Строение атома электрона. Строение атома

Тем, какой состав имеет молекула. То есть какими атомами образована молекула, в каком количестве, какими связями соединены эти атомы. Все это определяет свойство молекулы, и соответственно свойство вещества, которое эти молекулы образуют.

Например, свойства воды: прозрачность, текучесть, способность вызывать ржавчину обусловлено именно наличием двух атомов водорода и одного атома кислорода.

Поэтому прежде, чем приступить к изучению свойств молекул (то есть свойств веществ), нужно рассмотреть «кирпичики», которыми эти молекулы образованы. Разобраться в строении атома.

Как устроен атом?

Атомы – это частицы, которые, соединяясь друг с другом, образуют молекулы.

Сам атом состоит из положительно заряженного ядра (+) и отрицательно заряженной электронной оболочки (-) . В целом атом электронейтрален. То есть заряд ядра равен по модулю заряду электронной оболочки.

Ядро образовано следующими частицами:

• Протоны . Один протон несет заряд +1. Масса его равна 1 а.е.м (атомная единица массы). Эти частицы обязательно присутствуют в ядре.

• Нейтроны . Нейтрон не имеет заряда (заряд = 0). Масса его равна 1 а.е.м. Нейтронов может не быть в ядре. Это не обязательный компонент атомного ядра.

Таким образом за общий заряд ядра отвечают протоны. Поскольку один нейтрон имеет заряд +1, то заряд ядра равен числу протонов.

Электронная оболочка, как видно из названия образована частицами, которые называются электронами. Если сравнивать ядро атома с планетой, то электроны – это ее спутники. Вращаясь вокруг ядра (пока представим, что по орбитам, а на самом деле по орбиталям), они образуют электронную оболочку.

• Электрон – это очень маленькая частица. Ее масса на столько мала, что принимается за 0. А вот заряд у электрона -1. То есть по модулю равен заряду протона, отличается знаком. Поскольку один электрон несет заряд -1, то общий заряд электронной оболочки равен числу электронов в ней.

Одно важное следствие, раз атом – частица, не имеющая заряда (заряд ядра и заряд электронной оболочки равны по модулю, но противоположены по знаку), то есть электронейтральная, следовательно, число электронов в атоме равно числу протонов .

Чем отличаются атомы разных химических элементов друг от друга?

Атомы разных химических элементов отличаются друг от друга зарядом ядра (то есть числом протонов, и, следовательно, числом электронов).

Как узнать заряд ядра атома элемента? Гениальный отечественный химик Д. И. Менделеев, открыв периодический закон, и разработав таблицу, названную его именем, дал нам возможность сделать это. Его открытие забегало далеко вперед. Когда еще не было известно о строении атома, Менделеев расположил элементы в таблице в порядке возрастания заряда ядра.

То есть порядковый номер элемента в периодической системе – это заряд ядра атома данного элемента. Например, у кислорода порядковый номер 8, соответственно заряд ядра атома кислорода равен +8. Соответственно число протонов равно 8, и число электронов равно 8.

Именно электроны в электронной оболочке определяют химические свойства атома, но об этом чуть позже.

Теперь поговорим о массе .

Один протон – это одна единица массы, один нейтрон – это тоже одна единица массы. Поэтому сумма нейтронов и протонов в ядре называется массовым числом . (Электроны на массу никак не влияют, так как мы пренебрегаем его массой и считаем ее равной нулю).

Атомная единица массы (а. е. м.) – специальная физическая величина для обозначения малых масс частиц, образующих атомы.

Все эти три атома – атомы одного химического элемента – водорода. Поскольку у них одинаковый заряд ядра.

Чем они будут отличаться? У этих атомов разные массовые числа (из-за разного числа нейтронов). У первого атома массовое число равно 1, у второго 2, у третьего 3.

Атомы одного элемента, различающиеся количеством нейтронов (и, следовательно, массовыми числами) называются изотопами .

