Строение электронных уровней атома. Строение атома, химическая связь, валентность и строение молекул

(Конспект лекций)

Строение атома. Введение.

Объектом изучения в химии являются химические элементы и их соединения. Химическим элементом называют совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом. Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая его химические свойства . Связываясь, друг с другом, атомы одного или разных элементов образуют более сложные частицы – молекулы . Совокупность атомов или молекул образуют химические вещества. Каждое индивидуальное химическое вещество характеризуется набором индивидуальных физических свойств, такими как температуры кипения и плавления, плотностью, электро- и теплопроводностью и т.п.

1. Строение атома и Периодическая система элементов

Д.И. Менделеева .

Знание и понимание закономерностей порядка заполнения Периодической системы элементов Д.И. Менделеева позволяет понять следующее:

1.физическую суть существования в природе определенных элементов,

2.природу химической валентности элемента,

3.способность и "лёгкость" элемента отдавать или принимать электроны при взаимодействии с другим элементом,

4.природу химических связей, которые может образовать данный элемент при взаимодействии с другими элементами, пространственное строение простых и сложных молекул и пр., пр.

Строение атома.

Атом представляет собой сложную микросистему находящихся в движении и взаимодействующих друг с другом элементарных частиц.

В конце 19 и начале 20 веков было установлено, что атомы состоят из более мелких частиц: нейтронов, протонов и электронов, Последние две частицы являются заряженными частицами, протон несет на себе положительный заряд, электрон - отрицательный. Поскольку атомы элемента в основном состоянии электронейтральны, то это означает, что число протонов в атоме любого элемента равно числу электронов. Масса атомов определяется суммой массы протонов и нейтронов, количество которых равна разности массы атомов и его порядкового номера в периодической системе Д.И. Менделеева.

В 1926 г Шрёдингер предложил описывать движение микрочастиц в атоме элемента при помощи выведенного им волнового уравнения. При решении волнового уравнения Шрёдингера для атома водорода появляются три целочисленных квантовых числа: n , ℓ и m ℓ , которые характеризуют состояние электрона в трёхмерном пространстве в центральном поле ядра. Квантовые числа n , ℓ и m ℓ принимают целочисленные значения. Волновая функция, определяемая тремя квантовыми числами n , ℓ и m ℓ и получаемая в результате решения уравнения Шрёдингера, называется орбиталью. Орбиталь - это область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона , принадлежащего атому химического элемента. Таким образом, решение уравнения Шредингера для атома водорода приводит к появлению трёх квантовых чисел, физический смысл которых состоит в том, что они характеризуют три разного вида орбиталей, которые может иметь атом. Рассмотрим более подробно каждое квантовое число.

Главное квантовое число n может принимать любые положительные целочисленные значения: n = 1,2,3,4,5,6,7…Оно характеризует энергию электронного уровня и размер электронного ″облака″. Характерно, что номер главного квантового числа совпадает с номером периода, в котором находится данный элемент.

Азимутальное или орбитальное квантовое число ℓ может принимать целочисленные значения от ℓ = 0….до n – 1 и определяет момент движения электронов, т.е. форму орбитали. Для различных численных значений ℓ используют следующие обозначения: ℓ = 0, 1, 2, 3, и обозначаются символами s , p , d , f , соответственно для ℓ = 0, 1, 2 и 3. В периодической системе элементов нет элементов со спиновым числом ℓ = 4.

Магнитное квантовое число m ℓ характеризует пространственное расположение электронных орбиталей и, следовательно, электромагнитные свойства электрона. Оно может принимать значения от – ℓ до + ℓ , включая нуль.

Форма или, точнее, свойства симметрии атомных орбиталей зависят от квантовых чисел ℓ и m ℓ . "Электронное облако", соответствующее s - орбитали имеет, имеет форму шара (при этом ℓ = 0).

Рис.1. 1s-орбиталь

Орбитали, определяемые квантовыми числами ℓ = 1 и m ℓ = -1, 0 и +1, называются р-орбиталями. Поскольку m ℓ при этом имеет три разных значений, то атом при этом имеет три энергетически эквивалентные р-орбитали (главное квантовое число для них одно и тоже и может иметь значение n =2,3,4,5,6 или 7). р-Орбитали обладают осевой симметрией и имеют вид объёмных восьмёрок, во внешнем поле ориентированных по осям x, y и z (рис.1.2). Отсюда и происхождение символики p x , p y и p z .

Рис.2. р x , p y и p z -орбитали

Кроме того, имеются d- и f- атомные орбитали, для первых ℓ = 2 и m ℓ = -2, -1, 0, +1 и +2, т.е. пять АО, для вторых ℓ = 3 и m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 и +3, т.е. 7 АО.

