Тема – 1: Строение атома. Заряд ядра, порядковый номер и масса атома

Тема – 1: Строение атома. Заряд ядра, порядковый номер и масса атома.

Студент должен:

Знать:

·  Современную формулировку периодического закона и строение таблицы

Уметь:

·  Определять элементы по описанным свойствам, определять элемент по электронной формуле.

·  Устанавливать по порядковому номеру элемента номер периода и номер группы, в которых он находится, а также формулы и характер высшего оксида и соответсующего ему гидрооксида.

·  Записывать электронную формулу данного элемента и сравнивать с окружающими его элементами в периоде и группе.

1.1. Порядковый номер химического элемента и значение заряда ядра его атома. Изотопы

, классифицируя химические элементы, использовал два их признака: а) относительную атомную массу б) свойства простых веществ и соединений элементов.

Первый признак – ведущий, второй – проявляется связанно с первым: свойства элементов изменяются периодически с возрастанием относительной атомной массы.

Но при построении периодической системы , располагая химические элементы по возрастанию относительной атомной массы, в некоторых местах нарушил это правило: поменял кобальт и никель, теллур и йод. Позднее так же пришлось поступить еще с двумя парами химических элементов: аргон – калий и торий – протактиний. Ведь активный щелочной метал калий нельзя включить в семейство химически устойчивых инертных газов, которые или вовсе не образуют химических соединений (гелий, неон), или вступают в реакции с трудом.

не мог объяснить эти исключения из общего правила, так же, как и причину периодичности в изменении свойств химических элементов, расположенных по возрастанию относительной атомной массы.

В XX в. Ученые установили, что атом состоит из ядра и движущихся около него электронов. Движущиеся вокруг ядра электроны образуют электронную оболочку атома. Атом – электро – нейтральная частица, т. е. не имеющая заряда. Ядро же заряжено положительно, и его заряд нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом всех электронов в атоме. Например, если ядро атома имеет заряд +4, то вокруг него движутся четыре электрона, каждый из которых имеет заряд, равный -1.

Экспериментально было установлено, что порядковые номера элементов в периодической системе совпадают со значениями зарядов ядер их атомов. Заряд ядра атома водорода равен +1, гелия +2, лития +3 ит. д. Положительный заряд атома у каждого последующего элемента на единицу больше, чем у предыдущего, и в его электронной оболочке на один электрон больше.

Порядковый (атомный) номер химического элемента численно равен заряду его атома.

С тех пор как ученые выявили физический смысл порядкового номера элемента, периодический закон формулируется так: свойства простых веществ, а также состав и свойства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов.

Как можно объяснить, почему значения зарядов ядер атомов химических элементов в периодической системе возрастают, а правильная последовательность увеличения относительной атомной массы в ряде случаев нарушается? Для ответа на этот вопрос надо привлечь сведения о составе атомных ядер, известные вам из курса физики.

Ядра атомов заряжены положительно, так как в их состав входят протоны. Протон – это частица с зарядом +1 и относительной массой, равной 1. Ядро атома водорода имеющего относительную атомную массу, равную 1,- это протон. В ядре гелия два протона, но относительная атомная масса гелия равна 4. Это связано с тем, что в ядро атома гелия входят не только протоны, но и нейтроны – незаряженные частицы с относительной атомной массой, равной 1. Следовательно, чтобы найти число нейтронов в атоме, из относительной атомной массы надо вычесть число протонов (заряд ядра атома, порядковый номер) Масса электронов ничтожна, мала, ее в расчет не принимают.

Именно по числу протонов в ядре отличаются атомы разных элементов. Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Число нейтронов в ядрах атомов одного и того же элемента может быть разным.

Разновидности атомов химического элемента, имеющие в ядрах разное число нейтронов, называют изотопами. Именно наличием изотопов объясняются те перестановки, которые в свое время . Современная наука подтвердила его правоту. Так, природный калий образован в основном атомами его легких изотопов, а аргон – тяжелых. Поэтому относительная атомная масса калия меньше, чем аргона, хотя порядковый номер (заряд) калия больше.