У представленных изотопов водорода даже есть свои названия:

• Первый изотоп (с массовым числом 1) называется протий.
• Второй изотоп (с массовым числом 2) называется дейтерий.
• Третий изотоп (с массовым числом 3) называется тритий.

Теперь следующий резонный вопрос: почему если число нейтронов и протонов в ядре число целое, масса их по 1 а.е.м., то в периодической системе масса атома – дробное число. У серы, например: 32,066.

Ответ: у элемента есть несколько изотопов, они отличаются друг от друга массовыми числами. Поэтому атомная масса в периодической таблице – это среднее значение атомных масс всех изотопов элемента с учетом их встречаемости в природе. Эта масса, указанная в периодической системе, называется относительной атомной массой .

Для химических расчетов используются показатели именно такого «усредненного атома». Атомная масса округляется до целого.

Строение электронной оболочки.

Химические свойства атома определяются строением его электронной оболочки. Электроны вокруг ядра располагаются не абы как. Электроны локализуются на электронных орбиталях.

Электронная орбиталь – пространство вокруг атомного ядра, где вероятность нахождения электрона наибольшая.

У электрона есть один квантовый параметр, который называется спин. Если брать классическое определение из квантовой механики, то спин – это собственный момент импульса частицы. В упрощенном виде это можно представить, как направление вращения частицы вокруг своей оси.

Электрон – это частица с полуцелым спином, у электрона спин может быть либо +½ либо -½. Условно это можно представить, как вращение по часовой и против часовой.

На одной электронной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположенными спинами.

Общепринятым обозначением электронной обитали является клетка либо черточка. Электрон обозначается стрелкой: стрелка вверх – электрон с положительным спином +½, стрелка вниз ↓ – электрон с отрицательным спином -½.

Электрон, одинокий на орбитали называется неспаренным . Два электрона, располагающиеся на одной орбитали, называются спаренными .

Электронные орбитали подразделяются в зависимости от формы на четыре вида: s, p, d, f. Орбитали одинаковой формы формируют подуровень. Число орбиталей на подуровне определяется числом возможных вариантов расположения в пространстве.

1. s-орбиталь.

s-орбиталь имеет форму шара:

В пространстве s-орбиталь может располагаться только одним способом:

Поэтому s-подуровнь формируется только одной s-орбиталью.

1. р-орбиталь.

p-орбиталь имеет форму гантели:

В пространстве p-орбиталь может располагаться только тремя способами:

Поэтому p-подуровнь формируется тремя p-орбиталями.

1. d-орбиталь.

d-орбиталь имеет сложную форму:

В пространстве d-орбиталь может располагаться пятью разными способами. Поэтому d-подуровнь формируется пятью d-орбиталями.

1. f-орбиталь

f-орбиталь имеет еще более сложную форму. В пространстве f-орбиталь может располагаться семью разными способами. Поэтому f-подуровнь формируется семью f-орбиталями.

Электронная оболочка атома похожа на слоеное кондитерское изделие. В нем тоже есть слои. Электроны, находящиеся на разных слоях, имеют разную энергию: на слоях ближе ядру – меньше, на удаленных от ядра – бо̀льшую. Слои эти называются энергетическими уровнями.

Заполнение электронных орбиталей .

Первый энергетический уровень имеет только s-подуровень:

На втором энергетическом уровне есть s-подуровень и появляется p-подуровень:

На третьем энергетическом уровне есть s-подуровень, p-подуровень и появляется d-подуровень:

На четвертом энергетическом уровне, в принципе, прибавляется f-подуровень. Но в школьном курсе f-орбитали не заполняются, поэтому мы можем не изображать f-подуровень:

Число энергетических уровней в атоме элемента равно номеру периода . При заполнении электронных орбиталей нужно следовать следующим принципам:

1. Каждый электрон старается занять в атоме то положение, где его энергия будет минимальной. То есть сначала идет заполнение первого энергетического уровня, потом второго и так далее.

Для описания строения электронной оболочки так же используется электронная формула. Электронная формула – это краткая запись в одну строку распределения электронов по подуровням.

