Модели атома. Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа, их физический смысл и допустимые значения. Максимальная емкость энергетических подуровней и уровней.

Модели атома:

1.Модель томсона- сливовый пудинг

2.планетарная модель резерфорда:

Недостатки по резерфорду:

1.не мог объяснить устойчивость атома

2.не мог объяснить происхождение спектров(линейчатый характер);

Современная квантово-механическая модель атома:

Шрединберг использовал уравнение, рассчитал энергетические характеристики частиц ( квантовые числа) n,l,m-орбиталь.

орбиталь- это область пространства, в которых нахождение электрона наиболее вероятна, т.е. когда электрон плотность достигает 90-95%.

Квантовые числа:

Главное квантовое число принимает значение n=1,2,3…7(соответствует периоду, в котором находится элемент). Общий запас энергии электрона на энергетическом уровне.

l- орбитальное квантовое число (побочное азимутальное). Описывает общий запас энергии электрона на энергетическом подуровне. Число подуровней равно номеру уровня.

l 0-(n-1) l=0 1 2 3…

s p d f…

l характеризует форму атомной орбитали

s-орбиталь имеют форму сферы

p-орбиталь форма 8.

d-орбиталь трехлистник.

Магнитное квантовое число, физический смысл показывает ориентацию облака в пространстве относительно цента земли. m=2l+1

Электронная ёмкость энергетического подуровня определяется числом атомных орбиталей в под­уров­не и, исходя из ёмкости каждой АО, численно равна 2(2l+1), а именно:

Энергетический подуровень...................................................................... s p d f

Число АО в подуровне (2l+1).................................................................... 1 3 5 7

Электронная ёмкость подуровня 2(2l+1)................................................. 2 6 10 14

Электронная ёмкость энергетического уровня определяется ёмкостью составляющих его энергети­ческих подуровней и численно равна 2n²,где n – значение главного квантовогочисла для электронов рассмат­риваемого энергетического уровня:

Порядок заполнения электронами энергетических подуровней и уровней. Принцип наименьшей энергии и два правила Клечковского. Принцип Паули. Правило Хунда. Электронные и электроно-графические формулы атомов и ионов. Валентные электроны. Нормальное и возбужденное состояния атома. Понятие о валентности.

Принцип наименьшей энергии и два правила клечковского:

1.электроны заполняют орбитали в порядке увеличения суммы 1s<2s<2p<3s<3p<…

2.при равенстве суммы заполнение идет в порядке увеличения квантового числа.

Принцип запрета Пауля:в атоме не может быть орбитали , у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковые.=>>

Правило Хунда: в пределах одного энергетического подуровня электроны заполняются максимально, чтобы максимальный спин атома был бы максимальный.

Электронные формулы- условные записи структуры энергетических подуровней и уровней атомов химических элементов с помощью системы квантовых чисел n,l,m.

Электронно-графические формулы- условные записи только валентных подуровней с помощью квантовых ячеек.

Валентные электроны

Элемент может повышать валентность переходя в возбужденное состояние. Возбужденное состояние всегда неустойчивое. Но распаривание электронов происходит в пределах одного энергетического уровня.

Валентность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

В химии валентными электронами называют электроны, находящиеся на внешней, или валентной, оболочке атома. Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановителя) в реакциях с другими элементами. И наоборот, чем больше валентных электронов содержится в атоме химического элемента, тем легче он приобретает электроны (проявляет свойства окислителя) в химических реакциях при прочих равных условиях. Полностью заполненные внешние электронные оболочки имеют инертные газы, которые проявляют минимальную химическую активность. Периодичность заполнения электронами внешней электронной оболочки определяет периодическое изменение химических свойств элементов в таблице Менделеева.

Количество валентных электронов (максимальная валентность) равно номеру группы в периодической таблице Менделеева, в которой находится химический элемент (кроме побочных подгрупп).

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Объясните принцип расположения элементов в Периодической системе с точки зрения строения их электронных оболочек. Семейства s-, p-, d- и f-элементов.

Периодический закон Менделеева:

Свойства простых веществ, а также свойства и формулы соединений элементов находятся в периодической зависимости от ядер их атомов.

В периодической системе электроны расположены строго в порядке возрастания зарядов их атомов.

Строение электронных оболочек атомов определяется в таблице менделеева 7 периодами- горизонтально 8 группами-вертикально, 2 группы главная и побочная.

Сущность периодического закона заключается в том, что энергетические подуровни и уровни емкостно ограничены, а также электронная конфигурация атомов периодически повторяется.

S семейство- элементы у которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень каждый период начинается двумя s-элементами.

Р-элемент, заполняется р подуровень.

d-семейства, находятся в побочных подгруппах.

Каждый период начинается двумя s-элементами и 6 p, в больших периодах находится по 10 d элементов.

F элементы: локтанойды и актиноиды.

Периодически изменяющиеся свойства элементов: радиусы атомов, энергия ионизации (потенциалы ионизации), энергия сродства к электрону, электроотрицательность. Изменение этих свойств атомов по подгруппам и периодам в периодической системе. Металлические и неметаллические свойства элементов и образуемых ими соединений.

Периодически изменяющиеся свойства элементов:

Радиусы атомов или ионов по главным подгруппам сверху вниз увеличиваются, т.к. растет число энергетических подуровней. Это приводит к удалению валентных электронов, а значит и ослаблению их связи с ядром.

По периоду слева на право радиусы уменьшаются т.к. усиливается кулоновское взаимодействие электронов с ядром (возрастает положительный заряд, а значит возрастает отрицательные электроны)

Энергия ионизации- это та энергия, которую нужно затратить чтобы оторвать электрон от нейтрального атома , следовательно по главной подгруппе энергия ионизации уменьшается, а активность элементов(способность отдавать электроны) увеличивается.

По периоду энергия ионизации возрастает, но по периоду она изменяется немонотонно. Такая не монотонность связана с тем, что наполовину или полностью заполненные электроны стабильнее. В побочных подуровнях ионизация радиусов атомов более сложна(вторичная периодичность).

Y-потенциал ионизации( напряжение чтобы оторвать электрон).

Энергия сродства к электрону- это та энергия , которая выделяется при присоединение электрона к нейтральному атому.