Строение атома. Квантовые числа. Электронные конфигурации атомов.
Лекция 2
Строение атома. Квантовые числа. Электронные конфигурации атомов.
Строение атома
Все вещества состоят из атомов. Понятие «атом» впервые сформулировал древнегреческий философ Демокрит (IV–III вв. до н.э.), который считал, что из мельчайших, неделимых частиц состоят все предметы окружающего нас мира. Слово атом происходит от древнегреческого «атомос» — неделимый. Представление о неделимости атома просуществовало более двух тысяч лет, до начала ХХ в. Открытие явления радиоактивности (А. Беккерель, 1896) и опыты Э. Резерфорда (1910) по рассеянию - частиц веществом говорили о сложном строении атома.
Опыты Э. Резерфорда позволили ему в 1911 г. предложить «планетарную» модель строения атома. По Резерфорду в центре атома находится положительно заряженная часть — ядро, а вокруг ядра вращаются электроны.
Но теория Э. Резерфорда не смогла объяснить, почему электрон, который движется вокруг ядра и непрерывно излучает энергию, не падает на ядро. В 1913 г. Н. Бор предложил свою модель строения атома. Согласно Н. Бору, электроны в атоме могут находиться в некоторых состояниях, в которых не происходит излучение энергии. Такие состояния были названы стационарными. Каждому стационарному состоянию соответствует определенное значение энергии, это значение называется энергетическим уровнем. При переходе с одного стационарного состояния в другое электрон поглощает или испускает порцию энергии в виде электромагнитного излучения. Такая порция энергии называется квантом. Энергия кванта определяется формулой:
Е = hν,
где ν — частота электромагнитного излучения, Гц;
h — постоянная Планка (h = 6,67·10–34 Дж·с).
В дальнейшем была разработана современная квантово-механическая модель строения атома, в основе которой лежат законы и положения квантовой механики. Квантовая механика — это раздел физики, которая изучает движение электронов, протонов, нейтронов и других частиц, обладающих ничтожной массой. Согласно квантово-механической модели, электрон при своем движении может находиться в любой точке объема атома, но с разной вероятностью. Таким образом, в атоме электрон надо рассматривать в виде поля вероятности. Оно ограничено в пространстве притяжением электронов к ядру. Область пространства вокруг ядра, в пределах которой встречается электрон, называется электронным облаком. Та часть (пространства) электронного облака, в пределах которой электрон встречается с вероятностью 90 %, называется атомной орбиталью или просто орбиталью.
Для энергетического описания электрона в атоме используют четыре квантовых числа:
1. Главное квантовое число n.Определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые численные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3…∞). Под значением n, равного ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома). Значение nсоответствует номеру периода. Поэтому практически n имеет значения от 1 до 7. Чем больше значение n, тем слабее электрон связан с ядром и больше его орбиталь. Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n2.
2. Орбитальное квантовое число ℓ. Определяет форму атомной орбитали. В многоэлектронных атомах происходит расщепление энергетических уровней на подуровни, т. е. электроны при одинаковом значении nразличаются значениями полной энергии Е. При данном значении nорбитальное квантовое число ℓ принимает значения от 0до (n – 1)целочисленные значения. Обычно численные значения ℓ принято обозначать буквами:
ℓ = 0 —s-подуровень; ℓ =1 —р-подуровень; ℓ =2 —d-подуровень; ℓ =3 — f-подуровень. Подуровни — s, р, d, f — различаются по энергии. В пределах данного уровня энергия подуровня увеличивается с ростом ℓ. Чем больше значение ℓ, тем большим запасом энергии обладает электрон. Для энергетической характеристики подуровня служат nи ℓ.
3. Магнитное квантовое число ml. Характеризует число орбиталей на данном подуровне. Принимает целочисленные значения от –ℓ до +ℓ , включая ноль: ml = –ℓ…0…+ℓ. Набор из трех квантовых чисел n, ℓ, mlописывает орбиталь. При ℓ = 0,для любого значения n — ml = 0.То есть на каждом уровне имеется одна s-орбиталь. При ℓ =1, mlимеет всего три значения — ml = –1; ml =0; ml =+1, значит, на р-подуровне будут три орбитали. В общем случае mlпринимает 2ℓ +1 значений.
4. Спиновое квантовое число ms.. Каждый электрон характеризуется также вращением вокруг собственной оси. Это вращение получило название спинового момента или спина. Ось вращения может располагаться в пространстве как угодно, но направлений вращения вокруг нее возможно только два — по часовой стрелке и наоборот. Электрон может иметь два значения спинового квантового числа: –½ и +½.