1. На подуровне сначала каждый электрон заполняет свободную орбиталь. И каждый имеет спин +½ (стрелка вверх).

И только после того как на каждой орбитали подуровня будет по одному электрону, следующий электрон становится спаренным – то есть занимает орбиталь, на которой уже есть электрон:

1. d-подуровень заполняется по-особому.

Дело в том, что энергия d-подуровня выше, чем энергия s-подуровня СЛЕДУЮЩЕГО энергетического слоя. А как мы знаем, электрон старается занять то положение в атоме, где его энергия будет минимальной.

Поэтому после заполнения 3p-подуровня, заполняется сначала 4s-подуровень, после чего заполняется 3d-подуровень.

И только после того как 3d-подуровень заполнен полностью, заполняется 4p-подуровень.

Так же и с 4 энергетическим уровнем. После заполнения 4p-подуровня, следующим заполняется 5s-подуровень, после него 4d-подуровень. И после него только 5p.

1. И есть еще один момент, одно правило касаемо заполнения d-подуровня.

То происходит явление, называемое провалом . При провале один электрон с s-подуровня следующего энергетического уровня, в прямом смысле проваливается на d-электрон.

Основное и возбужденное состояния атома.

Атомы, электронные конфигурации которых мы сейчас строили, называются атомами в основнóм состоянии . То есть, это обычное, естественное, если угодно, состояние.

Когда атом получает энергию извне, может произойти возбуждение.

Возбуждение – это переход спаренного электрона на пустую орбиталь, в пределах внешнего энергетического уровня .

Например, у атома углерода:

Возбуждение характерно для многих атомов. Это необходимо помнить, потому как возбуждение определяет способность атомов связываться друг с другом. Главное помнить условие, при котором может произойти возбуждение: спаренный электрон и пустая орбиталь на внешнем энергетическом уровне.

Есть атомы, у которых несколько возбужденных состояний:

Электронная конфигурация иона.

Ионы – это частицы, в которые превращаются атомы и молекулы, приобретая или теряя электроны. Эти частицы имеют заряд, так как у них либо «не хватает» электронов, либо их избыток. Положительно заряженные ионы называются катионами , отрицательные – анионами .

Атом хлора (не имеет заряда) приобретает электрон. У электрона заряд 1- (один минус), соответственно образуется частица, имеющая избыточный отрицательный заряд. Анион хлора:

Cl 0 + 1e → Cl –

Атом лития (тоже не имеющий заряда) теряет электрон. У электрона заряд 1+ (один плюс), образуется частица, с недостатком отрицательного заряда, то есть заряд у нее положительный. Катион лития:

Li 0 – 1e → Li +

Превращаясь в ионы, атомы приобретают такую конфигурация, что внешний энергетический уровень становится «красивым», то есть полностью заполненным. Такая конфигурация наиболее термодинамически стабильная, поэтому атомам есть резон превращаться в ионы.

И поэтому атомы элементов VIII-A группы (восьмой группы главной подгруппы), как сказано в следующем параграфе это благородные газы, такие химически малоактивны. У них в основном состоянии такое строение: внешний энергетический уровень полностью заполнен. Другие атомы, как бы стремятся приобрести конфигурацию этих самых благородных газов, поэтому и превращаются в ионы и образуют химические связи.

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки .

Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N (p + ) равно заряду ядра (Z ) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N (p +) = Z

Сумма числа нейтронов N (n 0), обозначаемого просто буквой N , и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А .

A = Z + N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е -).

Число электронов N (e -) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f .

Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень , их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s -подуровень (состоит из одной s -орбитали), условное обозначение - .
p -подуровень (состоит из трех p
d -подуровень (состоит из пяти d -орбиталей), условное обозначение - .
f -подуровень (состоит из семи f -орбиталей), условное обозначение - .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .

Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").

Примеры электронного строения атомов:

Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система - графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается число внешних электронов,
• уменьшается радиус атомов,
• увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
• увеличивается электроотрицательность,
• усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
• ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
• ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
• возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
• уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
• уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
• ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
• усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
• возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

Задачи и тесты по теме "Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)"."

