Электрон и его двойственная природа. Квантовомеханическая модель атома. Характеристика энергетического состояния электрона системой квантовых чисел.

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое.

Главное квантовое число n определяет энергию электрона на уровне и размеры электронных орбиталей. Принимает значения 1,2,3,4,5,6,7 и определяет энергетический уровень электрона в атоме.

Орбитальное (побочное) квантовое число l указывает на энергию электрона на подуровне и форму электронного облака. Принимает значения 0 1 2 3 (соответствующие энергетические подуровни обозначаются буквами s p d f).

Рассмотрим, какие значения принимают главное и орбитальное квантовые числа на первых энергетических уровнях:

n = 1, l = 0 1s-подуровень

n = 2, l = 0,1 2s-, 2p-подуровни

n = 3, l = 0,1,2 3s-, 3p-, 3d-подуровни

n = 4, l = 0,1,2,3 4s-, 4p-, 4d-, 4f-подуровни

Важно отметить, что возрастание значения l сопровождается увеличением энергии подуровня.

Магнитное квантовое число m l характеризует ориентацию орбитали в пространстве и определяет число орбиталей на каждом подуровне. Оно связано с орбитальным числом l и принимает все целые значения от –l до 0 и далее до +l.

s-подуровень: l = 0, m = 0;

p-подуровень: l = 1, m = -1,0,1;

d-подуровень: l = 2, m = -2,-1,0,1,2;

f-подуровень: l = 3, m = -3,-2,-1,0,1,2,3.

Электронная орбиталь – поверхность равной электронной плотности, в пределах которой сосредоточено 95 % заряда электрона, находящегося на данном электронном подуровне. Каждая электронная орбиталь характеризуется конкретным набором значений n, l, ml. На схеме она обозначается ячейкой (квадратом).

Спиновое квантовое число m s указывает направление вращения электрона вокруг собственной оси. Принимает два значения +1/2 и -1/2.

Считается, что ms = +1/2, если электрон вращается по часовой стрелке, ms = -1/2, если он вращается против часовой стрелки. На схеме эти значения обозначаются стрелками, направленными вверх и вниз.

Принцип заполнения атомных орбиталей электронами: принцип Паули; правило Гунда; правило Клечковского. Электронные формулы.

Принцип минимальной энергии: в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (справедлив для основных состояний атомов).

Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Следствие: на одной орбитали может быть только 2 электрона с противоположными спинами.

Правило Гунда (Хунда): При заполнении электронами атомных орбиталей одного и того же подуровня спиновое квантовое число должно быть максимальным.

Правило Клечковского: Заполнение подуровней происходит в последовательности увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел (n+l), причем при одинаковых значениях суммы (n+l) заполнение подуровней идет в направлении увеличения n.

В соответствии с этим правилом порядок заполнения электронных уровней и подуровней следующий:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d <

6p < 7s < 5f < 6d < 7p

Состав ядра атома. Протонно-нейтронная теория строения ядра атома. Изотопы.Радиоактивные изотопы, их использование в анализе и биологии.

Строение и превращения атомного ядра. Главными составляющими ядро частицами являются протоны и нейтроны. Сумма протонов и нейтронов называется массовым числом атома. Оно близко по величине массе ядра элемента, которая ниже его на величину, называемую дефектом массы. Эта величина эквивалентна энергии, выделенной при образовании ядра атома, т.е. определяется энергией связи частиц в ядре.

Число протонов в атомном ядре определяет величину положительного заряда ядра. Оно равно порядковому номеру элемента в Периодической системе.

 Число нейтронов в атомном ядре равно разности между относительной атомной массой элемента и его порядковым номером в Периодической системе.

Атомы одного элемента, имеющие одинаковое число протонов,

но разное число нейтронов, называются изотопами. Например, изотопы

водорода: 1Н – протий, 2Н – дейтерий, 3Н – тритий.

Они близки по химическим свойствам. При этом изотопы,

имеющие соотношение нейтронов и протонов, не соответствующее

равновесному состоянию ядер, неустойчивы, т.е. способны к

радиоактивному распаду. Так, например, тритий является

радиоактивным.

Радиоактивность – самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного элемента в изотоп другого с выделением энергии (гамма-излучение) и испусканием элементарных частиц: положительно заряженных ядер гелия (альфа-частиц) и электронов

(бета-частиц).

Радиоактивные атомы, отсутствующие в природе («метки»), входят в состав меченых соединений, с помощью которых исследуют обмен веществ в растительных и животных организмах.

Время, за которое распадается половина всего количества изотопа, называется периодом полураспада.

Атомы различных элементов, имеющие одинаковые массовые числа, но различное число протонов и нейтронов, называются изобарами (например, 4019K, 40 18Ar, 40 20Ca).

Атомы различных элементов, имеющие одинаковое число нейтронов, но различное число протонов и массовое число, называются изотонами (например, 14 6C, 15 7N, 16 8O).

Значение теории строения атома в химии и био огии:

1. Необходима при изучении периодического закона,

химической связи и свойств веществ.

2. Необходима для разработки меченых соединений.

Современная формулировка периодического закона Д.И.Менделеева. Периодическая система химических элементов. Период, группа, подгруппа (главная и побочная). Их физический смысл. S-, p-, d-, f-элементы, их расположение в таблице.

Учение о строении атома объяснило физический смыслпериодического закона. На базе современных представленийпериодический закон формулируется так: свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятсяв периодической завиимости от заряда ядра атома.

Порядковый номер элемента равен заряду ядра и общему числу электронов.

Периодическая система химических элементов являетсяграфическим выражением периодического закона. Существует многовариантов таблиц. Наиболее широкое распространение получил короткопериодный вариант. Основной структурной единицей системы элементов является период. Период - горизонтальный ряд таблицы, представляющий собой совокупность химических элементов, который начинается s-элементами и заканчивается p-элементами. Всего 7 периодов: 1,2,3 – малые, 4,5,6,7 – большие. В первом периоде 2 элемента, во втором и третьем – по 8, четвертом и пятом – 18, шестом – 32, седьмой – незаконченный. Номер периода определяет число энергетических уровней.

Совокупность элементов, имеющая одинаковое число валентных электронов, называется группой. Их восемь. Каждая группа делится на подгруппы – вертикальные столбцы, содержащие элементы со сходными свойствами. Главная включает элементы, начиная с малых периодов, побочная – с больших.

Номер группы показывает число валентных электронов. Валентные

электроны у элементов главных подгрупп располагаются на последнем уровне, а у элементов побочных подгрупп валентные электроны располагаются на предпоследнем и последнем уровнях.

Деление на s-, p-, d- и f-элементы вызвано электронным строением атомов в зависимости от того, какой подуровень последний заполняется электронами. Каждый период начинается двумя s- элементами и заканчивается шестью p-элементами (начиная со второго периода). В больших периодах между s- и p- элементами располагаются d-элементы. Лантаноиды и актиноиды относятся к f-элементам и вынесены в отдельную подтаблицу.

Периодическая система химических элементов отражает периодический закон и строение атомов. Возрастание порядкового номера элемента (заряда ядра атома) приводит к периодическому повторению строения электронных оболочек и периодическому повторению химических свойств элементов. В этом заключается физический смысл периодического закона.