Тема 5. Реакционная способность веществ

Строение атома. Квантово-механическая модель атома. Принцип Паули, правило Хунда. Строение многоэлектронных атомов. Периодическая система Д.И. Менделеева и изменение свойств элементов и их соединений.

Атом на протяжении долгого времени считался неделимым, однако в конце 18

века ряд ученых высказали предположение о сложном строении атома.

Только в конце IX века были сделаны исторические открытия,

подтверждающие сложность строения атома:

В числе открытий следует назвать:

1) Открытие периодического закона и создание периодической системы

элементов (Д.И. Менделеев, 1869г.).

2)Открытие электрона Д.Д. Томсоном при исследовании катодных лучей в разрядной трубке (1897г.).
Квантовые числа.

Поведение электрона в атоме описывается набором значений четырех

квантовых чисел.

1) Главное квантовое число n

Определяет удаленностью атомной орбитали от ядра или общую энергию

электронов на данном уровне.

n - положительное целое число от 1,2,3... до ∞ (пока до 7)

Физический смысл: n - соответствует номеру периода. Уровень в атоме.

2) Орбитальное квантовое число e

Определяет форму электронного облака, зависит от n - главного квантового

числа. Принимает значение – от 0 до (n-1). Принято обозначать e = 0,1,2,3,4 буквами s,p,d,f соответственно.

Согласно теоретическим данным s-орбитали имеют форму шара.

модель s- электронного облака

р- орбитали - форму гантелей (возможны 3 ориентации облака m_е= -1 0 +1. Оси трех соответствующих гантелеобразных орбиталей направлены под углом 90° друг к другу.

d- и f- электронные облака имеют более сложные формы;

Физический смысл - указывает на число подуровней в энергетическом уровне.

3) Магнитное квантовое число m_e - магнитный момент всех электронов,
принимает целочисленные значения от - e до +e. Характеризует разрешенные
ориентации электронного облака в пространстве.

Для s подуровней – одна АО для p – три АО

Для d- пять АО для f – семь АО

Физический смысл - число орбиталей.

Три первых квантовых числа имеют строго определенные значения.

4) Спиновое квантовое число m_s - собственный магнитный момент

электрона.

Электрон обладает еще одним видом движения - движением вокруг своей оси, называемым спином. m_s принимает 2 значения ±1/2 (вращается по часовой стрелке и против нее).

Основные положения распределения электроновв атоме.

1) Правило Паули (швейцарский физик 1925 г)

В атоме не могут быть даже двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Два электрона должны отличаться, по крайней мере, значениями одного квантового числа.

Для Не два электрона имеют следующие значения квантовых чисел.
Для первого электрона n = 1 l = 0 m_е = 0 m_s +

Для второго электрона n = 1 l = 0 m_е = 0 m_s -

Правило Паули показывает, что на каждой атомной орбитали (АО) не может быть больше двух электронов:

Два электрона, находящиеся на одной орбитали, называются спаренными.

2)Принцип наименьшей энергии

В атоме каждый электрон стремится занять положение, соответствующее минимальному значению энергии, что отвечает наибольшей связи его с ядром. Поэтому электрон не будет занимать выше лежащий уровень, если в нижележащем есть место.

рис. 6.1 Примерная схема относительного расположения энергетических подуровней в многоэлектронных атомах

таблица 6.1 Квантовые числа в оболочках с n от 1 до 4

Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней идет в следующей последовательности ( рис. 6.1, табл. 6.1).

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d¹⁰7p⁶

Правило Гунда(устанавливает порядок заполнения на подуровне).

Электроны в пределах подуровня располагаются так, чтобы суммарное спиновое число было максимальным.

Следовательно, электроны в пределах подуровня располагаются каждый в отдельной ячейке в виде не спаренных электронов, и только после того, когда каждая ячейка в пределах подуровня будет занята электроном, электроны с противоположным спином спариваются.

Расположение трех электронов на p - подуровне

Расположение четырех электронов на p – подуровне

Электронные формулы.

Порядковый номер элемента соответствует заряду ядра. – Закон Мозли 1925г.

Ti²² 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s² 4s²3d²

Ge³² 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p² 4s²4p²

В краткую электронную форму входят электроны внешнего и незаполненного предвнешнего.

Из общего правила расположения электронов по энергетическим уровням исключение составляют атомы порядковым номером: 24,29,47,79,78,41,42,46.

Cr²⁴ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴

3d⁴4s² 3d¹⁰4s¹

Cu²⁹ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹

3d⁹4s² 3d¹⁰4s¹

Такие атомы называются атомами с аномальной структурой.

Атомы со структурой, близкой к d⁵, d¹⁰, f⁷, f¹⁴ склонны проявлять аномальное строение, которое заключается в провале электронов с внешнего уровня на предвнешний. Атомы, с наполовину заполненными и полностью заполненными d- и f- подуровнями, считаются устойчивыми.

Валентность.

Под валентностью понимают свойство атомов данного элемента образовывать химические связи с атомами других элементов.

Валентность элемента определяется числом неспаренных электронов внешнего уровня и незаполненного предвнешнего подуровня в основном и возбужденном состоянии. Например:

С 1s²2s²2p²

валентность = 2

Невозбужденное состояние атома с максимальным количеством спаренных электронов называется основным состоянием.

Возбужденное состояние – это переход электронов из спаренного состояния в распаренное в пределах только внешнего энергетического уровня, при условии, что в этом же уровне имеются свободные орбитали. Запрещены переходы с одного уровня на другой (с 3s 4s, с 3d 4s).

S¹⁶ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ вал = 2

S* 3s²3p³3d¹ вал = 4

S** 3s¹3p³3d² вал = 6

Ni²⁸ ₀ 3d⁸4s²

Ni* 3d⁸4s¹4p¹