Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь

1. Химия

Строение атома. Периодическая
таблица Менделеева. Химическая
связь.

2. Атом

Атом состоит из двух частей – атомного ядра
и электронной оболочки.
В атомном ядре сосредоточена почти вся
масса атома. Частицы, образующие ядро
атома называются «нуклонами». Это
протоны и нейтроны.
В электронной оболочке находятся электроны
– частицы с крайне малой массой и
отрицательным зарядом.

3. Атомное ядро

Атомное ядро, состоящее из частиц с
одинаковым(положительным)
зарядом
существует благодаря так называемому
«дефекту масс» Если высчитать массу
атомного ядра как массу всех нуклонов, то
окажется, что расчетная масса больше
реальной массы атома. «Недостаток»
массы конвертируется в энергию ядерных
сил, удерживающих компоненты ядра
вместе по формуле: E = mc2

4. Атомное ядро

Атом
в
нормальном
состоянии
электронейтрален. Число протонов равно
числу
электронов.
Поскольку
именно
электронная
конфигурация
определяет
химические
свойства,
то
изменение
количества протонов в ядре меняет и
принадлежность атома к химическому
элементу.
Количество нейтронов в ядре атома на его
химические свойства не влияет.

5. Комбинации строения атомных ядер

• Если у двух атомов одинаковое количество
протонов, но различное количество нейтронов, то
такие атомы называются «изотопами». Химические
свойства изотопов одинаковы.
• Если у двух атомных ядер одинаковое количество
нейтронов, но разное количество протонов, то
такие атомы называются «изотонами». Изотоны
принадлежат к различным химическим элементам.
• Если у двух атомных ядер равна сумма протонов и
нейтронов, то они называются «изобарами». Как и
изотоны, они принадлежат к разным химическим
элементам.

6. Электрон. Корпускулярно-волновой дуализм.

Электроны
обладают
двойственными
свойствами,
с
одной
стороны
они
демонстрируют свойства, характерные для
потока частиц – имеют массу покоя, заряд,
могут оказывать давление, с другой стороны
движение электронов подчиняется законам
распространения
радиоволн
–
можно
определить такие характеристики как длина
волны и частота, присутствуют такие явления
как дифракция и интерференция. Такое
явление получило название «корпускулярноволновой дуализм».

7. Электрон. Уравнение Шрёдингера.

Движение элементарных частиц описывается
уравнением Шрёдингера:
где h – постоянная Планка; m – масса
частицы; U – потенциальная энергия; Е –
полная энергия; x, y, z – координаты;
ψ(«пси») – волновая функция.

8. Электрон. Уравнение Шрёдингера.

Важным физическим смыслом обладает квадрат
волновой функции. Ψ2 для определенного
объема v (математическое выражение - Ψ2/dv)
определяет
вероятность
нахождения
электрона в точке пространстве объема v.
Решение уравнения Шрёдингера на данный
момент существует только для частиц с одним
электроном – атом водорода, катион гелия и
т.д.

9. Электрон. Постулаты Бора.

• Атом и атомные системы могут длительно
пребывать только в особенных стационарных или
квантовых состояниях, каждому из которых
отвечает определенная энергия. В стационарном
состоянии атом не излучает электромагнитных
волн.
• Излучение света происходит при переходе
электрона из стационарного состояния с большей
энергией в стационарное состояние с меньшей
энергией. Энергия излученного фотона равна
разности энергий стационарных состояний.

10. Электрон. Принцип неопределенности Гейзинберга.

Движение электрона описывается двумя
переменными – импульсом и положением
в пространстве. Чем точнее оператор
измеряет одну переменную, тем большая
погрешность возникает при определении
второй.

11. Электрон. Электронное облако.

• Движение электрона носит вероятностный
характер.
• В
атоме
электрон
стационарных состояниях.
находится
в
• Невозможно единовременно определить
скорость движения электрона(импульс) и
его координаты в пространстве.

12. Электрон. Электронное облако.

• Пространство вокруг атома, в котором
вероятность обнаружения электрона не
менее 90% называется «электронным
облаком» (или «атомной орбиталью»).
• Электронное облако – всего – лишь модель
движения электрона в стационарном
состоянии. Со временем эта модель может
быть заменена.

13. Электрон. Квантовые числа.

Для характеристики электрона в составе
атома введены квантовые числа:
• n – главное
• l – орбитальное
• ml - магнитное
• ms - cпиновое

14. Электрон. Главное квантовое число.

• Главное квантовое число определяет энергию
электрона на и размер атомной орбитали. Чем
выше значение n, тем больше энергии у электрона
и тем больше размер электронного облака.
• Состояние
электрона,
характеризующееся
определенным
значением
n
называется
энергетическим уровнем.
• Электронные облака с одинаковым n имеют схожие
размеры.
• n может принимать значение целых положительных
чисел. Значение n совпадает с номером периода в
периодической таблице.