Атомные и ионные радиусы
С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определенных границ, поэтому установить его абсолютные размеры невозможно. В химической практике наиболее широко используются эффективные(т. е. проявляющие себя в действии) радиусыатомов, рассчитанные по межъядерным расстояниям в молекулах и кристаллах. Необходимо различать радиусы атомов в соединениях с ковалентной, металлической и ионной связями. Ковалентные и металлические радиусы по смыслу отвечают понятию «атомный радиус». Ковалентный радиус— это половина межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах простых веществ. Металлический радиустакже равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в кристаллической решетке металла. Эффективные радиусы, рассчитанные для кристаллов с преимущественно ионным типом связи, получили название ионных радиусов. Различают радиусы положительных ионов (катионов) и отрицательных ионов (анионов). Радиусы катионов всегда меньше атомных радиусов соответствующих элементов, а радиусы анионов больше атомных радиусов. Радиус атомов уменьшается в периодах слева направо с увеличением заряда ядер атомов. В группах с ростом заряда ядер радиусы атомов увеличиваются, причем в подгруппах А увеличение происходит в большей степени, чем в подгруппах В.Уменьшение радиуса атомов в ряду d- и f-элементов называется соответственно d- и f-сжатием, которое отражается на свойствах последующих элементов. Например, наблюдается d-сжатие у d-элементов от скандия (Sс) до цинка (Zn); f-сжатие — у f-элементов от церия (Сe) до лютеция (Lu). Радиусы атомов d-элементов шестого периода примерно равны радиусам атомов d-элементов пятого периода, поэтому d-элементы пятого и шестого периодов по свойствам очень похожи друг на друга.
Та минимальная энергия, которую надо затратить для отрыва одного электрона от атома с образованием положительного иона, называется энергией ионизации.Э → Э+ + ē
Энергия ионизации характеризует восстановительные свойства элемента. Чем меньше энергия ионизации ( I ), тем больше восстановительные свойства элемента. Энергия ионизации определяется электронным строением элементов и увеличивается в периоде слева направо. Наименьшее значение энергии ионизации имеют щелочные металлы, наибольшее— благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). С увеличением размера атома в группах сверху вниз уменьшается энергия ионизации для отрыва электрона от атома таб. 4 прил..
Сродство к электрону— это энергия, которая выделяется при захвате электрона, или энергия, которую надо затратить для присоединения электрона к нейтральному атому
Э + ē → Э-. Характеризует окислительные свойства элементов. Чем больше сродство к электрону, тем больше окислительные свойства. Сродство к электрону зависит от положения элемента в периодической системе. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера; наименьшие — элементы с электронной конфигурацией s2(He, Be, Mg, Zn), с полностью или наполовину заполненными р- подуровнями (Ne, Ar, Kr, N, P, As). Энергию ионизации и сродство к электрону количественно выражают или в килоджоулях на моль (кДж/моль), или в электронвальтах (эВ)
Электроотрицательность— это условная величина, которая характеризует способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны. Эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента и имеет условный характер. Однако, использование электроотрицательности полезно для объяснения типа химических связей и свойств соединений. Имеется несколько шкал значений электроотрицательности.
Л. Полинг (США) предложил пользоваться относительными значениями электроотрицательности (см. табл. 6 прил). Он ввел относительную шкалу электроотрицательности, приняв электроотрицательность фтора, равной четырем, а электроотрицательность лития, равной единице. В периоде с увеличением заряда относительная электроотрицательность в среднем увеличивается и усиливаются неметаллические свойства. По значению электроотрицательности можно провести условное деление элементов на металлы, неметаллы и амфотерные. Если электроотрицательность равна 2, то это амфотерный элемент; если электроотрицательность меньше 2, то это металл; если электроотрицательность больше 2, то это неметалл.
Основные положения.
1. Химическая связь образуется за счет возникновения общих электронных пар. Одинарная связь образована одной парой электронов; двойная связь образована двумя парами электронов. Необходимо иметь в виду, что образование электронных пар — это не причина образования химической связи, а условие ее образования. Причина образования химической связи — это ядерно-электронное взаимодействие.
Кратность связи по МВС определяется числом общих электронных пар.
2. В образовании общих электронных пар участвуют только электроны с антипараллельными спинами.
3. При образовании химической связи происходит перекрывание атомных орбиталей (АО) и в межъядерной области наблюдается увеличение электронной плотности.
4. Если электронные облака перекрываются по линии, соединяющей центры атомов, то это σ-связь, если вне линии — то это π-связь :
5. Единицей валентности в МВС служит общая электронная пара. Валентность элемента равна числу неспаренных электронов или числу общих электронных пар.
Донорно-акцепторная связь
Разновидностью ковалентной связи является так называемая донорно-акцепторная связь. Химическая связь, обусловленная парой электронов, принадлежащей до образования связи одному из атомов, называется донорно-акцепторной связью. Атом, поставляющий электронную пару, называется донором, а атом, к которому эта пара перемещается, - акцептором. Смещение электронной пары делает связь полярной. Донорно-акцепторную связь иногда называют также координационной связью. Примером донорно-акцепторной связи может служит образование иона аммония NH4+ из аммиака. Молекула аммиака NH3 имеет электронное строение:
H H
.. ½
H:N: или H-N:
.. ½
H H
В ней три электронные пары образуют связь N-H, а четвертая пара внешних электронов принадлежит только атому азота. Эта пара может дать связь с ионом водорода, в результате образуется ион аммония:
Ионнуюсвязь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи, когда пара образующих связь электронов полностью переходит к более электроотрицательному элементу.