• Периодический закон - Периодический закон и строение атомов 8–9 класс
  Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.

  Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.

  Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
  Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N орбиталей = n 2 , где n - номер уровня. N орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s -, три 3p - и пять 3d -орбиталей.

  Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.

  Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

  
  Рекомендованная литература:
  • О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
  • Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Атом (от греческого atomos - неделимый) - одноядерная, неделимая химическим путем частица химического элемента, носитель свойств вещества. Вещества состоят из атомов. Сам атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электронного облака. В целом атом электронейтрален. Размер атома полностью определяется размером его электронного облака, поскольку размер ядра ничтожно мал по сравнению с размером электронного облака. Ядро состоит из Z положительно заряженных протонов (заряд протона соответствует +1 в условных единицах) и N нейтронов, которые не несут на себе заряда (количество нейтронов может быть равно или чуть больше или меньше, чем протонов). Протоны и нейтроны называют нуклонами, то есть частицами ядра. Таким образом, заряд ядра определятся только количеством протонов и равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Положительный заряд ядра компенсируется отрицательно заряженными электронами (заряд электрона -1 в условных единицах), которые формируют электронное облако. Количество электронов равно количеству протонов. Массы протонов и нейтронов равны (соответственно 1 и 1 а.е.м.). Масса атома в основном определяется массой его ядра, поскольку масса электрона примерно в 1836 раз меньше массы протона и нейтрона и в расчётах редко учитывается. Точное количество нейтронов можно узнать по разности между массой атома и количеством протонов (N =A -Z ). Вид атомов какого-либо химического элемента с ядром, состоящим из строго определённого числа протонов (Z) и нейтронов (N), называется нуклидом (это могут быть как разные элементы с одинаковым общим количеством нуклонов (изобары) или нейтронов (изотоны), так и один химический элемент - одно количество протонов, но разное количество нейтронов (изомеры)).

Поскольку в ядре атома сосредоточена практически вся масса, но его размеры ничтожно малы по сравнению с общим объёмом атома, то ядро условно принимается материальной точкой, покоящейся в центре атома, а сам атом рассматривается как система электронов. При химической реакции ядро атома не затрагивается (кроме ядерных реакций), как и внутренние электронные уровни, а участвуют только электроны внешней электронной оболочки. По этой причине необходимо знать свойства электрона и правила формирования электронных оболочек атомов.

Свойства электрона

Перед изучением свойств электрона и правил формирования электронных уровней необходимо затронуть историю формирования представлений о строении атома. Мы не будем рассматривать полную историю становления атомарного строения, а остановимся лишь на самых актуальных и наиболее "верных" представлениях, способных наиболее наглядно показать как располагаются электроны в атоме. Первыми наличие атомов как элементарных составляющих вещества предположили еще древнегреческие философы (если какое-либо тело начать делить пополам, половинку ещё пополам и так далее, то этот процесс не сможет происходить до бесконечности; мы остановимся на частичке, которую уже не сможем поделить, - это и будет атом). После чего история строения атома прошла сложный путь и разные представления, такие как неделимость атома, Томсоновская модель атома и другие. Наиболее близкой оказалась модель атома, предложенная Эрнестом Резерфордом в 1911 году. Он сравнил атом с солнечной системой, где в роли солнца выступало ядро атома, а электроны двигались вокруг него подобно планетам. Размещение электронов на стационарных орбитах было очень важным шагом в понимании строения атома. Однако такая планетарная модель строения атома шла в противоречие с классической механикой. Дело в том, что при движении электрона по орбите он должен был терять потенциальную энергию и в конце концов "упасть" на ядро, и атом должен был прекратить свое существование. Такой парадокс был устранен введением постулатов Нильсом Бором . Согласно этим постулатам, электрон двигался по стационарным орбитам вокруг ядра и при нормальных условиях не поглощал и не испускал энергию. Постулаты показывают, что для описания атома законы классической механики не подходят. Такая модель атома называется моделью Бора-Резерфорда. Продолжением планетарного строения атома является квантово-механическая модель атома, согласно которой мы и будем рассматривать электрон.