15. Электрон. Орбитальное квантовое число.

Орбитальное квантовое число характеризует форму
электронного облака и энергию электрона на
подуровне.
Максимальное
значение
l
определяется по формуле:
l=n–1
Каждому значению l соответствует своя форма
электронного облака.
Энергетические подуровни обозначают буквами:
Значение l
0
1
2
3
4
5
Обозначение подуровня
s
p
d
f
g
h

16. Электрон. Формы электронного облака.

Формы s, p и d электронных облаков:

17. Электрон. Магнитное квантовое число.

Магнитное квантовое число характеризует расположение
электронных облаков одного энергетического подуровня в
пространстве.
ms может принимать значения от – l до + l включая 0. Всего
значений ms для одного подуровня может быть 2l + 1.
Подуровень
Орбитальное
квантовое число l
Магнитное число
ml
s
p
d
f
0
1
2
3
0
-1, 0,+1
-2, -1, 0, +1,+2
-3, -2, -1, 0, +1,+2,+3
Число
орбиталей
с данным l
1
3
5
7
2l+1

18. Пример пространственного расположения р-орбиталей.

19. Электрон. Спиновое квантовое число.

Спиновое квантовое число ms характеризует
собственный момент количества движения
электрона, обусловленный его движением
вокруг своей оси; ms =± 1/2.
Знаки “+” и “–“ соответствуют различным
направлениям вращения электрона – по
или против часовой стрелки.

20. Электрон.

Каждый электрон в атоме характеризуется четыремя
квантовыми числами:
• Главным - характеризует энергию уровня.
• Орбитальным – характеризует энергию подуровня и
форму электронного облака.
• Магнитным
–
характеризует
положение
электронного облака в пространстве.
• Спиновое – характеризует вращение электрона
вокруг собственной оси.
В одном атоме не может быть двух электронов с
одинаковыми квантовыми числами.

21. Электронное облако.

Электронное облако характеризуется тремя
квантовыми
числами
–
главным,
орбитальным, магнитным.
Каждое электронное облако (атомная
орбиталь) может содержать не более двух
электронов с различным спином.

22. Электронная конфигурация

Электронная конфигурация – совокупность всех
электронов в атоме, с учетом их расположения
на различных уровнях и подуровнях.
При записи электронной конфигурации:
• Электронное облако условно обозначается
ячейкой - □, над или под ячейкой указывается
номер уровня и обозначение подуровня.
• Электрон обозначается стрелкой в ячейке.
Направление
стрелки
соответствует
направлению спина.

23. Электронная конфигурация атома серы.

24. Порядок заполнения атомных орбиталей.

Атомные орбитали заполняются электронами
в соответствии с 4 правилами:
1) принцип наименьшей энергии;
2) правило Клечковского;
3) принцип запрета Паули;
4) правило Гунда.

25. Принцип наименьшей энергии.

Любая система стремится занять самое
устойчивое состояние. Как правило такому
состоянию соответствует минимум энергии
в системе. Соответственно электроны будут
выбирать
атомную
орбиталь
с
минимальным уровнем энергии. Уровень
энергии
определяется
правилом
Клечковского.

26. Правило Клечковского.

Правило Клечковского: при увеличении
заряда ядра атома заполнение орбиталей
происходит в порядке возрастания суммы
главного и орбитального квантовых чисел
(n+l), а при равных значениях суммы (n+l) –
в порядке возрастания n.
Порядок заполнения:
1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈
5d<6p<7s≈5f≈6d.

27. Принцип запрета Паули.

Принцип запрета Паули: в одном атоме не
может быть электронов с четыремя
одинаковыми квантовыми числами.
На одной атомной орбитали может находится
не более двух электронов, причем их
спиновые числа должны быть равны + ½ и ½.

28. Правило Гунда

Правило Гунда: устойчивому состоянию атома
соответствует
такое
распределение
электронов в пределах энергетического
подуровня, при котором абсолютное
значение суммарного спинового числа их
(│∑ms│) максимально.

29. Задание

Написать электронную конфигурацию
следующих атомов:
• 8O, находится втором периоде
• 11Na, находится в третьем периоде
• 21Sc, находится в четвертом периоде

30. Электронные семейства атомов

В химических реакциях участвую электроны с последнего
энергетического уровня. Такие электроны называются
«валентными». В зависимости от того, на каком
подуровне находятся последние валентные электроны
выделяют
следующие
семейства
химических
элементов:
• s – элементы, валентные электроны находятся на
последнем s - подуровне
• p – элементы, валентные электроны находятся на
последнем s- и p- подуровнях
• d – элементы, валентные электроны находятся на
последнем s- и предпоследнем d - подуровнях
• f – элементы, заполняется f - подуровни

31. Электронные аналоги

Электронные
конфигурации
валентных
электронов по мере роста заряда ядра
атома(то есть роста количества электронов)
повторяются. На каждом энергетическом
уровне есть место на s – орбиталях,
начиная со второго на p – орбиталях, с
третьего – на d – орбиталях. Элементы с
одинаковой конфигурацией валентных
уровней
называются
«электронными
аналогами».

