Строение атома. Периодический закон

СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

Открытие периодического закона. Структура периодической системы

Периодический закон был открыт в 1869 г. Открытие периодического закона дало Менделееву основу для системы классификации химических элементов – периодической системы (п. с.).

В настоящее время известно 109 химических элементов. Последние элементы получены в количестве всего нескольких атомов и практического значения не имеют. Тем не менее, п. с. может быть расширена и дальше.

Свойства элементов, а также свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Периодическая система состоит из семи периодов, расположенных в таблице горизонтально, и восьми групп, расположенных вертикально.

Период – это горизонтальный ряд элементов, начинающийся (за исключением 1-го периода) щелочным металлом и заканчивающийся инертным (благородным) газом.

1-й период содержит 2 элемента, 2-й и трети1 периоды – по 8 элементов. Первый, второй и третий периоды называются малыми (короткими) периодами. 4-й и 5-й периоды содержат по 18 элементов, 6-й период – 32 элемента, 7-й период содержит элементы с 87 и далее, вплоть до последнего из известных на настоящее время элементов – 109-го. Четвертый, пятый, шестой и седьмой периоды называются большими (длинными) периодами.

Каждая группа п. с. состоит из двух подгрупп: главной подгруппы (А) и побочной подгруппы (В).

Свойства простых веществ и соединений элементов изменяются монотонно в каждом периоде и скачкообразно на границах периодов.

В периодах слева направо неметаллические свойства элементов монотонно усиливаются, а металлические – ослабевают. Например, Li – активный металл, Be – металл, образующий амфотерный оксид и, соответственно амфотерный гидроксид, D, C, N, O – типичные неметаллы, F – самый активный неметалл, Ne - инертный газ.

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – ослабевают. Например в подгруппе IVА: C, Si – неметаллы, Ge, Sn, Pb – металлы, причем Pb и Sn – более типичные металлы, чем Ge.

2. Строение ядра атома

Заряд ядра атома главная характеристика химического элемента. Химический элемент – это множество атомов с одинаковым зарядом ядра.

Характеристика частиц в составе атома

Частица	Символ	Заряд	Масса
Кл	Относительная единица	кг	А. е.м.
Протон		1,6.10-19	+1	1,7.10-27	1
Нейтрон		0	0	1,7.10-27	1
Электрон		1,6.10-19	-1	9,1.10-31	1/1840

Массовое число атома (А) равно сумме числа протонов N(p) и числа нейтронов N(n) в ядре атома:

А = N(p) + N(n)

Массовое число – это наиболее близкое к относительной атомной массе целое число, т. е. А ≈ Аr. Число протонов в ядре атома равно заряду ядра, а следовательно, порядковому номеру элемента в п. с.:

N(p) =Z

Число нейтронов можно найти из разности

N(n) = A – N(p) = A  Z

Итак, порядковый номер элемента в п. с. указывает заряд ядра атома, число протонов в ядре и число электронов в атоме.

Природные химические элементы существуют в виде смеси изотопов.

Изотопами называются атомы одного элемента, которые имеют одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа.

3. Состояние электрона в атоме. Квантовые числа

Квантово-механическая теория содержит два основных положения.

Электрон имеет двойствественную природу. Он облает свойствами и частицы, и волны одновременно. Как частица электрон имеет массу и заряд, но движение электронов – это волновой процесс. Например, электронам свойственно явление дифракции (поток электронов огибает препятствие). Положение электрона в атоме неопределенно. Это значит, что невозможно одновременно точно определить и скорость электрона, и его координаты в пространстве.

Гипотеза о наличии у электрона волновых свойств была выдвинута в 1924 г. Луи де Бройлем. Количественно корпускулярно-волновой дуализм электрона и других элементарных частиц описывается уравнением де Бройля:

где h – постоянная Планка, m – масса электрона, v – его скорость, p – импульс электрона.

Движение электрона подчиняется принципу неопределенности Гейзенберга, согласно которому невозможно одновременно измерить сколь угодно точно такие, например, пары независимых величин, как импульс и координату частицы, или время и её энергию. Принцип неопределенности можно выразить следующим образом:

где px, py и pz – проекция импульса электрона на соответствующие оси.

Для описания свойств электрона используется волновая функция – ψ. Квадрат её модуля |ψ|2 пропорционален вероятности обнаружения электрона в данной точке пространства в указанное время.

1

Рисунок 1. Электронное облако атома водорода

Для химической характеристики элемента, определяемой состоянием электронов в электронной оболочке его атома, а также для выяснения связей, которые атом данного элемента может образовывать с другими атомами, важно знать: энергию электрона в атоме (точнее энергию системы, состоящей из этого электрона, других электронов и ядра) и форму, образуемого данным электроном электронного облака.

По энергии электроны в атоме распределяются по энергетическим уровням и подуровням. Состояние электрона в атоме характеризуется набором четырех квантовых чисел.

1.  Главное квантовое число (n) - характеризует энергетический уровень и определяет размер электронного облака, т. е. среднее расстояние от электрона до ядра. Главное квантовое число принимает только целочисленные значения: 1, 2, 3, 4, … n. Чем больше n, тем выше энергия электрона.