Металлическая связь— связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Модель металлической связи показана на рисунке 2.
Рис.2. Модель кристаллической решетки металла
Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.
В твердом состоянии металлы отличаются от всех остальных веществ своими характерными свойствами - очень высокими теплопроводностью и электропроводностью, почти полной непрозрачностьюи высокой отражательной способностью по отношению к видимому свету благодаря так называемому металлическомублеску.
Лекция 2
Строение атома. Квантовые числа. Электронные конфигурации атомов.
Строение атома
Все вещества состоят из атомов. Понятие «атом» впервые сформулировал древнегреческий философ Демокрит (IV–III вв. до н.э.), который считал, что из мельчайших, неделимых частиц состоят все предметы окружающего нас мира. Слово атом происходит от древнегреческого «атомос» — неделимый. Представление о неделимости атома просуществовало более двух тысяч лет, до начала ХХ в. Открытие явления радиоактивности (А. Беккерель, 1896) и опыты Э. Резерфорда (1910) по рассеянию - частиц веществом говорили о сложном строении атома.
Опыты Э. Резерфорда позволили ему в 1911 г. предложить «планетарную» модель строения атома. По Резерфорду в центре атома находится положительно заряженная часть — ядро, а вокруг ядра вращаются электроны.
Но теория Э. Резерфорда не смогла объяснить, почему электрон, который движется вокруг ядра и непрерывно излучает энергию, не падает на ядро. В 1913 г. Н. Бор предложил свою модель строения атома. Согласно Н. Бору, электроны в атоме могут находиться в некоторых состояниях, в которых не происходит излучение энергии. Такие состояния были названы стационарными. Каждому стационарному состоянию соответствует определенное значение энергии, это значение называется энергетическим уровнем. При переходе с одного стационарного состояния в другое электрон поглощает или испускает порцию энергии в виде электромагнитного излучения. Такая порция энергии называется квантом. Энергия кванта определяется формулой:
Е = hν,
где ν — частота электромагнитного излучения, Гц;
h — постоянная Планка (h = 6,67·10–34 Дж·с).
В дальнейшем была разработана современная квантово-механическая модель строения атома, в основе которой лежат законы и положения квантовой механики. Квантовая механика — это раздел физики, которая изучает движение электронов, протонов, нейтронов и других частиц, обладающих ничтожной массой. Согласно квантово-механической модели, электрон при своем движении может находиться в любой точке объема атома, но с разной вероятностью. Таким образом, в атоме электрон надо рассматривать в виде поля вероятности. Оно ограничено в пространстве притяжением электронов к ядру. Область пространства вокруг ядра, в пределах которой встречается электрон, называется электронным облаком. Та часть (пространства) электронного облака, в пределах которой электрон встречается с вероятностью 90 %, называется атомной орбиталью или просто орбиталью.
Для энергетического описания электрона в атоме используют четыре квантовых числа:
1. Главное квантовое число n.Определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые численные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3…∞). Под значением n, равного ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома). Значение nсоответствует номеру периода. Поэтому практически n имеет значения от 1 до 7. Чем больше значение n, тем слабее электрон связан с ядром и больше его орбиталь. Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n2.
2. Орбитальное квантовое число ℓ. Определяет форму атомной орбитали. В многоэлектронных атомах происходит расщепление энергетических уровней на подуровни, т. е. электроны при одинаковом значении nразличаются значениями полной энергии Е. При данном значении nорбитальное квантовое число ℓ принимает значения от 0до (n – 1)целочисленные значения. Обычно численные значения ℓ принято обозначать буквами:
ℓ = 0 —s-подуровень; ℓ =1 —р-подуровень; ℓ =2 —d-подуровень; ℓ =3 — f-подуровень. Подуровни — s, р, d, f — различаются по энергии. В пределах данного уровня энергия подуровня увеличивается с ростом ℓ. Чем больше значение ℓ, тем большим запасом энергии обладает электрон. Для энергетической характеристики подуровня служат nи ℓ.
3. Магнитное квантовое число ml. Характеризует число орбиталей на данном подуровне. Принимает целочисленные значения от –ℓ до +ℓ , включая ноль: ml = –ℓ…0…+ℓ. Набор из трех квантовых чисел n, ℓ, mlописывает орбиталь. При ℓ = 0,для любого значения n — ml = 0.То есть на каждом уровне имеется одна s-орбиталь. При ℓ =1, mlимеет всего три значения — ml = –1; ml =0; ml =+1, значит, на р-подуровне будут три орбитали. В общем случае mlпринимает 2ℓ +1 значений.
4. Спиновое квантовое число ms.. Каждый электрон характеризуется также вращением вокруг собственной оси. Это вращение получило название спинового момента или спина. Ось вращения может располагаться в пространстве как угодно, но направлений вращения вокруг нее возможно только два — по часовой стрелке и наоборот. Электрон может иметь два значения спинового квантового числа: –½ и +½.