Глава 2. Строение атома. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева

Изучив тему, вы должны:

- иметь представление о строении атома и корпускулярно – волновой природе электрона;

- знать квантовые числа и принципы заполнения электронами атомных орбиталей;

- знать периодический закон Д.И. Менделеева, принципы построения периодической системы элементов; написание электронных формул атомов элементов;

- уметь прогнозировать химические свойства элементов, исходя из их положения в периодической системе и электронных формул соответствующих атомов.

- знать основные характеристики атомов элементов и изменение этих величин по группам и периодам периодической системы.

Свойства элемента и его соединений зависят от электронного строения атома. Электрон- это частица микромира, подчиняющаяся законам квантовой механики. Основные положения квантовой механики, заложенные в основу электронного строения атома:

1. Электрон имеет корпускулярно-волновую природу. Это значит, что он одновременно обладает свойствами и частицы (имеет заряд, массу), и волны (способен к огибанию препятствий – дифракции, характеризуется длиной волны, частотой колебаний).

2. Местоположение электрона в пространстве точно определить не возможно. Определяют область пространства (орбиталь), в которой может находиться электрон.

3. Энергия каждого электрона в атоме квантована (строго определена). Определенному набору квантовых чисел соответствует конкретная функция j (х, у, z) в виде определенного распределения, которое называется электронная орбиталь и конкретная величина полной энергии данной орбитали.

Таким образом, исходя из законов квантовой механики, энергию и строение каждого электрона в атоме можно описать с помощью четырех квантовых чисел:

1. Главное квантовое число (n). Определяет энергию электрона на энергетическом уровне n = 1, 2, 3,…7 (соответствует номеру периода).

2. Орбитальное квантовое число (l) определяет энергию элетронной орбитали или подуровня: E_l = 0, 1, 2, 3 ..n -1 Энергетический уровень расщепляется на подуровни, которые отличаются друг от друга энергией связи с ядром, а также формой электронного облака: l = s, p, d, f .

s - шар, p - гантель, d - лепестковая форма, f - сложная форма

E_l – энергия электронного облака: Е_s = 0, Е_p = 1, Е_d =2, Е_f= 3.

3. Магнитное квантовое число (m) определяет число пространственных ориентаций электронных облаков относительно ядра:

m = -l; 0; +l . Если l = 0 (s), то m = 0, (одна пространственная ориентация s-орбитали - ”). Если l = 1 (p), то m = -1; 0; +1 (три пространственные ориентации p-орбитали – ”””). Если l = 2(d), то m = -2, -1; 0; +1, +2 ( пять пространственных ориентаций d-орбитали – ”””””). Если l = 3(f), то m = -3, -2, -1; 0; +1, +2, +3 (семь пространственных ориентаций f-орбитали – ”””””””).

4. Спиновое квантовое число (s): s = +1/2; -1/2 (условная единица энергии). Шведский физик В. Паули установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипаралельные) спины (spin - вращаться). Это свойство можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемой оси: «+»–по часовой стрелке или «-» - против часовой стрелки.

Таблица 7

Размещение электронов по энергетическим уровням

Примечание: в таблице указано максимально возможное количество электронов на энергетическом уровне.

Электронная формула

Электроны заполняют орбитали атома в порядке увеличения энергии. Чем ближе к ядру находится орбиталь (энергетический уровень с меньшим номером), тем сильнее электрон притягивается к ядру, тем выгоднее для него такое расположение.

Например, порядковый номер атома углерода равен шести, это означает, что заряд ядра +6, количество электронов также равно шести. Данные электроны располагаются на двух энергетических уровнях (номер периода). Первый энергетический уровень атома углерода полностью заполнен: на единственной орбитали находятся два электрона с противоположными спинами (1s² ) (см. табл. 7). Оставшиеся четыре электрона занимают второй энергетический уровень, причем два находятся на более предпочтительной для них s орбитали и два на p орбиталях (2s²2p²).

Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням подчиняются:

1. Принципу Паули

2. Правилу Клечковского

3. Правилу Хунда.

Принцип Паули. В 1925 году П. Паули постулировал принцип, согласно которому в атоме не может быть двух электронов, обладающих абсолютно одинаковым набором квантовых чисел: n, l, m, s. Отсюда следует, что на каждой орбитали не может быть более двух электронов, причем они должны иметь противоположные спины, т.е. допускается заполнение­¯ и не допускается заполнение ­­ и ¯¯.

Правило В. Клечковского.Увеличение энергии и соответственно заполнение орбитали происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l, а при равной сумме n + l в порядке возрастания числа n.

Например, Са⁺²⁰ ) ) ) ) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d

последовательность энергетических подуровней

если s = 0, p = 1, d = 2

Следовательно, заполнение электронами уровней и подуровней происходит в порядке возрастания суммы n и l : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁰ 4s²

Исключение составляют некоторые d и f элементы, у которых наблюдается так называемый провал (провал электрона с s подуровня на предвнешний d или f). Например, Cu, Ag, Cr, Pd, Pt.

Правило Хунда.Заполнение орбиталей p, d, f подуровней в нормальном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали подуровня, заполняются орбитали вторыми электронми с противоположными спинами. Например, электронная структура атома азота имеет следующее строение 1s¯­2s¯­2p­ ­ ­

Свойства элементов зависят от электронной конфигурации валентных электронов. Валентные электроны, как правило, находятся на внешнем энергетическом уровне (номер периода), количество валентных электронов можно определить по номеру группы (за исключением d элементов VIII группы). Например, атом азота имеет пять валентных электронов (V группа), которые располагаются на втором энергетическом уровне (элемент находится во втором периоде).

Все элементы ПСЭ по строению валентных электронов можно разделить на s-, p-, d-, f- элементы иначе их называют семействами:

s-элементы находятся в I, II группах (главные подгруппы)

p-элементы находятся в III-VIII группах (главные подгруппы)

d-элементы находятся в I-VIII группах (побочные подгруппы)

f-элементы относят к лантаноидам и актиноидам.

Все элементы семейства имеют сходное строение:

s-элементы в невозбужденном состоянии имеют валентные электроны только на s- подуровне.

p-элементы в невозбужденном состоянии имеют валентные электроны на внешнем s и p- подуровнях .

d-элементы в невозбужденном состоянии имеют валентные электроны на внешнем s и предвнешнем d- подуровнях .

Сходная электронная конфигурация элементов семейства обеспечивает сходство химических свойств элементов данного семейства.