Электрон является квазичастицей, проявляя корпускулярно-волновой дуализм: он одновременно является и частицей (корпускула), и волной. К свойствам частицы можно отнести массу электрона и его заряд, а к волновым свойствам - способность к дифракции и интерференции. Связь между волновыми и корпускулярными свойствами электрона отражены в уравнении де Бройля:

λ = h m v , {\displaystyle \lambda ={\frac {h}{mv}},}

где λ {\displaystyle \lambda } - длина волны, - масса частицы, - скорость частицы, - постоянная Планка = 6,63·10 -34 Дж·с .

Для электрона невозможно рассчитать траекторию его движения, можно говорить только о вероятности нахождения электрона в том или ином месте вокруг ядра. По этой причине говорят не об орбитах движения электрона вокруг ядра, а об орбиталях - пространстве вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона превышает 95%. Для электрона невозможно одновременно точно измерить и координату, и скорость (принцип неопределённости Гейзенберга).

Δ x ∗ m ∗ Δ v > ℏ 2 {\displaystyle \Delta x*m*\Delta v>{\frac {\hbar }{2}}}

где Δ x {\displaystyle \Delta x} - неопределённость координаты электрона, Δ v {\displaystyle \Delta v} -погрешность измерения скорости, ħ=h/2π=1.05·10 -34 Дж·с
Чем точнее мы измеряем координату электрона, тем больше погрешность в измерении его скорости, и наоборот: чем точнее мы знаем скорость электрона, тем больше неопределённость в его координате.
Наличие волновых свойств у электрона позволяет применить к нему волновое уравнение Шредингера.

∂ 2 Ψ ∂ x 2 + ∂ 2 Ψ ∂ y 2 + ∂ 2 Ψ ∂ z 2 + 8 π 2 m h (E − V) Ψ = 0 {\displaystyle {\frac {{\partial }^{2}\Psi }{\partial x^{2}}}+{\frac {{\partial }^{2}\Psi }{\partial y^{2}}}+{\frac {{\partial }^{2}\Psi }{\partial z^{2}}}+{\frac {8{\pi ^{2}}m}{h}}\left(E-V\right)\Psi =0}

где - полная энергия электрона, потенциальная энергия электрона, физический смысл функции Ψ {\displaystyle \Psi } - квадратный корень от вероятности нахождения электрона в пространстве с координатами x , y и z (ядро считается началом координат).
Представленное уравнение написано для одноэлектронной системы. Для систем, содержащих более одного электрона, принцип описания остаётся прежним, но уравнение принимает более сложный вид. Графическим решением уравнения Шредингера является геометрия атомных орбиталей. Так, s-орбиталь имеет форму шара, p-орбиталь - форму восьмерки с "узлом" в начале координат (на ядре, где вероятность обнаружения электрона стремится к нулю).

В рамках современной квантово-механической теории электрон описывается набором квантовых чисел: n , l , m l , s и m s . Согласно принципу Паули в одном атоме не может быть двух электронов с полностью идентичным набором всех квантовых чисел.
Главное квантовое число n определяет энергетический уровень электрона, то есть на каком электронном уровне расположен данный электрон. Главное квантовое число может принимать только целочисленные значения больше 0: n =1;2;3... Максимальное значение n для конкретного атома элемента соответствует номеру периода, в котором расположен элемент в периодической таблице Д. И. Менделеева.
Орбитальное (дополнительное) квантовое число l определяет геометрию электронного облака. Может принимать целочисленные значения от 0 до n -1. Для значений дополнительного квантового числа l применяют буквенное обозначение:

значение l	0	1	2	3	4
буквенное обозначение	s	p	d	f	g

S-орбиталь имеет форму шара, p-орбиталь - форму восьмерки. Остальные орбитали имеют очень сложную структуру, как, например, представленная на рисунке d-орбиталь.

