Основные характеристики элементарных частиц
Главное квантовое число(n)
Типы и формы атомных орбиталей
Атомная орбиталь (АО)
Закономерности формирования электронных структур
Правила Клечковского
Графическое правило Клечковского
Последовательность заполнения АО по правилам Клечковского
Способы изображения электронных структур
Примеры электронных структур
Энергетическая диаграмма ванадия
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева (1869г.)
Неясные моменты
Периодический закон
Причина периодичности
Короткие периоды
Длинные периоды
Периодичность свойств элементов
Валентность
Периодичность свойств простых веществ и соединений
Атомные и ионные радиусы химических элементов
Энергия и потенциал ионизации атомов
Сродство к электрону
Периодические свойства соединений
364.00K
Category: chemistrychemistry

Строение атома. Периодический закон

1.

Строение атома. Периодический закон
1

2. Основные характеристики элементарных частиц

Частица и
ее обозначение
Масса
Заряд
Примечание
Протон -p+
1
+1
Число протонов равно
порядковому номеру
элемента
Нейтрон –п0
1
0
Число электронов
находят по формуле:
N=A-Z
Электрон е-
1/1837
-1
Число электронов равно
порядковому номеру
элемента
2

3. Главное квантовое число(n)

• n - 1, 2, 3,… , определяет
энергию электрона в атоме
• Энергетический уровень состояние электронов в атоме с
тем или иным значением n
• Основное состояние атома - min
энергия электронов
• Возбужденное состояние – более
высокие значения энергии
электронов
3

4.

Орбитальное квантовое число (l)
харак-ет форму электронного облака
l = 0, 1, 2, 3….n-1
Подуровень:
s, p, d, f, g, h
Т.е. энерг-кий уровень (n)
содержит совокупность энерг-ких
подуровней, отличающихся по
энергиям (в многоэлектронном
атоме)
4

5. Типы и формы атомных орбиталей

S
Px,Py,Pz
dxz,dxy,dz2
dx2-y2,dyz
5

6.

• Магнитное квантовое число (ml)
характеризует
• ориентацию электронных
облаков в пространстве
• ml меняется от –l до +l,
а
всего = 2l + 1 значений
• Например:
l = 0 (s); ml = 0
l = 1 (p); ml = 0, +1, -1
6

7.

• Спиновое квантовое число (ms)
характеризует собственный
магнитный момент электрона,
который или совпадает с
ориентацией орбитального
момента, или направлен в
противоположную сторону.
• ms имеет значения: +1/2 или -1/2
7

8. Атомная орбиталь (АО)

• это состояние электрона в атоме,
которое описывается волновой
функцией с набором из трех
квантовых чисел n, l, ml
• Условное изображение АО
• АО обозначают с помощью кв. чисел
Например:
1s (n = 1, l = 0, ml = 0)
2p (n = 2, l = 1, ml = -1, 0, +1)
8

9. Закономерности формирования электронных структур

• Принцип наименьшей энергии:
электрон размещается на АО
c
min энергией
• Принцип Паули: в атоме не может
быть двух электронов с
одинаковым набором 4-х кв.чисел
• Правила Гунда: (1) на одном
подуровне сумма спинов
электронов максимальна, (2)
сумма магнитных кв-х чисел
максимальна.
9

10. Правила Клечковского

• Ниже по энергии находится та
орбиталь для которой сумма (n +
l) минимальна
• Если сумма (n + l) для двух
подуровней одинакова , то
сначала эл-ны заполняют АО с
меньшим значением n
10

11. Графическое правило Клечковского

Орбитальное квантовое число l
0
3
4
ум
С
2
а
м
2p
3 3s
3p
3d
4 4s
4p
4d
4f
5 5s
5p
5d
5f
5g
6 6s
6p
6d
6f
6g
7 7s
7p
5
)
+l
(n
4
2 2s
6
3
7
8
Главное квантовое число n
2
1
1 1s
1
11

12. Последовательность заполнения АО по правилам Клечковского

1sι 2s2pι 3s3pι 4s3d4pι 5s4d5pι
6s4f5d6pι 7s5f6d7p
12

13. Способы изображения электронных структур

• Электронная формула
• Графическая структура
• Энергетическая диаграмма
13

14. Примеры электронных структур

Полная электронная формула
Se - 1s22s22p63s23p64s23d104p4
Краткая формула Se - 4s24p4
Электроно-графическая формула
Ti
4
S
p
d
3
2
1
14

15. Энергетическая диаграмма ванадия

• Е
5
Энергетическая диаграмма
ванадия
f
p
S
d
4
3
2
1
15

16.

