Тема 1 Строение атома

1. Модуль №1 ТЕМА №1: ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ. СТРОЕНИЕ АТОМА

Рассматриваемые вопросы:
1. Основные химические понятия.
2. Строение атома. Изотопы.
3. Теория строения атома водорода по Бору.
4. Квантово-механическая модель атома.
5. Размещение электронов в многоэлектронных атомах.

2. 1. Основные химические понятия

Химия – наука, изучающая свойства и превращения
веществ, сопровождающиеся изменением их состава и
строения.
Вещество – это конкретный вид материи, обладающий
определенными
физическими
и
химическими
свойствами, состав которого может быть выражен
химической формулой.

3.

Молекула – наименьшая частица вещества, способная
существовать самостоятельно и сохраняющая его
основные химические свойства.
Атом – мельчайшая частица, являющаяся пределом
химического
разложения
любого
вещества,
сохраняющая все его химические свойства.
Химический элемент представляет собой вид атомов с
одинаковым положительным зарядом ядра.

4. 2. Строение атома. Изотопы

Модель Резерфорда:
Атом
–
электронейтральная
микросистема,
состоящая
из
положительно заряженного ядра и
отрицательно заряженных электронов.
Ядра атомов состоят из двух типов
частиц (нуклонов) – протонов (р) и
нейтронов (n).
нейтроны
протоны

5.

Протон – элементарная частица, имеющая единичный положительный
заряд и массу покоя mp= 1,67265·10-27 кг.
Нейтрон – элементарная частица, не имеющая электрического заряда.
Масса покоя равна mn = 1,67495·10-27 кг.
Электрон – элементарная частица, имеющая единичный отрицательный
заряд и массу покоя me= 9,10938·10-31 кг.
Основная масса атома сосредоточена в ядре и характеризуется
массовым числом А, равным сумме чисел протонов Z (заряда ядра) и
нейтронов N:
А=Z+N

6.

Задача: Определить количество нейтронов, протонов и электронов в атоме
элемента с порядковым номером 79 и относительной атомной массой 198.
Решение: Элемент № 79
198
79
Au (золото)
заряд ядра Z = +79 количество протонов (р) в ядре = 79 ,
количество электронов (е) = 79,
количество нейтронов (n) в ядре равно:
N = A – Z = 198 – 79 = 119

7.

Изотопы – это атомы, имеющие одинаковое количество протонов,
но разное количество нейтронов и отличаются массовым числом.
12
Например: изотопы углерода 6
C
13
и
6
C имеют по 6 протонов и
электронов, а нейтронов 6 и 7 соответственно.
Изотопы водорода имеют специальные химические символы и
названия:
1Н – протий, 2D – дейтерий, 3Т – тритий.

8.

3. Теория строения атома водорода по Бору
Модель Резерфорда не могла объяснить устойчивость атома и приводила
к неправильным выводам о характере атомных спектров.
Н. Бор предложил планетарную модель и
основные положения своей теории выразил
в постулатах:
I. Электроны вращаются вокруг ядра не
по любым, а лишь по разрешенным
стационарным орбитам, не излучая
энергии.
II. При переходе с одной орбиты на другую
электрон поглощает или испускает
энергию в виде дискретных квантов.

9.

4. Квантово-механическая модель атома
В квантовой механике состояние электрона описывается
волновой функцией («пси»), которая носит вероятностный
характер.
Величина 2 всегда положительная и является мерой
вероятности нахождения электрона в некотором объеме v на
расстоянии r от ядра.
Заменяем понятие орбиты на орбиталь - область пространства, в
котором присутствует электрон с вероятностью нахождения в нем
примерно 90 %.

10.

Квантовые числа, их физический смысл
Состояние электрона в атоме описывается 4 квантовыми числами.
1. Главное квантовое число (n) характеризует энергию электрона
в атоме и размер электронного облака. Оно принимает целочисленные
значения от 1 до (может обозначаться K, L, M, N, …, ).
Формирует энергетический уровень.
2. Орбитальное (побочное) квантовое число (ℓ) характеризует
энергию электронного облака и его форму. Принимает все
целочисленные значения от 0 до (n-1) (может обозначаться s, p, d, f).
Формирует энергетический подуровень.