Четвёртое квантовое m s называется спиновым квантовым числом, было введено для объяснения некоторых тонких эффектов в спектре атома водорода Гаудсмитом и Уленбеком в 1925г. Спин электрона - это угловой момент заряженной элементарной частицы электрона, ориентация которого квантована, т.е. строго ограничена определёнными углами. Эта ориентация определяется значением спинового магнитного квантового числа (s), которое для электрона равно ½ , поэтому для электрона согласно правилам квантования m s = ± ½. В связи с этим к набору из трёх квантовых чисел следует добавить квантовое числоm s . Подчеркнём еще раз, что четыре квантовых числа определяют порядок построения периодической таблицы элементов Менделеева и объясняют, почему в первом периоде только два элемента, во втором и в третьём – по восемь, - в четвёртом – 18 и т д. Однако, чтобы объяснить строение многоэлектронных атомов, порядок заполнения электронных уровней по мере увеличения положительного заряда атома недостаточно иметь представления о четырёх квантовых числах, "управляющих" поведением электронов при заполнении электронных орбиталей, но необходимо знать ещё некоторые простые правила, а именно, принцип Паули, правило Гунда и правила Клечковского.

Согласно принципа Паули в одном и том же квантовом состоянии, характеризуемом определенными значениями четырёх квантовых чисел, не может находиться более одного электрона. Это означает, что один электрон можно в принципе поместить на любую атомную орбиталь. Два электрона могут находиться на одной атомной орбитали только в том случае, если они отличаются спиновыми квантовыми числами.

При заполнении электронами трёх р-АО, пяти d-AO и семи f-AO следует руководствоваться кроме принципа Паули ещё и правилом Гунда: Заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии происходит электронами с одинаковыми спинами.

При заполнении подоболочек (p , d , f )абсолютное значение суммы спинов должно быть максимальной .

Правило Клечковского . Согласно правилу Клечковского при заполнении d и f орбиталией электронами должен соблюдаться принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали с минимальными уровнями энергии. Энергию подуровня определяют сумма квантовых чисел n + ℓ = Е .

Первое правило Клечковского : сначала заполняются те подуровни, для которых n + ℓ = Е минимальна.

Второе правило Клечковского : в случае равенства n + ℓ для нескольких подуровней идёт заполнение того подуровня, для которого n минимальна .

В настоящее время известно 109 элементов.

2. Энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность .

Важнейшими характеристиками электронной конфигурации атома являются энергия ионизации (ЭИ) или потенциал ионизации (ПИ) и сродство атома к электрону (СЭ). Энергией ионизации называют изменение энергии в процессе отрыва электрона от свободного атома при 0 К: А = + + ē . Зависимость энергии ионизации от порядкового номера Z элемента, размера атомного радиуса имеет ярко выраженный периодический характер.

Сродство к электрону (СЭ), представляет собой изменение энергии, которым сопровождается присоединение электрона к изолированному атому с образованием отрицательного иона при 0 К: А + ē = А - (атом и ион находятся в своих основных состояниях). При этом электрон занимает низшую свободную атомную орбиталь (НСАО), если ВЗАО занята двумя электронами. СЭ сильно зависит от их орбитальной электронной конфигурации.

Изменения ЭИ и СЭ коррелируют с изменением многих свойств элементов и их соединений, что используется для предсказания этих свойств по значениям ЭИ и СЭ. Наиболее высоким по абсолютной величине сродством к электрону обладают галогены. В каждой группе периодической таблице элементов потенциал ионизации или ЭИ уменьшается с увеличением номера элемента, что связано с увеличением атомного радиуса и с увеличением количества электронных слоев и что хорошо коррелирует с увеличением восстановительной способности элемента.

В таблице 1 Периодической системы элементов приведены значения ЭИ и СЭ в эВ/на атом. Отметим, что точные значения СЭ известны лишь для немногих атомов, их величины подчёркнуты в таблице 1.

Таблица 1

Первая энергия ионизации (ЭИ), сродство к электрону (СЭ) и электроотрицательность χ) атомов в периодической системе.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1.26(α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						О s

χ – электроотрицательность по Полингу

r - атомный радиус, (из «Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии» , Н.С. Ахметов, М.К. Азизова, Л.И. Бадыгина)

Электроны

Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, сущеетвующими в атомах всех химических элементов. В 1891 г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь». Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу (-1). Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (скорость электрона на орбите обратно пропорциональна номеру орбиты n. Радиусы орбит растут пропорционально квадрату номера орбиты. На первой орбите атома водорода (n=1; Z=1) скорость равна ≈ 2,2·106 м/с, то есть примерно в сотню раз меньше скорости света с=3·108 м/с.) и массу электрона (она почти в 2000 раз меньше массы атома водорода).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают со­вокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится . Электрон в атоме не имеет траектории движения, т. е. можно говорить лишь о веро­ятности нахождения его в пространстве вокруг ядра .