Большинство химических элементов представляет собой смеси изотопов. Например, природный хлор содержит изотопы с атомными массами 35 и 37. Относительная атомная масса 35,5 получена расчетным путем с учетом не только массы изотопов, но и содержания каждого из них в природе. Из-за того, что химические элементы имеют изотопы, а значения относительных атомных масс элементов – это усредненные по содержанию изотопов величины, они представляют собой дробные, а не целые числа.

Когда хотят подчеркнуть о каком именно изотопе идет речь, около химического знака слева вверху пишут значение относительной атомной массы атома этого изотопа, а слева внизу – заряд ядра, например 37Cl17.

1.2. Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают совокуп­ность информации об энергии определенного электрона и про­странстве, в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, то есть мож­но говорить лишь о вероятности нахождения его в простран­стве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с оп­ределенной плотностью отрицательного заряда.

В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности, то есть показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее будет его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию элект­рона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где ве­роятность нахождения электрона будет максимальной.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.

Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе , к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода — один энергетический уровень, второго периода — два, седьмого периода — семь.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле

N = 2n2,

где N — максимальное число электронов; п — номер уровня или главное квантовое число. Следовательно, на первом, бли­жайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов;

•  на втором — не более 8;

•  на третьем — не более 18;

•  на четвертом — не более 32.

А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?

Начиная со второго энергетического уровня (п = 2), каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), не­сколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.

Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуро­вень; второй — два; третий — три; четвертый — четыре подуровня. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.

Каждому значению п соответствует число орбиталей, равное п2. По данным, представленным в таблице 1, можно про­следить связь главного квантового числа п с числом подуров­ней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.

s-Подуровень — первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной s-орбитали;

р-подуровень — второй подуровень каждого, кроме перво­го, энергетического уровня, состоит из трехр-орбиталей;

d-подуровень — третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти d-орбиталей;

f-подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи - орбиталей.

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

1.3. Электронные конфигурации в атомах химических элементах

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитами может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского «веретено»), то есть обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей вооб­ражаемой оси: по часовой или против часовой стрелки. Этот принцип носит название принципа Паули.

Если на орбитали находится один электрон, то он называ­ется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, то есть электроны с противоположными спинами.

s-Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода (п = 1) располагается на этой орбитали и неспарен. Поэтому его электронная формула, или электронная конфигурация, будет записываться так: 1s1. В электрон­ных формулах номер энергети­ческого уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой (1...), латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа вверху от буквы (как по­казатель степени), показывает число электронов на подуровне.

На втором энергетическом уровне (n = 2) имеется четыре орбитали: одна s и три р. Электроны s-орбитали второго уров­ня (2p-орбитали) обладают более высокой энергией, так как находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны ls-орбитали (n = 2)

Вообще, для каждого значения п существует одна s-орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения п.

р-Орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки. Все три р-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с п = 2, имеет три р-орбитали. С увеличением значения п электроны занимают. р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, г.

У элементов второго периода (п = 2) заполняется сначала одна s-орбиталь, а затем три р-орбитали.

У элементов третьего периода заполняются соответственно 3s - и 3р-орбитали. Пять d-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4s - и 5s - орбитали.

Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие 3d - и 4d - орбитали соответственно.

У элементов больших периодов — шестого и незавершен­ного седьмого — электронные уровни и подуровни заполняют­ся электронами, как правило, так: первые два электрона по­ступят на внешний s-подуровень следующий один электрон (у La и Ас) на предыдущий d-подуровень. Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4f- и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов:

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп: 73Та 2, 8, 18, 32, 11, 2; 104Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2, — и, наконец, только после полного заполнения десятью электронами d-подуровня будет снова заполняться внешний р-подуровень:

86Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два пра­вила: принцип Паули, согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда, согласно которому электроны занимают свободные ячейки (орбитали), располагаются в них сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

1.4. Строение электронной оболочки атомов

В ходе химических реакций ядра атомов не изменяются. Этот вывод можно сделать из известного вам факта, что продукты реакции состоят из атомов тех же химических элементов, что и исходные вещества. Но что же происходит с атомами в ходе химических реакций? Существует ли связь между строением атома и проявлением тех или иных физических и химических свойств? Для ответа на вопросы надо сначала рассмотреть строение электронной оболочки атомов разных химических элементов.

