Строение атома. Периодический закон Д.И. Менделеева
Теоретическая часть
Атом − наименьшая частица химического элемента − носитель всех его химических свойств. Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена вся масса атома, и электронной оболочки. | |||||||
Состав атома | Ядро составляет основу атома и состоит из протонов (р) и нейтронов (n). | ||||||
Характеристика элементарных частиц, входящих в состав атома | Протон − элементарная частица с относительной массой, принятой за 1 а.е.м. (атомную единицу массы), и зарядом +1. | Нейтрон − элементарная частица, с относительной массой, равной также 1 а.е.м., но не имеющая заряда. | Электрон (е-) − микрочастица с относительной массой 1/1837 а.е.м. и отрицательным зарядом (-1). | ||||
Область пространства вокруг ядра, пребывание электрона в котором наиболее вероятно, называется атомной орбиталью (А.О.). Устойчивое состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя параметрами, получившими название квантовых чисел (n, l, ml, ms). | |||||||
Характеристика квантовых чисел | Главное квантовое число (n) − соответствует номеру энергетического уровня, на котором находится электрон и определяет размер А.О. Главное квантовое число (n) может принимать значения 1, 2, 3, 4, 5 и т.д., что соответствует энергии электрона, находящегося на А.O. первого, второго, третьего и т.д. энергетического уровня. Чем выше значение n, тем дальше электрон находится от ядра и тем больше его энергия. | Орбитальное квантовое число (l) − характеризует энергетическое состояние А.O. в пределах одного уровня и определяет форму атомной орбитали. Каждому значению l соответствует определенная форма А.O. и буквенное обозначение: s-, p-, d- и f -атомные орбитали. Причем энергия А.O. в пределах уровня возрастает от s- к f-oрбиталям. | Магнитное квантовое число (ml) − определяет ориентацию А.О. в пространстве. Количество значений магнитного числа для орбиталей одного вида соответствует количеству данных А.О. на энергетическом уровне. Магнитные квантовые числа (ml) для А.О. определенного вида зависят от орбитального числа l и могут принимать значения от - l до + l, включая 0, т.е. всего (2 l + 1) значение. | Спиновое квантовое число (ms) − указывает на вращение электрона вокруг своей оси и принимает два значения: +l/2 и –1/2. | |||
Правила заполнения А.O. электронами: | |||||||
Принцип минимальной энергии | принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, характеризующихся одинаковым набором квантовых чисел. | правило Гунда: при заполнении электронами одинаковых по энергии атомных орбиталей абсолютное значение суммарного спина должно быть максимальным. | правило Клечковского: энергия атомных орбиталей возрастает с увеличением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при одинаковых значениях этой суммы − в порядке возрастания главного квантового числа. | ||||
Количество протонов в ядре соответствует заряду ядра и численно совпадает с номером элемента в периодической системе элементов.
Сумма числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в атоме, называется массовым числом атома.
Ядра всех атомов данного элемента имеют одинаковый заряд, т.е. содержат одно и то же число протонов; число нейтронов может быть различным. Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разными массовыми числами, называются изотопами (например, 3517Cl и 3717Cl).
При химических процессах ядра атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, не изменяется. Изменения претерпевают только электронные оболочки. Химическая энергия, таким образом, связана с энергией электрона. Электрону, как и любому микрообъекту, присуща двойственная корпускулярно-волновая природа.
а) б) в) Итак, согласно вышеизложенным правилам, в пределах энергетического уровня на одной s-орбитали максимально могут располагаться 2 электрона, на трех p-орбиталях − 6 электронов, на пяти d-орбиталях − 10 электронов, на семи f-орбиталях − 14 электронов. Порядок же заполнения электронами энергетических уровней и подуровней будет следующим:
1s 2s 2р 3s Зр 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s (5d1-2) 4f 5d 6p 7s (6d1-2) 5f 6d 7р.
Периодический закон Д.И. Менделеева: свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.
Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп. | ||||||||
Период - горизонтальный ряд элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего энергетического уровня. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns2 np6). | Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. | |||||||
Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np-подуровнях. | Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns-подуровне и внутреннем (n-1)d- подуровне (или (n-2)f- подуровне). | |||||||
s-элементы (элементы главной подгруппы I и II групп) | p-элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп) | d-элементы (элементы побочных подгрупп) | f-элементы (лантаноиды, актиноиды) | |||||
Изменение свойств | В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. | |||||||
Атомный радиус | ||||||||
слева направо уменьшается | сверху вниз возрастает | |||||||
Энергия ионизации - количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома | ||||||||
возрастает | уменьшается | |||||||
сродство к электрону - энергетический эффект процесса присоединения электрона к нейтральному атому | ||||||||
электроотрицатель ность арифметическая полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону. | ||||||||
увеличивается | уменьшается. | |||||||
Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. | ||||||||
поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико | значительное ослабление металлических свойств | |||||||
3.2. Задачи для самостоятельного решения
1. Опишите свойства химического элемента (период, группа, подгруппа, электронное семейство, металл, неметалл, окислитель, восстановитель, возможные степени окисления, характер оксидов и гидроксидов), электронная формула атома которого имеет окончание: а) ...5s2; б) ...4s24p5; в) ...3d14s2.
2. Составьте электронную и электронно-графическую формулу: а) атома кобальта и иона Co2+; б) атома серы и иона S2−.
3. Определите квантовые числа для последнего электрона, заполняющего атомные орбитали элементов №№ 22, 48, 35, 42.
4. Сколько вакантных 3d-орбиталей имеют возбужденные атомы хлора, ванадия и марганца?
5. Какие элементы могут проявлять отрицательную степень окисления: а) ...5s25p2; б) …3d54s2; в) …4s24p4; г) ...3s23p2? ? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
6. Какое из перечисленных оснований является самым сильным: Be(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2? Почему?
7. Как изменяются кислотные и окислительно-восстановительные свойства в ряду HOCl - HOBr – HОI?
8. У какого атома, строение энергетических уровней которых:
1) ...3s23p2, 2) ... 3s23p4, 3) ... 3s23p6, 4) ... 3s2, сильнее выражены неметаллические свойства? Ответьте, исходя из полных электронных формул атомов элементов.
9. Исходя из положения хлора, вольфрама и теллура в периодической системе, составьте формулы следующих соединений: хлорной кислоты, теллуроводорода и оксида вольфрама, отвечающего его высшей степени окисления.
10. В каком ряду расположены только изотопы:
1) 39К, 40К, 40Са;
2) 41К, 41Са, 41Аr;
3) 40Аr,40К,40Са;
4) 39К,40К,41К? Ответ обоснуйте.