Он может находиться в лю­бой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно предста­вить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографиро­вать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотогра­фиях был бы представлен в виде точек. При наложении бесчисленного множества та­ких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плот­ностью там, где этих точек будет больше всего.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называ­ется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака , и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей , которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f . Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром . Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слои, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.

Наибольшее число электронов на энергетичес­ком уровне определяется по формуле:

N = 2n 2 ,

где N - максимальное число электронов; n - но­мер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не бо­лее двух электронов; на втором - не более 8; на третьем - не более 18; на четвертом - не бо­лее 32.

Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре подуровня . Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n.

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.

Протоны и нейтроны

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной .

Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов .

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона.

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:

13 + 14 = 27

число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e — .

Поскольку атом электронейтрален , то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле:

N = A — Z

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

56 — 26 = 30

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами . Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород - три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки.

Элементы первого периода

Схема электронного строения атома водорода:

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Графическая электронная формула атома во­дорода (показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням):

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем 2 электрона. Водород и гелий - s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен , и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соот­ветствии с принципом наименьшей энергии (снача­ла s, а затем р) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем 8 электронов.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни.

У атома магния достраивается 3s- электронная орбиталь. Na и Mg - s-элементы.

У алюминия и последующих элементов запол­няется электронами 3р-подуровень.

У элементов третьего периода остаются неза­полненными 3d-орбитали.

Все элементы от Al до Ar - р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Пе­риодической системе.

Элементы четвертого — седьмого периодов

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т. к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.

К, Са - s-элементы, входящие в главные под­группы. У атомов от Sc до Zn заполняется электро­нами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется пред­внешний электронный слой, их относят к переход­ным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчи­востью образующихся при этом электронных кон­фигураций 3d 5 и 3d 10:

В атоме цинка третий электронный слой завер­шен - в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цин­ком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень.

Элементы от Ga до Кr - р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.У элементов пятого периода идет заполнение по-дуровней в следующем порядке: 5s — 4d — 5р. И так-же встречаются исключения, связанные с «провалом » электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-элементы называют лантаноидами.

5f-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Cs и 56 Ва - 6s-элементы; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-элемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-элементы; 72 Hf — 80 Hg - 5d-элементы; 81 Т1 — 86 Rn - 6d-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполне­ния электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 . В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элемен­ты делят на четыре электронных семейства, или блока:

• s-элементы . Электронами заполняется s-под­уровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп.

• p-элементы . Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III- VIII групп.

• d-элементы . Электронами заполняется d-под­уровень предвнешнего уровня атома; к d-эле­ментам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переход­ными элементами.

• f-элементы . Электронами заполняется f-подуро­вень третьего снаружи уровня атома; к ним от­носятся лантаноиды и антиноиды.

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - «веретено»), т. е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси: по часовой или против часовой стрелки.

Этот принцип носит название принципа Паули . Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т. е. электроны с противоположными спинами. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины, при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

Правило Хунда и принцип Паули

Правило Хунда - правило квантовой химии, определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Другая формулировка : Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.

1. Мультиплетность максимальна
2. При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.

Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p -элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками - электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина).

Правило Клечковского

Правило Клечковского — по мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра.

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречатреальной энергетической последовательности атомых орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, аименно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s

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.

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

Все в мире состоит из атомов. Но откуда они взялись, и из чего состоят сами? Сегодня отвечаем на эти простые и фундаментальные вопросы. Ведь многие люди, живущие на планете, говорят, что не понимают строения атомов, из которых сами и состоят.

Естественно, уважаемый читатель понимает, что в данной статье мы стараемся изложить все на максимально простом и интересном уровне, поэтому не «грузим» научными терминами. Тем, кто хочет изучить вопрос на более профессиональном уровне, советуем читать специализированную литературу. Тем не менее, сведения данной статьи могут сослужить хорошую службу в учебе и просто сделать Вас более эрудированными.

Атом – это частица вещества микроскопических размеров и массы, наименьшая часть химического элемента, которая является носителем его свойств. Иными словами, это мельчайшая частица того или иного вещества, которая может вступать в химические реакции.

История открытия и строение

Понятия атома было известно еще в Древней Греции. Атомизм – физическая теория, которая гласит, что все материальные предметы состоят из неделимых частиц. Наряду с Древней Грецией, идеи атомизма параллельно развивался еще и в Древней Индии.