• Maксимальная емкость
подуровня:
2(2l+1)e
• Максимальная емкость
2
уровня: 2n е
16

17. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева (1869г.)

• Свойства элементов, а также формы и
свойства их соединений находятся в
периодической зависимости от их
атомных весов
17

18. Неясные моменты

• В чем причина периодичности?
• Почему элементы одной группы имеют
одинаковую валентность и образуют
одинаковые соединения?
• Почему число элементов в периодах не
одинаковое?
• Почему в ПС расположение элементов
не всегда соответствует возрастанию
атомной массы (Аr – К, Co – Ni, Te – I)?
18

19. Периодический закон

• Свойства элементов, а также
формы и свойства их
соединений находятся в
периодической зависимости
от заряда ядер их атомов
19

20. Причина периодичности

• Определенная последовательность
формирования электронных оболочек
(принципы и правила Паули, Хунда,
Клечковского)
• Периодическое повторение сходных
электронных слоёв и их усложнение
при увеличении гл. кв. числа: периоды
начинаются s-элементами, а
заканчиваются р-элементами
20

21. Короткие периоды

• 1 период (n=1):
2
2 элемента (1s )
2
• 2 период (n=2): (2n )
2
6
8 элементов (2s 2p )
2
• 3 период (n=3): (2n – 2*5)
2
6
8 элементов (3s 3p )
2
(2n )
21

22. Длинные периоды

• 4 период (n=4): (2n2 -2*7)
18 элементов (4s23d104p6)
• 5 период (n=5): (2n2 -2(7 + 9) )
18 элементов (5s24d105p6)
• 6 период (n=6): (2n2 -2(9 + 11) )
32 элемента (6s24f145d106p6)
• 7 период (n=7): (2n2 -2(9 + 11 + 13) )
32 элемента (7s25f146d107p6),
незавершенный
22

23.

• Период - горизонтальная
последовательность эл-тов,
атомы которых имеют равное
число энергетических
уровней, частично или
полностью заполненных
электронами
23

24.

• Группа - вертикальная
последовательность элементов
с однотипной электроной
конфигурацией атомов, равным
числом внешних эл-нов,
одинаковой max валентностью
и похожими химическими
свойствами
24

25.

25

26. Периодичность свойств элементов

• атомные и ионные радиусы
• энергия ионизации
• сродство к электрону
• электроотрицательность
• валентность элементов
26

27. Валентность

• Валентность определяется
электронами внешнего
уровня, поэтому высшая
валентность элементов
главных подгрупп равна
номеру группы
27

28. Периодичность свойств простых веществ и соединений

• температура плавления и
кипения
• длина химической связи
• энергия химической связи
• электродные потенциалы
• стандартные энтальпии
образования веществ
• энтропии веществ и т.д.
28

29. Атомные и ионные радиусы химических элементов

• Орбитальный радиус атома
(иона) – это расстояние от ядра
до максимума электронной
плотности наиболее удаленной
орбитали этого атома
29

30.

Be
2s2
O
N
B
C
2 3 2s22p4
2 1
2
2
2s 2p 2s 2p 2s 2p
Li - 2s1
Na- 3s1
K - 4s1
Rb - 5s1
Cs - 6s1
Fr - 7s1
Radii
decrease
Радиус
ум-ся
i
n
р

r


s

т
30

31.

• Эффективные радиусы
атомов и ионов определяют
по межъядерным расст-ям
в молекулах и кристаллах,
предполагая, что атомы –
несжимаемые шары
31

32.

• Ковалентные радиусы - это
эффективные радиусы,
определяемые по межъядерным
расстояниям в ковалентных
молекулах
• Металлические радиусы - это
эффективные радиусы в металлах
• Ионные радиусы – это эффективные
радиусы в ионах
32

33. Энергия и потенциал ионизации атомов

• Энергия ионизации – это энергия,
необходимая для отрыва электрона от атома и превращение атома в
положительно заряженный ион
Э – е = Э+, Еион [кДж/моль]
• Ионизационный потенциал – это
разность потенциалов, при
которой происходит ионизация
J [эВ/атом];
Еион= 96,5•J
33

34. Сродство к электрону

• это энергия, выделяющаяся или
поглощающаяся при захвате
электрона атомом или энергия,
необходимая для присоединения
электрона к атому:
Э + е = Э , F [кДж/моль]
34

35. Периодические свойства соединений

• основно-кислотные свойства
оксидов и гидроксидов:
• в периодах ум-ся основные
свойства, но ув-ся кислотные
свойства этих соединений
• в группах основные свойства ув-ся, а
кислотные ум-ся
35

36.

Спасибо за внимание
36
English     Русский Rules