32. Периодический закон

Формулировка
Менделеева:
свойства
элементов, а потому и свойства образуемых
ими простых и сложных тел, стоят в
периодической зависимости от их атомного
веса.
Современная
формулировка:
свойства
химических элементов, а также формы и
свойства их соединений находятся в
периодической зависимости от величины
заряда атомных ядер.

33.

34. Периодическая таблица.

• У каждого элемента в периодической таблице есть
порядковый номер. Он соответствует количеству
протонов в ядре атома.
• Периоды – горизонтальные ряды элементов, в
которых происходит последовательное заполнение
одного энергетического уровня. Главное квантовое
число равно номеру периода.
• Группы – вертикальные ряды элементов, которые
являются электронными аналогами. Номер группы
равен числу валентных электронов.

35. Стабильные электронные конфигурации

s2 p6 – октет, элементы с такой конфигурацией
являются благородными газами. Элементы,
которым не хватает одного электрона до
октета s2 p5 – галогены, элементы у которых
один электрон находится «сверху» октета s1
- щелочные металлы.

36. Стабильные электронные конфигурации

d5 и d10, - иметь заполненный наполовину или
полностью d подуровень выгоднее, чем
заполненный s подуровень. Именно поэтому
существует явление «электронного провала» у
хрома(достигается половинная емкость d
подуровня), меди(достигается максимальная
емкость d подуровня), и их электронных
аналогов.
Палладий для достижения
максимальной емкости перемещает два
электрона на d подуровень.

37. Периодичность свойств атомов

Основные характеристики атомов:
• Атомный радиус
• Энергия ионизации
• Энергия сродства к электрону
• Электроотрицательность

38. Атомный радиус

Атомы и ионы не имеют строго определенных границ
вследствие волновой природы электронов. Поэтому
введены два условных понятия атомных радиусов:
Эффективный
атомный
радиус
определяется
экспериментально (из спектрографических данных)
как ½ расстояния между центрами ядер двух
соседних атомов в молекуле или кристалле.
Орбитальный атомный радиус – это расстояние от
ядра атома до наиболее удаленного максимума
электронной плотности.

39. Атомный радиус

В
периоде атомные радиусы с ростом
порядкового
номера уменьшаются
(от
щелочного металла к инертному газу).
В пределах каждой подгруппы элементов
радиусы, как правило, увеличиваются при
увеличении номера периода, так как
возрастает число энергетических уровней.
При движении по диагонали эти два эффекта
компенсируют друг - друга, в результате
похожи по свойствам элементы, находящиеся
по диагонали относительно друг - друга.

40. Энергия ионизации

Энергия, необходимая для отрыва электрона от
невозбужденного атома, называется «первой
энергией ионизации». В результате ионизации
атомы превращаются в положительно заряженные
ионы. Энергию ионизации выражают либо в
кДж/моль, либо в эВ/атом (1эВ = 1,6∙10-19 Дж).
Энергия ионизации характеризует восстановительную
способность элемента или его металлические
свойства. Чем меньше значение энергии ионизации
тем проще атому отдать свой электрон.

41. Энергия ионизации

Первая энергия ионизации в периоде возрастает
слева направо.
В
главных
подгруппах
с
увеличением
порядкового номера энергия ионизации
уменьшается, что обусловлено увеличением
размеров атомов.
В подгруппах d – элементов при переходе от 3d –
к 5d – элементу энергии ионизации
увеличиваются, это связано с усилением
эффекта экранирования.

42. Энергия сродства к электрону

Энергетический эффект присоединения электрона к
нейтральному атому называется «сродством к
электрону». Сродство к электрону характеризует
окислительные или неметаллические свойства
атома элемента. Принимая электроны, атом
превращается в отрицательно заряженный ион. Эта
величина так – же выражается в кДж/моль, либо в
эВ/атом.
В периодах слева направо сродство к электрону и
окислительные свойства элементов возрастают.
В группах сверху вниз сродство к электрону, как
правило, уменьшается.

43. Электроотрицательность

Электроотрицательность способность атома
химического элемента к оттягиванию на себя
электронной плотности по сравнению с другими
элементами соединения. Эта способность зависит
от энергии ионизации атома и его сродства к
электрону.
Существует
множество
способов
оценки
электроотрицательности,
но
относительное
положение элементов в этих шкалах не меняется.
В периодах наблюдается общая тенденция роста
величины электроотрицательности, а в подгруппах
- ее падения.