Не известно, рассказали тогдашним философам об атомах инопланетяне, или они додумались сами, но экспериментально подтвердить данную теорию химики смогли много позже – только в семнадцатом веке, когда Европа выплыла из пучины инквизиции и средневековья.

Долгое время господствующим представлением о строении атома было представление о нем как о неделимой частице. То, что атом все-таки можно разделить, выяснилось только в начале двадцатого века. Резерфорд, благодаря своему знаменитому опыту с отклонением альфа-частиц, узнал, что атом состоит из ядра, вокруг которого вращаются электроны. Была принята планетарная модель атома, в соответствии с которой электроны вращаются вокруг ядра, как планеты нашей Солнечной системы вокруг звезды.

Современные представления о строении атома продвинулись далеко. Ядро атома, в свою очередь, состоит субатомных частиц, или нуклонов – протонов и нейтронов. Именно нуклоны составляют основную массу атома. При этом протоны и нейтроны также не являются неделимыми частицами, и состоят из фундаментальных частиц - кварков.

Ядро атома имеет положительный электрический заряд, а электроны, вращающиеся по орбите – отрицательный. Таким образом, атом электрически нейтрален.

Ниже приведем элементарную схему строения атома углерода.

Свойства атомов

Масса

Массу атомов принято измерять в атомных единицах массы – а.е.м. Атомная единица массы представляет собой массу 1/12 части свободно покоящегося атома углерода, находящегося в основном состоянии.

В химии для измерения массы атомов используется понятие "моль" . 1 моль – это такое количество вещества, в котором содержится число атомов, равное числу Авогадро.

Размер

Размеры атомов чрезвычайно малы. Так, самый маленький атом – это атом Гелия, его радиус – 32 пикометра. Самый большой атом – атом цезия, имеющий радиус 225 пикометров. Приставка пико означает десять в минус двенадцатой степени! То есть, если 32 метра уменьшить в тысячу миллиардов раз, мы получим размер радиус атома гелия.

При этом, масштабы вещей таковы, что, по сути, атом на 99% состоит из пустоты. Ядро и электроны занимают крайне малую часть его объема. Для наглядности, рассмотрим такой пример. Если представить атом в виде олимпийского стадиона в Пекине (а можно и не в Пекине, просто представьте себе большой стадион), то ядро этого атома будет представлять собой вишенку, находящуюся в центре поля. Орбиты электронов при этом находились бы где-то на уровне верхних трибун, а вишня весила бы 30 миллионов тонн. Впечатляет, не так ли?

Откуда взялись атомы?

Как известно, сейчас различные атомы сгруппированы в таблицу Менделеева. В ней насчитывается 118 (а если с предсказанными, но еще не открытыми элементами - 126) элементов, не считая изотопов. Но так было далеко не всегда.

В самом начале формирования Вселенной никаких атомов не было и подавно, существовали лишь элементарные частицы, под воздействием огромных температур взаимодействующие между собой. Как сказал бы поэт, это был настоящий апофеоз частиц. В первые три минуты существования Вселенной, из-за понижения температуры и совпадения еще целой кучи факторов, запустился процесс первичного нуклеосинтеза, когда из элементарных частиц появились первые элементы: водород, гелий, литий и дейтерий (тяжелый водород). Именно из этих элементов образовались первые звезды, в недрах которых проходили термоядерные реакции, в результате которых водород и гелий «сгорали», образуя более тяжелые элементы. Если звезда была достаточно большой, то свою жизнь она заканчивала так называемым взрывом «сверхновой», в результате которого атомы выбрасывались в окружающее пространство. Так и получилась вся таблица Менделеева.

Так что, можно сказать, что все атомы, из которых мы состоим, когда-то были частью древних звезд.

Почему ядро атома не распадается?

В физике существует четыре типа фундаментальных взаимодействий между частицами и телами, которые они составляют. Это сильное, слабое, электромагнитное и гравитационное взаимодействия.

Именно благодаря сильному взаимодействию, которое проявляется в масштабах атомных ядер и отвечает за притяжение между нуклонами, атом и является таким «крепким орешком».

Не так давно люди поняли, что при расщеплении ядер атомов высвобождается огромная энергия. Деление тяжелых атомных ядер является источником энергии в ядерных реакторах и ядерном оружии.

Итак, друзья, познакомив Вас со структурой и основами строения атома, нам остается только напомнить о том, что готовы в любой момент прийти Вам на помощь. Не важно, нужно Вам выполнить диплом по ядерной физике, или самую маленькую контрольную – ситуации бывают разные, но выход есть из любого положения. Подумайте о масштабах Вселенной, закажите работу в Zaochnik и помните – нет поводов для беспокойства.