Электроны по уровням и орбиталям располагаются не хаотично, а по правилу Клечковского , согласно которому заполнение электронов происходит по принципу наименьшей энергии, то есть в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел n +l . В случае, когда сумма для двух вариантов заполнения одинакова, первоначально заполняется наименьший энергетический уровень (например: при n =3 а l =2 и n =4 а l =1 первоначально заполняться будет уровень 3). Магнитное квантовое число m l определяет расположение орбитали в пространстве и может принимать целочисленное значение от -l до +l , включая 0. Для s-орбитали возможно только одно значение m l =0. Для p-орбитали - уже три значения -1, 0 и +1, то есть p-орбиталь может располагаться по трём осям координат x, y и z.

расположение орбиталей в зависимости от значения m l

Электрон обладает собственным моментом импульса - спином, обозначающимся квантовым числом s . Спин электрона - величина постоянная и равная 1/2. Явление спина можно условно представить как движение вокруг собственной оси. Первоначально спин электрона приравнивали к движению планеты вокруг собственной оси, однако такое сравнение ошибочно. Спин - чисто квантовое явление, не имеющее аналогов в классической механике.

Любое вещество состоит из очень маленьких частиц, называемых атомами . Атом-это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его характерные свойства. Чтобы представить себе размеры атома, достаточно сказать что если бы их удалось уложить вплотную один к другому, то один миллион атомов занял бы расстояние всего в 0,1 мм.

Дальнейшее развитие науки о строении вещества показало, что атом также имеет сложное строение и состоит из электронов и протонов. Так возникла электронная теория строения вещества.

В глубокой древности было обнаружено, что существуют два рода электричества: положительное и отрицательное. Количество электричества, содержащееся в теле, стали называть зарядом. В зависимости от рода электричества, которым обладает тело, заряд может быть положительным или отрицательным.

Было также установлено опытным путем, что одноименные заряды отталкиваются, а разноименные притягиваются.

Рассмотрим электронное строение атома . Атомы состоят из еще более мелких частиц, чем они сами, называемых электронами .

ОПРЕДЕЛЕНИЕ: Электрон - это мельчайшая частица вещества, имеющая наименьший отрицательный электрический заряд.

Электроны вращаются вокруг центрального ядра, состоящего из одного или более протонов и нейтронов , по концентрическим орбитам. Электроны являются отрицательно заряженными частицами, протоны - положительными, а нейтроны - нейтральными (рисунок 1.1).

ОПРЕДЕЛЕНИЕ: Протон - мельчайшая частица вещества, имеющая наименьший положительный электрический заряд.

Существование электронов и протонов не вызывает никакого сомнения. Ученые не только определили массу, заряд и размеры электронов и протонов, но даже заставили их работать в различных электрических и радиотехнических приборах.

Было также установлено, что масса электрона зависит от скорости его движения и что электрон не только поступательно движется в пространстве, но и вращается вокруг своей оси.

Наиболее простым по своему строению является атом водорода (рис. 1.1). Он состоит из ядра-протона и вращающегося с огромной скоростью вокруг ядра электрона, образующего внешнюю оболочку (орбиту) атома. Более сложные атомы имеют несколько оболочек, по которым вращаются электроны.

Эти оболочки последовательно от ядра заполняются электронами (рисунок 1.2).

Теперь разберем . Самая внешняя оболочка называется валентной , а число электронов, содержащееся в ней, называется валентностью . Чем дальше находится от ядра валентная оболочка, следовательно, тем меньшую силу притяжения испытывает каждый валентный электрон со стороны ядра. Тем самым у атома увеличивается возможность присоединять к себе электроны в том случае, если валентная оболочка не заполнена и расположена далеко от ядра, либо терять их.
Электроны внешней оболочки могут получать энергию. Если электроны находящиеся в валентной оболочке получат необходимый уровень энергии от внешних сил, они могут оторваться от нее и покинуть атом, то есть стать свободными электронами. Свободные электроны способны произвольно перемещаться от одного атома к атому. Те материалы, в которых содержится большое число свободных электронов, называются проводниками .