11.

Подуровни имеют буквенные обозначения:
Орбитальное
квантовое число ℓ
Подуровень
Формы орбиталей
0
1
2
3
s
p
d
f
Энергетический подуровень – это состояние электрона, соответствующее
определенным значениям n и ℓ, которое записывается цифровым
обозначением n и буквенным ℓ, например 4р (n = 4, ℓ = 1);
5d (n = 5, ℓ = 2).

12.

3. Магнитное квантовое число (mℓ) характеризует пространственную
ориентацию электронного облака. Принимает все целочисленные значения
от - ℓ до + ℓ. Количество ориентаций соответствует (2ℓ +1)
Например:
Число значений m указывает на число орбиталей с данным значением ℓ.
s-состоянию соответствует одна орбиталь,
d-состоянию – пять, -состоянию – семь.
p-состоянию
–
три,

13.

4. Спиновое квантовое число (mS)
характеризует собственный момент
вращения электрона вокруг своей оси.
Оно может иметь только два значения:
1
1
;
2
2
Атомные орбитали заполняются в порядке последовательного
возрастания их энергий на основе правил Клечковского.
Первое правило: с ростом атомного номера элемента электроны
размещаются последовательно на орбиталях в порядке возрастания суммы
главного и орбитального чисел (n + ℓ).
Второе правило: при одинаковых значениях этой суммы раньше
заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n.

14.

5. Размещение электронов в многоэлектронных атомах
Основано на трех положениях:
1. Принцип минимальной энергии: электрон в первую очередь
располагается в пределах энергетического подуровня с наименьшей
энергией.
Очередность подуровней по энергии определяется с помощью правил
Клечковского
Ряд Клечковского
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2
2. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, имеющих
одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.
3. Правило Хунда: в пределах одного энергетического подуровня
суммарный спин электронов должен быть максимальным.

15.

Способы записи электронных конфигураций атомов
1) в виде электронных формул.
Например, электронная формула для атома фосфора имеет вид:
2
2
6
2
3
0
15
Показатель степени указывает число электронов на данном подуровне.
2) в виде электронно-графических схем (квадратные ячейки – для
изображения электронных орбиталей; стрелки – для изображения
электронов, направление которых указывает на ориентацию его спина).
Электронно-графическая формула атома фосфора имеет вид:
P
1s 2s 2 p 3s 3 p 3d

16.

Энергетические уровни могут иметь буквенное и цифровое обозначение.
Счет ведется от ядра. Первый слой, ближайший к ядру, обозначается I – К,
II – L, III – M, IV – N, V – O, VI – P , VII – R.
В таком виде графическая конфигурация атома фосфора запишется:
3s
3p
3d
KL n = 3
Под валентностью химических элементов понимается способность
атомов к образованию определенного количества ковалентных связей с
атомами–партнерами. Валентность чаще всего определяется количеством
неспаренных электронов атома в основном или возбужденном состоянии.

17.

В возбужденном состоянии, происходит переход одного или нескольких
электронов с занятых орбиталей, находящихся на внешнем энергетическом
уровне, на свободные орбитали внешнего энергетического уровня.
Рассмотрим атом серы, находящийся в основном и возбужденных
состояниях.
Сера в нормальном состоянии имеет два неспаренных электрона (спинвалентность равна 2):
2 2
6 2
4
S
1s
2s
2p
3s
3p
;
16
16S
KL n = 3
s
p
.

18.

В возбужденном состоянии спин-валентность равна 4, 6:
16S1*
16S2*
KL n = 3
s
KL n = 3
s
p
p
d
,
d
.

19.

Рассмотрим атом ванадия, находящийся в основном и возбужденных
состояниях. Электронная конфигурация атома ванадия имеет вид:
2
2
6
2
3
2
3
0
23
V 1s 2s 2 p 3s 3 p 4 s 3d 4 p