Строение атома и периодическая система (стр. 1 )

1. Строение атома и периодическая система

Атомы состоят из ядра (+ заряд) и электронов (- заряд). Ядро состоит из протонов Z (+ заряд) и нейтронов N (незаряж. ч-цы). Массовое число A равно общему числу протонов Z и нейтронов N, входящих в состав ядра: A = Z + N. Атомы с одинаковым числом протонов (Z) –изотопы, а с одинаковым числом нейтронов (N)- изотоны. Изотопы: 4020Ca (20 p, 20 n) и 4220Ca (20 p, 22 n). Изотоны: 13654Xe (54 p, 82 n) и 13856Ba (56 p, 82 n). Массы покоя протона и нейтрона практически одинаковы (1.673·10-27 кг и 1.675·10-27 кг соответственно). Масса электрона меньше (9.109·10-31 кг).

В химических реакциях атомы остаются в неизменном виде. Превращение одних элементов в другие возможно только в радиоактивных превращениях:

а) естественная радиоактивность (напр., 23892U → 23490Th + 42He, 21082Pb → 21083Bi + e)

б) искусственная радиоактивность (напр., 2713Al + 42He → 3015P + 10n, 21H + 31H → 42He + 10n)

Промежуток времени, в течение которого происходит распад половины радиоактивных ядер элемента, называется периодом полураспада.

Состояние электрона в атоме характеризуют четыре квантовых числа.

Главное квантовое число n определяет «общий запас энергии электрона в атоме». Оно принимает значения чисел натурального ряда 1, 2, 3,….,∞. Совпадает с номером периода Периодической системы элементов, т. е. в электронных формулах элементов n не превышает число 7.

Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения от 0 до (n-1). Определяет форму электронного облака..

l=0 s-состояние (s-подуровень) - форма сферы

l=1 p- состояние (p - подуровень) - форма «гантели»

l=2 d- состояние (d-подуровень) - «четырехлепестковая» форма

l=3 f- состояние (f-подуровень) - сложная многолепестковая форма

Магнитное квантовое число m определяет число орбиталей на каждом подуровне и характеризует пространственное расположение орбиталей (облаков). Оно принимает значения –l, , 0, , l. Совпадает с числом квантовых ячеек.

s- состояние (m=0, т. е. одно значение m): одна орбиталь (одна квантовая ячейка),

p- состояние (m=-1, 0, 1, т. е. три значения m): три орбитали (три квантовые ячейки),

d- состояние (m=-2, -1, 0, 1, 2, т. е. пять значений m): пять орбиталей (пять квантовых ячеек)

f- состояние (-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, т. е. семь значений m): семь орбиталей (семь квантовых ячеек)

Спин – (упрощенно) собственное вращение электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число s принимает два значения: «-1/2» и «1/2». Максимальное число электронов в квантовой ячейке равно двум.

Максимальное число электронов в s- состоянии равно двум (s2), в p- состоянии равно шести (p6), в d- состоянии равно десяти (d10), в f- состоянии равно четырнадцати (f14).

Число орбиталей данного энергетического уровня n2, емкость энергетического уровня 2n2 электронов, т. е. емкость уровней по мере удаления от ядра увеличивается и составляет 2 (n=1), 8 (n=2), 18 (n=3), 32 (n=4) и т. д. электронов.

Максимальное число неспаренных электронов на s - орбиталях составляет 1, на p-орбиталях 3, на d-орбиталях 5, на f-орбиталях 7.

s - элементы (по два элемента в периодах): водород H, элементы главной подгруппы первой группы (щелочные металлы: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), гелий He. Элементы главной подгруппы второй группы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

p - элементы (по шесть элементов в периодах):

во втором периоде: от B до Ne (заполнение 2p-подуровня),

в третьем периоде: от Al до Ar (заполнение 3p-подуровня),

в четвертом периоде: от Ga до Kr (заполнение 4p-подуровня),

в пятом периоде: от In до Xe (заполнение 5p-подуровня),

в шестом периоде от Tl до Rn (заполнение 6p-подуровня).

