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.

Наши рекомендации