Изоляторы , есть противоположность проводникам. Они препятствуют протеканию электрического тока. Изоляторы стабильны потому, что валентные электроны одних атомов заполняют валентные оболочки других атомов, присоединяясь к ним. Это препятствует образованию свободных электронов.
Промежуточное положение между изоляторами и проводниками занимают полупроводники , но о них мы поговорим позже
Рассмотрим свойства атома . Атом, который имеет одинаковое число электронов и протонов, электрически нейтрален. Атом, получающий один или более электронов, становится отрицательно заряженным и имеет название отрицательный ион. Если атом теряет один или более электронов, то он становится положительным ионом, то есть заряжается положительно.

Периодическая система элементов Менделеева. Строение атома.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ МЕНДЕЛЕЕВА - классификация хим. элементов, созданная рус. учёным Д. И. Менделеевым на основе открытого им (в 1869) периодич. закона.

Совр. формулировка периодич. закона: св-ва элементов (проявляющиеся в простых в-вах и соединениях) находятся в периодич. зависимости от заряда ядер их атомов.

Заряд атомного ядра Z равняется атомному (порядковому) номеру хим. элемента в П. с. э. М. Если расположить все элементы в порядке возрастания Z. (водород Н, Z = 1; гелий Не, Z = 2; литий Li, Z == 3; бериллий Be, Z = 4 и т. д.), то они образуют 7периодов. В каждом из этих периодов наблюдается закономерное изменение св-в элементов, от первого элемента периода (щелочного металла) до последнего (благородного газа). Первый период содержит 2 элемента, 2-й и 3-й - по 8 элементов, 4-й и 5-й - по 18, 6-й - 32. В 7-м периоде известно 19 элементов. 2-й и 3-й периоды принято называть малыми, все последующие - большими. Если расположить периоды в виде горизонтальных рядов, то в получ. таблице обнаружатся 8 вертик. столбцов; это группы элементов, аналогичных по своим св-вам.

Св-ва элементов внутри групп также закономерно изменяются в зависимости от увеличения Z. Напр., в группе Li - Na - К - Rb - Cs - Fr возрастает хим. активность металла, усиливается осн. характер оксидов и гидроксидов.

Из теории строения атома следует, что периодичность св-в элементов обусловлена законами формирования электронных оболочек вокруг ядра. По мере увеличения Z элемента происходит усложнение атома - возрастает число электронов, окружающих ядро, и наступает момент, когда заканчивается заполнение одной электронной оболочки и начинается формирование следующей, наружной. В системе Менделеева это и совпадает с началом нового периода. Элементы с 1, 2, 3 и т. д. электронами в новой оболочке похожи по св-вам на те элементы, к-рые тоже имели 1, 2, 3 и т. д. наружных электрона, хотя число их внутр. электронных оболочек было на одну (или на неск.) меньше: Na похож на Li (один внеш. электрон), Mg - на Be (2 внеш. электрона); А1 - на В (3 внеш. электрона) и т. д. С положением элемента в П. с. э. М. связаны его хим. и мн. физ. св-ва.

Предложено множество (ок. 1000) вариантов графич. изображения П. с. э. М. Наиболее распространены 2 варианта П. с. э. М. - короткая и длинная таблицы; к.-л. принципиального различия между ними нет. В приложении помещён один из вариантов короткой таблицы. В таблице номера периодов приведены в первой колонке (обозначены арабскими цифрами 1 - 7). Номера групп обозначены сверху римскими цифрами I - VIII. Каждая группа делится на две подгруппы - а и б. Совокупность элементов, возглавляемых элементами малых периодов, иногда наз. главными подгрупп а-м и (Li возглавляет подгруппу щелочных металлов. F - галогенов, Не - инертных газов и т. д.). В этом случае остальные подгруппы элементов больших периодов наз. побочными.