d-элементы (по десять элементов в периодах):

в четвертом периоде: от Sc до Zn (заполнение 3d-подуровня),

в пятом периоде от Y до Cd (заполнение 4d-подуровня),

в шестом периоде от La до Hg (заполнение 5d-подуровня),

в седьмом периоде от Ac- и далее (заполнение 6d-подуровня).

f - элементы (по четырнадцать в периодах):

в шестом периоде от Ce до Lu (заполнение 4f-подуровня),

в седьмом периоде от Th до Lr (заполнение 5f подуровня).

В периоде с увеличением порядкового номера элементов металлические свойства ослабевают, в главных подгруппах - усиливаются.

Электронные формулы атомов элементов (примеры).

s- элементы: цезий Cs 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1,

бериллий Be 1s22s2,

барий Ba 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s2

p- элементы: бор B 1s22s22p1, теллур Te 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4

d-элементы: скандий Sc 1s22s22p63s23p63d14s2

хром Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 («провал» электрона)

марганец Mn 1s22s22p63s23p63d54s2

кобальт Co 1s22s22p63s23p63d74s2

никель Ni 1s22s22p63s23p63d84s2

цинк Zn 1s22s22p63s23p63d104s2

цирконий Zr 1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s2

палладий Pd 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s0 (двойной «провал» электронов)

f - элементы: церий Ce 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f25s25p66s2

Электронные формулы катионов (примеры)

Катионы - положительно заряженные частицы. Содержат электронов меньше, чем электронейтральный атом. Заряд катиона определяет число удаляемых электронов. Удаляются электроны валентного уровня. Так, заряд катиона цезия Cs+ равен +1. Электронная формула этого катиона 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s0. Заряд катиона бария Ba2+ равен +2. Электронная формула Ba2+ 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s0.

Таблица 1.1

Катионы	Электронные формулы	Число неспаренных электронов
Cr3+	1s22s22p63s23p63d34s0	три
Mn2+	1s22s22p63s23p63d54s0	пять
Co2+	1s22s22p63s23p63d74s0	три
Co3+	1s22s22p63s23p63d64s0	четыре
Ni2+	1s22s22p63s23p63d84s0	два
Zn2+	1s22s22p63s23p63d104s0	ноль (их нет)
Pd2+	1s22s22p63s23p63d104s24p64d85s0	два
Pd4+	1s22s22p63s23p63d104s24p64d65s0	четыре
Zr2+	1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s0	два
Zr4+	1s22s22p63s23p63d104s24p64d05s0	ноль (их нет)
Ce4+	1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f05s25p66s0	ноль (их нет)

Молекулярные катионы образуются путем присоединения к молекуле одного или нескольких катионов водорода. Пример: катион аммония, образуется по схеме NH3 + H+ → NH4 +.

Электронные формулы атомов элементов и их анионов (примеры)

Анионы – отрицательно заряженные частицы. Содержат электронов больше, чем электронейтральный атом. Заряд аниона определяет число дополнительных (принятых) электронов.

Таблица 1.2

Элемент	Электронные формулы	Анионы	Электронные формулы
N	1s22s22p3	N3-	1s22s22p6
P	1s22s22p63s23p3	P3-	1s22s22p63s23p6
O	1s22s22p4	O2-	1s22s22p6
S	1s22s22p63s23p4	S2-	1s22s22p63s23p6
Cl	1s22s22p63s23p5	Cl-	1s22s22p63s23p6
I	1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5	I-	1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6

Потенциал ионизации (в Bольтах) – численно равен энергии ионизации (кДж/моль или эВ/атом). Энергией ионизации (In) называется количество энергии, необходимое для отрыва “n”-ого электрона от невозбужденного атома. Отрыв каждого последующего электрона требует бóльших затрат энергии, т. е.