

Орбитали с l = 0 называют s – орбиталями;

с l = 1 называют p – орбиталями;

с l = 2 называют d – орбиталями;

с l = 3 называют f – орбиталями.

Орбитали с более высокими значениями l обозначают в алфавитном порядке l = 4 → g; l = 5 → h и т.д.

Подуровень – совокупность всех орбиталей с одинаковыми значениями n и l, например, 3s – подуровень, 4p – подуровень и т.д.

3. Магнитное квантовое число m _l характеризует ориентацию орбитали в пространстве. При заданном числе l оно может принимать любые целые значения от –l до +l, включая 0:

m _l = –l, 0, +1; всего m _l = (2l + 1) значений.

4. Спин s - собственный момент импульса электрона (англ. spin – веретено), характеризует вращение электрона вокруг своей оси.

Спин электрона s =

.

Магнитное спиновое число m _s – проекция собственного момента движения электрона на избранном направлении (например, ось z). Она может иметь лишь два значения:

m _s = +

; – ;

Поскольку спин электрона s – величина постоянная, его не включают в набор квантовых чисел.

Распределение электронов в атоме по орбиталям называется электронной конфигурацией атома.

В этом случае суммарный спин максимален и равен:

Принцип наименьшей энергии и правило Хунда могут нарушаться в возбужденных состояниях атома, где электроны могут занимать любые существующие орбитали. Принцип Паули всегда справедлив в любых электронных состояниях.

Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяются правилами Клечковского, которые учитывают зависимость энергии орбитали от значений главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел.

1 правило Клечковского: атомная орбиталь заполняется электронами в порядке последовательного возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l).

2 правило Клечковского: в группах с одинаковыми значениями суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) первыми заполняются уровни с меньшим значением главного квантового числа n.

На основании изучения линейных спектров атомов была установлена следующая последовательность по энергии атомных орбиталей для многоэлектронных атомов:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f = 5d < 6p < 7s < 6d < 7p < 6f < 7d и т.д.

Закономерности изменения электронных конфигураций элементов отображены в Периодическом законе, который был сформулирован Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 года.

Периодический закон: Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины их атомных весов.

Периодический закон в точки зрения строения атома: Свойства элементов и свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.

Химические свойства элементов и их соединений определяются строением электронной оболочки атома.

Валентные электроны - электроны, расположенные на внешнем и пред внешнем электронном слое атома.

При увеличении заряда ядра увеличивается общее число электронов и периодически изменяется конфигурация валентных электронов, что приводит к периодическому изменению свойств элементов.

В группах (подгруппы А и В) наблюдается вторичная периодичность. Энергия ионизации атомные радиусы и другие свойства изменяются немонотонно.

d - и f - сжатие. В пределах семейств d - и f - элементов наблюдается плавное уменьшение оболочки атомов. Это уменьшение называют d - и f - сжатием. В подгруппах А радиусы атомов и однотипных ионов увеличиваются.

На характер изменения радиусов атомов в подгруппах В влияют эффекты d - и f - сжатия.

Примеры решения типовых задач

Пример 1. Вычислить массу фотона, длина волны которого равна 589 · 10 ^-9 м.

Дано: λ = 589 · 10 -9 м h = 6,626 · 10 -34 Дж·с c = 3 · 10 8 м/с	Решение: Записать уравнение де Бройля и из него вычислить массу фотона: где m - масса фотона; h - постоянная Планка; λ - длина волны; c - скорость фотона (равна скорости света). Подставить значения и вычислить массу фотона:
m фотона = ?

Пример 2. Чему равны абсолютная и относительная массы атома марганца?

Решение:

Относительная масса атома (А _r ) показывает во сколько раз абсолютная средняя масса одного атома элемента больше, чем 1/12 часть массы изотопа углерода С (измеряется в атомных единицах масс = а.е.м.):

Абсолютная масса (m) рассчитывается:

6,02 · 10 ²³ атомов Mn (1 моль) --- 54,938 г

1 атом Mn --- х г

Пример 3. Какой подуровень заполняется в атоме электронами после заполнения подуровня 4p?