Элементы с Z = 58 - 71 благодаря особой близости строения их атомов и сходства их хим. св-в составляют семейство лантаноидов, входящее в III группу, но для удобства помещаемое внизу таблицы. Элементы с Z = 90 - 103 по тем же причинам часто выделяют в семейство актиноидов. За ними следуют элемент с Z = 104 - курчатовий и элемент с Z = 105 (см. Нильсборий). В июле 1974 сов. физики сообщили об открытии элемента с Z = 106, а в янв. 1976 - элемента с Z = 107. Позднее синтезированы элементы с Z = 108 и 109. Ниж. граница П. с. э. М. известна - она задана водородом, т. к. не может быть элемента с зарядом ядра меньше единицы. Вопрос же о том, какова верхняя граница П. с. э. М., т. е. до какого предельного значения может дойти искусств. синтез элементов, остаётся нерешённым. (Тяжёлые ядра неустойчивы, поэтому америций с Z = 95 и последующие элементы не обнаруживают в природе, а получают в ядерных реакциях; однако в области более далёких трансурановых элементов ожидается появление т. н. островов устойчивости, в частности для Z = 114.) В искусств. синтезе новых элементов периодич. закон и П. с. э. М. играют первостепенную роль. Закон и система Менделеева принадлежат к числу важнейших обобщений естествознания, лежат в основе совр. учения о строении в-ва.

Электронное строение атома.

В этом и в следующем параграфах рассказывается о моделях электронной оболочки атома. Важно понимать, что речь идет именно о моделях . Реальные атомы, конечно, более сложны и мы пока знаем о них далеко не все. Однако современная теоретическая модель электронного строения атома позволяет успешно объяснить и даже предсказать многие свойства химических элементов, поэтому широко используется в естественных науках.

Для начала рассмотрим более подробно "планетарную" модель, которую предложил Н. Бор (рис. 2-3 в).

Рис. 2-3 в. "Планетарная" модель Бора.

Датский физик Н. Бор в 1913 году предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. 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 позволяет объяснить многие экспериментальные факты (подробнее об этом рассказывается в параграфе 2.7).

Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, 3, … n , начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями . Для описания электронного строения атома водорода достаточно одних только уровней. Но в более сложных атомах, как выяснилось, уровни состоят из близких по энергии подуровней . Например, 2-й уровень состоит из двух подуровней (2s и 2p). Третий уровень состоит из 3-х подуровней (3s, 3p и 3d), как показано на рис. 2-6. Четвертый уровень (он не поместился на рисунке) состоит из подуровней 4s, 4p, 4d, 4f. В параграфе 2.7 мы расскажем, откуда взялись именно такие названия подуровней и о физических опытах, которые позволили "увидеть" электронные уровни и подуровни в атомах.

Рис. 2-6. Модель Бора для атомов более сложных, чем атом водорода. Рисунок сделан не в масштабе - на самом деле подуровни одного уровня находятся гораздо ближе друг к другу.

В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме заселяют ближайшие к ядру уровни и подуровни, потому что в этом случае их энергия меньше, чем если бы они заселяли более удаленные уровни. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов.

Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей (на рис. 2-6 они не показаны). Образно говоря, если электронное облако атома сравнить с городом или улицей, где "живут" все электроны данного атома, то уровень можно сравнить с домом, подуровень - с квартирой, а орбиталь - с комнатой для электронов. Все орбитали какого-нибудь подуровня имеют одинаковую энергию. На s-подуровне всего одна "комната"-орбиталь. На p-подуровне 3 орбитали, на d-подуровне 5, а на f-подуровне - целых 7 орбиталей. В каждой "комнате"-орбитали могут "жить" один или два электрона. Запрещение электронам находиться более чем по двое на одной орбитали называют запретом Паули - по имени ученого, который выяснил эту важную особенность строения атома. Каждый электрон в атоме имеет свой "адрес", который записывается набором четырех чисел, называемых "квантовыми". О квантовых числах будет подробно рассказано в параграфе 2.7. Здесь мы упомянем лишь о главном квантовом числе n (см. рис. 2-6), которое в "адресе" электрона указывает номер уровня, на котором этот электрон существует.

©2015-2019 сайт
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2016-08-20