Число электронов в атоме равно заряду его ядра. Электроны располагаются на разном удалении от ядра атома, группируясь в электронные слои. Чем ближе к ядру расположены электроны, тем прочнее они связаны с ядром.

Ядро атома водорода имеет заряд +1. В атоме только одни электрон и, естественно, одни электронный слой.

Следующий за водородом гелий. Не образует соединений с другими элементами, а значит, валентность не проявляет. Ядро атома гелия имеет заряд +2, вокруг него движутся два электрона, образуя один электронный слой. Атомы гелия не дают соединений с атомами других химических элементов, а это говорит о большой устойчивости его электронной оболочки. Электронные оболочки гелия и других атомов инертных газов называют завершенными.

Следующий элемент – литий. В атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом, ближнем к ядру электронном слое, а третий образует второй внешний электронный слой. В атоме лития появился второй электронный слой. Находящийся на нем электрон более удален от ядра и слабее связан с ядром, чем два других.

Найдите в периодической таблице химический знак лития. От лития до неона закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами второй электронный слой, и с ростом числа электронов на нем металлические свойства элементов постепенно ослабевают и сменяются нарастающими неметаллическими.

Фтор – самый активный неметалл, заряд его ядра +9, в его атоме два электронных слоя, содержащих 2 и 7 электронов. За фтором следует неон.

По свойствам элементы фтор и неон резко различаются. Неон инертен и так же, как гелий, не образует соединений. Значит, второй электронный слой, содержащий восемь электронов, является завершенным: электроны сформировали устойчивую систему, придавая атому инертность.

Если это так, то следующий элемент, атомы которого должны отличатся от атомов неона дополнительным протоном в ядре и электронном, будет иметь три электронных слоя. У атома этого элемента появится, таким образом, третий, внешний электронный слой, заселенный одним электроном. Этот элемент будет резко отличатся по свойствам от неона, он должен быть активным металлом, подобно литию, и проявлять в соединениях валентность, равную 1.

Данному описанию подходит элемент натрий. Он открывает третий период. Натрий – щелочной металл, еще более активный чем литий. Значит, наши предположения оказались верны. Единственный электрон внешнего электронного слоя атома натрия расположен дальше от ядра, чем внешний электрон лития, а потому еще слабее связан с ядром.

В ряду элементов от натрия до аргона вновь проявляется отмеченная выше закономерность: увеличивается число электронов, образующих внешний электронный слой атомов, металлические свойства простых веществ от натрия к алюминию ослабевают, неметаллические свойства усиливаются при переходе от кремния к фосфору и сере и наиболее ярко выражены у галогенов. В конце третьего периода находится элемент – аргон, в атоме которого завершенный, восьмиэлектронный внешний слой. При переходе от хлора к аргону резко изменяются свойства атомов элементов, а с ними и свойства простых веществ и соединений этого элемента. Известно, что аргон – инертный газ. Он не вступает в соединения с другими веществами.

Также резко изменяются свойства и при переходе от аргона – последнего элемента третьего периода к первому элементу четвертого периода – калию. Калий – щелочной металл, в химическом отношении очень активен.

Таким образом, количественные изменения в составе атома (число протонов в ядре и электронов на внешнем электронном слое) связаны с качественными (свойства простых веществ и соединений, образованных химическим элементом).

Систематизируем знания.

1.  В электронной оболочке атома электроны расположены слоями. Первый от ядра слой завершен, когда на нем находятся два электрона, второй завершенный слой содержит восемь электронов.

2.  Число электронных слоев в атоме совпадает с номером периода, в котором находится химический элемент

3.  Электронная оболочка атома каждого следующего элемента в периодической системе повторяет строение электронной оболочки предыдущего элемента, но отличается от нее на один электрон.