Решение:

Подуровню 4р отвечает сумма (n + l) равна 4 + 1 = 5.

Такой же суммой n + l характеризуются подуровни 3d(3 + 2) = 5 и 5s(5 + 0 = 5)

Однако состоянию 3d отвечает меньшее значение n(n = 3), чем состоянию 4p. Следовательно, после заполнения подуровня 4р будет заполняться подуровень 5s, которому отвечает на единицу больше значение n(n = 5). (I правило Клечковского).

Пример 4. Какой подуровень будет заполняться вслед за подуровнем 4s?

Решение:

Подуровню 4s соответствует сумма n + l = 4 + 0 = 4. Такой же суммой n + l характеризуются подуровень 3p, но заполнению этого подуровня предшествует заполнению 4s, т.к. ему отвечает большее значение главного квантового числа. Следовательно, после подуровня 4s будет заполняться подуровень с суммой n + l = 5, причем из всех возможных комбинаций n + l, соответствующих этой сумме (n = 3, l = 2; n = 4, l = 1; n = 5, l = 0) первым будет реализоваться комбинация с наименьшим значением главного квантового числа, т.е. вслед за подуровнем 4s будет заполняться подуровень 3d. (II правило Клечковского).

Пример 5. Запишите электронную формулу атома бериллия в нормальном и возбужденном состояниях. Изобразите форму валентных электронных облаков.

Решение:

Для стабильного (нормального) состояния:

Электронная формула Be 1s ² 2s ² .

Форма валентных атомных орбиталей (2s).

Для возбужденного состояния: электронная формула Be · 1s ² 2s ¹ 2p ¹ .

Форма валентных орбиталей возбужденного атома Be:

Форма гибридизированных атомных орбиталей возбужденного атома Be (2 гибридные атомные орбитали) под углом 180 ⁰ :

Пример 6. Почему атом хлора и марганца помещают в одной группе периодической системы элементов? Почему их помещают в разных подгруппах?

Решение:

Электронные конфигурации атомов

Cl 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁵

Mn 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ⁵ 4s ²

Валентные электроны атома хлора… 3s ² 3p ⁵ , а атома марганца… 3d ⁵ 4s ² .

На валентных орбиталях атомов этих элементов находится одинаковые число электронов -7. На этом основании оба элемента помещаются в одну и ту же седьмую группу периодической системе, но в разные подгруппы, т.к. электроны находятся на разных подуровнях.

Пример 7. С позиции электронного строения атома дайте обоснование: какой элемент относится к типу металлов, а какой элемент относится к типу неметаллов. Подтвердите свой ответ значениями электроотрицательностей данных атомов (Na, N).

Решение:

Электронное строение атомов

Na 1s ² 2s ² 2p 3s ¹

N 1s ² 2s ² 2p ³

Атом натрия имеет во внешнем слое 1 ê , атом азота 5 ê . Радиус атома натрия больше (n = 3), чем радиус атома азота (n = 2) В атоме натрия связь с ядром валентных электронов значительно слабее, чем в атоме азота. Каждый атом стремится приобрести электронную оболочку инертного газа (s ² p ⁶ ). Для этого атому натрия легче отдать 1 ê , а атому азота легче принять 3 ê . Чем больше величина электроотрицательности атома, тем выше неметаллические свойства элемента.

Поэтому атом Na – металл, относительная электроотрицательность

ОЭО(Na) = 0,93

атом N – неметалл, относительная электроотрицательность ОЭО(N) = 3,0.

Пример 8. Запишите электронные формулы атома и ионов железа, сравните их радиусы.

Решение:

Электронные формулы:

атома Fe 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ⁶ 4s ²

иона Fe ²⁺ 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ⁶

иона Fe ³⁺ 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ⁵

Радиусы: R (Feº) > R(Fe² ⁺ ) > R(Fe³ ⁺ )

Задачи и вопросы для САМОКОНТРОЛЯ