Лекция по общей химии №1

Лекция по общей химии №1

Лекция по общей химии №1

Конспект  лекции по общей химии составлен в соответствии с программой учебной дисциплины Химия, которая является частью программы среднего (полного) общего образования, реализуемого в рамках СПО с учетом профиля получаемого профессионального образования.

Конспект  лекций по органической  химии предназначен для использования учащимися с целью самостоятельного изучения предмета, коррекции знаний, при повторении и подготовке к итоговой контрольной работе.

Тема: Атом как сложная частица. Электронная конфигурация атома.

1.Атом – сложная частица. Состояние электронов в атоме.

1.1Атом – сложная частица.

Атом – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра (образованного протонами и нейтронами) и электронов.

Электроны, протоны и нейтроны называют элементарными частицами. Каковы же свойства этих частиц?

Корпускулярно-волновые свойства микромира. Элементарные частицы, а также построенные из них атомные ядра, атомы и молекулы имеют ничтожно малые массы и размеры и поэтому обладают своими особыми свойствами не похожими на те, которые имеют объекты окружающего нас макромира. Они образуют свой, специфический мир – микромир, который живет по особым законам, диктуемым квантовой механикой – наукой о строении и свойствах элементарных частиц, ядер, атомов и молекул.

Квантовая механика характеризует частицы микромира как объекты с двойственной природой – корпускулярно-волновым дуализмом: они являются одновременно и частицами (корпускулами), и волнами.

Электрон – частица, определяющая наиболее характерные химические свойства атомов и молекул. Двойственная природа электрона может быть подтверждена на опыте. Если электроны, испускаемые источником, например катодом, пропускать через маленькие отверстия в пластинке, поставленной на их пути, то они, попадая на фотопластинку, вызывают ее почернение. После проявления фотопластинки на ней можно увидеть совокупность чередующихся светлых и темных колец, то есть  дифракционную картину (рис.1).

Рисунок 1.

Электронограммы газов (слева) и кристаллов (справа).
Центральное пятно обусловлено нерассеянным пучком электронов,
а кольца – электронами, рассеянными под разными углам

Дифракционная картина включает в себя как собственно дифракцию – огибание волной препятствия, так и интерференцию, то есть наложение волн друг на друга. Эти явления доказывают наличие у электрона волновых свойств, так как только волны способны огибать препятствия и налагаться друг на друга в местах их встречи. Однако, попадая на фотослой, электрон дает почернение лишь в одном месте, что свидетельствует о наличии у него корпускулярных свойств. Будь он только волной, он более или менее равномерно засвечивал бы всю пластинку.

1.2 Состояние электронов в атоме

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. Рисунок 2. Электронное облако атома водорода

На рисунке 2.показан «разрез» такой электронной плотности в атоме водорода, проходящий через ядро, а штриховой линией ограничена сфера, внутри нее вероятность обнаружения электрона составляет 90 %. Ближайший к ядру контур охватывает область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона ~10 %, вероятность же обнаружения электрона внутри второго от ядра контура составляет ~ 20%, внутри третьего – ~30 % и т. д.

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 наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.

Рисунок 3 Форма s-, p - и d-орбиталей

В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака, и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей, которые обозначают латинскими буквами s, p, d и f. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке 3.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром.

Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом.

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; n – 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 (n = 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. Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.

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 трех p-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 f-орбиталей.

2. Электронные конфигурации атомов химических элементов

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского "веретено"), 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

Рисунок 1.

Схема подразделения энергетических уровней на подуровни

На рисунке 1 показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни.

s–Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму.

Электрон атома водорода (n = 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.

Для атома гелия He, имеющего два спаренных электрона на одной s-орбитали, эта формула: 1s2.

Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий – это благородный газ.

На втором энергетическом уровне (n = 2) имеется четыре орбитали: одна s и три p. Электроны s-орбитали второго уровня (2s-opбитали) обладают более высокой энергией, так как находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны 1s-орбитали (n = 2)

p-Орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки. Все три p-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 n = 2, имеет три p-орбитали. С увеличением значения n электроны занимают p-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, z.

У элементов второго периода (n = 2) заполняется сначала одна s-орбиталь, а затем три p-орбитали. Электронная формула Li: 1s22s1. Электрон 2s1 слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион Li+.

В атоме бериллия Be0 четвертый электрон также размещается на 2s-орбитали: 1s22s2. Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются – Ве0 при этом окисляется в катион Ве2+.

У атома бора пятый электрон занимает 2p-орбиталь: 1s22s22p1. Далее у атомов C, N, О, F идет заполнение 2p-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: 1s22s22p6.

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

11Na 1s22s22p63s1; 17Cl 1s22s22p63p5; 18Ar 1s22s22p63s23p6.

Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, то есть записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например: 11Na 2, 8, 1; 17Cl 2, 8, 7; 18Ar 2, 8, 8.

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4s - и 5s-орбитали: 19K 2, 8, 8, 1; 38Sr 2, 8, 18, 8, 2. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие 3d - и 4d-орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): 23V 2, 8, 11, 2; 26Fe 2, 8, 14, 2; 40Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43Tr 2, 8, 18, 13, 2. Как правило, тогда, когда будет заполнен предыдущий d-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно 4р - и 5р-) p-подуровень: 33As 2, 8, 18, 5; 52Те 2, 8, 18, 18, 6.

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: 56Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следующий один электрон (у La и Ac) на предыдущий d-подуровень: 57La 2, 8, 18, 18, 9, 2 и 89Ас 2,8,18, 32, 18, 9, 2.

Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4f - и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов:

64Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 и

92U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2.

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 p-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.

В заключение еще раз рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов первого и второго  периодов  системы .

Элементы первого периода

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням.

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен – в нем 2 электрона.

Водород и гелий – s-элементы, у этих атомов заполняется электронами s-opбиталь.

Элементы второго периода

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен и электроны заполняют s - и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s-, а затем p-) и правилами Паули и Хунда (табл. 1).

В атоме неона второй электронный слой завершен – в нем 8 электронов.

Символ элемента, порядковый номер, название Схема электронного строения Электронная формула Графическая электронная формула 3Li Литий 1s22s1 4Be Бериллий 1s22s2 5B Бор 1s22s22p1 6C Углерод 1s22s22p2 7N Азот 1s22s22p3 8O Кислород 1s22s22p4 9F Фтор 1s22s22p5 10Ne Неон 1s22s22p6 Таблица 1. Строение электронных оболочек атомов элементов второго периода

Li, Be – s-элементы.

B, C, N, O, F, Ne – p-элементы, у этих атомов заполняются электронами p-орбитали.