2.  Орбитальное или побочное квантовое число (l) – характеризует энергетический подуровень и определяет форму электронного облака. Орбитальное или побочное квантовое число принимает целочисленные значения от 0 до (n-1). Значения l обычно обозначаются буквами:

l = 0 1 2 3

s p d f Пример:

При n = 1 l = 0

n = 2 l = 0, 1

n = 3 l = 0, 1, 2

n = 4 l = 0, 1, 2, 3

Энергия электронов на разных подуровнях одного уровня изменяется в зависимости от l следующим образом: каждому значению l соответствует определенная форма электронного облака:

2

s – сфера, p – гантель (объемная восьмерка), d – объемная четырехлепестковая розетка или более сложная форма.

3.  Магнитное квантовое число (ml) – характеризует ориентацию электронного облака в магнитном поле, принимает целочисленные значения от –l до l.

ml = -l, … 0 … l (всего 2l+1 значений).

4.  Спиновое квантовое число (ms, s) характеризует собственный момент количества движения электрона (спин). Может принимать два значения: .

Принято следующее графическое изображение орбиталей в подуровнях s, p, d и f.

f

d

p

S

На рисунке 2. представлена схема, отражающая число, форму и положение в пространстве электронных орбиталей первых четырех электронных слоев отдельного атома.

3

Рисунок 2. Форма и размер электронных орбиталей атомов элементов

Два электрона, имеющие противоположные спины и находящиеся на одной орбитали называются спаренными. Один электрон на орбитали является неспаренным.

Заполнение электронами уровней, подуровней и орбиталей в электронной оболочке атома определяется следующими закономерностями.

Принцип минимума энергии: в устойчивом состоянии электроны находятся на наиболее низких уровнях и подуровнях. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. На одной орбитали не может быть более двух электронов, и различаться они будут значением четвертого, спинового числа. Правило Хунда: при формировании электронных подуровней электроны заполняют максимальное число свободных орбиталей так, чтобы число неспаренных электронов было наибольшим. Правила Клечковского:

Увеличение энергии электронных подуровней идет в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l). В случае равенства суммы увеличение энергии подуровней идет в порядке увеличения главного квантового числа.

Таким образом, порядок заполнения орбиталей таков:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p…

4. Электронные формулы атомов и ионов

Число электронов в атоме определяется порядковым номером элемента в периодической системе.

Используя правила размещения электронов в атоме, для атома Al имеем:

Al (13 e) 1s22s22p63s23p3

		3p

3s

Для атома Fe имеем:

Fe(26)

1s22s22p63s23p64s23d6

					4s

3d

Исключения – «проскок электрона»

Cr, Mo, W – конфигурация ns1(n-1)d5

					ns

(n-1)d

Cu, Ag, Au: ns1(n-1)d10

					ns

(n-1)d

В отрицательно заряженном ионе число электронов увеличивается на величину заряда:

S2- (16+2e) 1s22s22p63s23p6

		3p

3s

В положительно заряженном ионе число электронов уменьшается на величину заряда:

Al3+ (13 -3e) 1s22s22p63s23p0

		3p

3s

Для иона Fe2+ имеем:

Fe2+(26-2е)

1s22s22p63s23p64s03d6

					4s

3d

5.  Энергетические характеристики атома. Электроотрицательность

Атомы могут терять электроны, превращаясь в положительнозаряженные ионы, например:

Na0 – e - Na+ (ион натрия)

Al0 – 3e - Al3+ (ион алюминия)

Энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома, называется энергией ионизации (I, кДж/моль) или потенциалом ионизации (I, эВ).

Атомы металлов на внешнем уровне обычно имеют один или два электрона (Al – 3 электрона, Pb, Ge, и Sn – 4 электрона). Внешние электроны в атомах металлов слабо связаны с ядром и имеют низкие энергии ионизации. Вследствие этого атомы металлов легко теряют внешние электроны и превращаются в положительные ионы. Наименьшие значения энергии ионизации имеют металлы главных подгрупп I и II групп.

Атомы неметаллов могут не только терять, но и присоединять электроны с образованием отрицательных ионов, например:

Cl0 + e - Cl -

Энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому неметалла, называется энергией сродства к электрону (Е, кДж/моль, эВ).

Таким образом, металлы могут только отдавать электроны, а неметаллы – и отдавать и присоединять электроны. Поэтому металлы проявляют только положительные степени окисления, а неметаллы – и положительные, и отрицательные.

Электроотрицательность (χ) характеризует способность атомов этого элемента удерживать электроны (как электроны своей электронной оболочки, так и дополнительные электроны – в случае неметаллов). Относительная электроотрицательность (измеренная относительно электроотрицательности эталонного элемента) является важной характеристикой элемента. Значение χ указывает на металлический или неметаллический характер элемента. Чем меньше значение χ, тем сильнее выражены металлические свойства элемента. И наоборот, чем больше значение χ, те м сильнее неметаллические свойства элемента.

Ряд электроотрицательности некоторых элементов

Na	Li	Be	Si	B	H	P	C	S	Br	Cl	N	O	F
0,9	1	1,5	1,8	2	2,1	2,1	2,5	2,5	2,8	3	3	3,5	4

Усиление электроотрицательности

6.  Распространенность элементов на Земле

Распространенность элементов литосфере, атмосфере и гидросфере следующая. Обычно содержание элемента (его массовую долю, выраженную в %) называют «кларком» этого элемента по имени этого ученого.