Изученного вам достаточно, чтобы сделать выводы о взаимосвязи строения атомов и свойства химических элементов, понять причины периодического изменения их свойств, сходства и различия. Сформулировать эти выводы.

1.  Свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер атомов, изменяются периодически потому, что периодически повторяется сходное строение внешнего электронного слоя атомов.

2.  Плавное изменение свойств элементов в пределах одного периода обусловлено постепенным увеличением числа электронов на внешнем слое атомов.

3.  Завершение внешнего электронного слоя атома приводит к резкому скачку в свойствах при переходе от галогена к инертному газу; появление нового внешнего электронного слоя в атоме – причина резкого скачка в свойствах при переходе от инертного газа к щелочному металлу.

4.  Свойства химических элементов, принадлежащих к одному семейству, сходны потому, что на внешнем электронном слое их атомов находится одинаковое число электронов.

1.5. Валентные возможности атомов химических элементов

Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.

Валентность атома химического элемента определяется в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи.

Валентные электроны атомов элементов главных подгрупп расположены на s- и p-орбиталях внешнего электронного слоя. У элементов побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, валентные электроны расположены на s-орбитали внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоев.

Для того чтобы верно оценить валентные возможности атомов химических элементов, нужно рассмотреть распределение электронов в них по энергетическим уровням и подуровням и определить число неспаренных электронов в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда для невозбужденного (основного, или стационарного) состояния атома и для возбужденного (то есть получившего дополнительную энергию, в результате чего происходит распаривание электронов внешнего слоя и переход их на свободные орбитали). Атом в возбужденном со­стоянии обозначают соответствующим символом элемента со звездочкой.

Например, рассмотрим валентные возможности атомов фосфора в стационарном и возбужденном состояниях:

В невозбужденном состоянии атом фосфора имеет три неспаренных электрона на p-подуровне. При переходе атома в возбужденное состояние один из пары электронов s-подуровня может переходить на свободную орбиталь d-подуровня. Ва­лентность фосфора при этом изменяется с трех (в основном со­стоянии) до пяти (в возбужденном состоянии).

Разъединение спаренных электронов требует затрат энергии, так как спаривание электронов сопровождается пониже­нием потенциальной энергии атомов. Вместе с тем расход энергии на перевод атома в возбужденное состояние компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химических связей неспаренными электронами.

Так, атом углерода в стационарном состоянии имеет два неспаренных электрона. Следовательно, с их участием могут образоваться две общие электронные пары, осуществляющие две ковалентные связи. Однако вам хорошо известно, что во многих неорганических и во всех органических соединениях присутствуют атомы четырехвалентного углерода. Очевидно, что его атомы образовали четыре ковалентные связи в этих соединениях, находясь в возбужденном состоянии:

Затраты энергии на возбуждение атомов углерода с избыт­ком компенсируются энергией, выделяющейся при образова нии двух дополнительных ковалентных связей. Так, для перевода атомов углерода из стационарного состояния 2s22p2 в возбужденное — 2s12p3 требуется затратить около 400 кДж/моль энергии. Но при образовании С—Н-связи в предельных угле­водородах выделяется 360 кДж/моль. Следовательно, при об­разовании двух молей С—Н-связей выделится 720 кДж, что превышает энергию перевода атомов углерода в возбужденное состояние на 320 кДж/моль.

В заключение следует отметить, что валентные возмож­ности атомов химических элементов далеко не исчерпывают­ся числом неспаренных электронов в стационарном и возбуж­денном состояниях атомов. Если вы вспомните донорно-акцепторный механизм образования ковалентных связей, то вам станут понятны и две другие валентные возможности атомов химических элементов, которые определяются наличием сво­бодных орбиталей и наличием неподеленных электронных пар, способных дать ковалентную химическую связь по донорно-акцепторному механизму. Вспомните образование иона ам­мония NH4+ (Более подробно мы рассмотрим реализацию этих валентных возможностей атомами химических элементов при изучении химической связи.)

Сделаем общий вывод.

Валентные возможности атомов химических элементов определяются: 1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей); 2) наличием свободных орбиталей; 3) наличием неподеленных пар электронов.