Строение атома. Химическая связь
Скачать 0.62 Mb.
|
Глава 4 Строение атома. Химическая связь4.1. Периодический закон Д.И.Менделеева В 1869 году Д.И. Менделеев формулирует открытый им периодический закон: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов». В настоящее время вместо понятия «атомный вес» используется понятие «атомная масса». Дальнейшее развитие естествознания, особенно учения о строении атома, показало, что индивидуальность химического элемента определяется зарядом его ядра, а химические свойства элементов и их соединений, периодическая повторяемость их у разных элементов определяются строением электронной оболочки атома, которая, в свою очередь, зависит от заряда ядра атома. Современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева гласит: «Свойства химических элементов, а также свойства и форма образуемых ими соединений, находятся в периодической зависимости от заряда их атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов». Таким образом, для того, чтобы понять причину периодичности свойств соединений химических элементов, надо обратиться к изучению строения атома. 4.2. Строение атома Атом – это наименьшая частица химического элемента, входящая в состав простых и сложных веществ. По современным представлениям атом это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и компенсирующих его заряд электронов. В свою очередь ядро атома состоит из протонов, нейтронов (общее название нуклоны) и большого числа других частиц. Электроны атома образуют его электронную оболочку, строение которой определяет многие химические свойства элемента.  Рис. 4.1. Схема строения атома элемента Протон  положительно заряженная микрочастица с зарядом +1,6·1019 К, условно принятым за единицу положительного заряда qр = +1. Масса протона близка к 1 а.е.м. Общее число протонов Np, входящих в состав ядра, определяет общий заряд ядра атома и его порядковый номер в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева.Нейтрон  электронейтральная микрочастица входящая в состав ядра атома. Его масса, как и масса протона, близка к 1 а.е.м.Нуклоны (от лат. nucleus – ядро, зерно, косточка) – собирательное название протонов и нейтронов – основных частиц, образующих атомные ядра. Электрон ē отрицательно заряженная микрочастица, входящая в состав атома и несущая наименьший электрический заряд 1,61019 Кл. Для удобства величина этого «элементарного» заряда принята за единицу qe = 1. Так как атом в целом электронейтрален, то число электронов равно заряду ядра этого атома. Например, заряд ядра атома натрия 11Na равен +11. Вокруг ядра размещается 11 электронов с общим отрицательным зарядом –11. Основная масса атома (m) сосредоточена в его ядре, так как масса электронов мала и не вносит существенного вклада в массу всего атома. Масса электрона составляет лишь  от массы протона или нейтрона.Масса атома, таким образом, фактически складывается исходя из масс всех протонов (Np) и нейтронов (Nn) и характеризуется массовым числом (А). Массовое число атома какого-либо элемента (А) численно равно сумме масс общего числа протонов (Np) и общего числа нейтронов (Nn): A = Np + Nn. Например, у атома калия  (порядковый номер в таблице Менделеева 19, массовое число равно 39) в ядре находится 19 протонов и 20 нейтронов, у атома бария  (порядковый номер 56, массовое число 137) в ядре 56 протонов и 71 нейтрон.4.3. Электронная структура атома По своей природе электрон имеет двойственный характер: наряду с корпускулярными свойствами материальной частицы он также, подобно фотонам света, имеет волновые свойства, например, обладает способностью к дифракции. В настоящее время описание состояния электрона в атоме дается квантовой механикой, изучающей движение и взаимодействие элементарных частиц. Электрон в атоме не имеет траектории движения. Следует рассматривать, так называемое, электронное облако, характеризующее вероятность нахождения электрона в трехмерном пространстве вокруг ядра. Область пространства вокруг ядра, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называется орбиталью. В пределах орбитали заключается ~ 90 % электронного облака. Орбитали имеют различные размеры и форму. Если электрон находится на орбитали меньшего размера, то он сильнее притягивается ядром, чем электрон, занимающий орбиталь большего размера. Энергия электрона имеет целочисленное значение и может изменяться лишь целыми, точно определенными порциями - квантами энергии. Энергетическое состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: главным, орбитальным, магнитными спиновым. Главное квантовое число n связано с номером энергетического уровня, характеризует общую энергию электрона на данном уровне и его удаленность от ядра. Главное квантовое число принимает значения от 1 до ∞. Для известных химических элементов, когда атомы находятся в невозбужденном состоянии, главное квантовое число может принимать положительные целочисленные значения от 1 до 7. Совокупность электронов с одинаковым значением n называется энергетическим уровнем. Наименьшую энергию имеют электроны первого от ядра энергетического уровня (n = 1). С увеличением n энергия электрона и его удаленность от ядра возрастают. Число заполняемых энергетических уровней в атоме численно равно номеру периода, в котором находится элемент. Так, все электроны элементов I периода имеют один энергетический уровень с главным квантовым числом равным единице (n = 1). У атомов элементов II периода главное квантовое число равно двум (n = 2) и т.д. Максимальное число электронов на данном энергетическом уровне определяется уравнением: N = 2 n2, где N число электронов на данном энергетическом уровне, n номер уровня (номер периода, главное квантовое число). Следовательно, на первом энергетическом уровне может находиться не более 2 электронов, на втором не более 8, на третьем – не более 18, на четвертом не более 32. Энергетические уровни обозначают буквами. Числовое значение уровня n 1 2 3 4 5 6 7 Буквенное обозначение K L M N O P Q. Орбитальное (побочное) квантовое число l характеризует различное энергетическое состояние электронов, находящихся на конкретном энергетическом уровне. Орбитальное (побочное) квантовое число определяет форму электронного облака, т.е. пространственную область наиболее вероятного нахождения электрона. Значение орбитального квантового числа l зависит от значения главного квантового числа n. Оно принимает значения 0, 1, 2, 3… (n–1), т.е. от 0 до (n–1). Совокупность электронов, характеризующихся одинаковым значением орбитального квантового числа l, называется энергетическим подуровнем. Подуровни обозначают буквами: Значение орбитального квантового числа l 0 1 2 3 Обозначение энергетического подуровня s p d f. Каждому значению l соответствует определенный энергетический подуровень и определенная форма орбитали. Количество таких подуровней совпадает с номером уровня или со значением главного квантового числа n. Таким образом, при l = 0, 1, 2, 3 электроны находятся соответственно на s-, p-, d-, f-подуровнях. При данном значении главного квантового числа n наименьшую энергию имеют электроны s-подуровня, затем p-, d-, f-подуровней. Электроны различных подуровней называют s-, p-, d-, f-электронами или электронами, находящимися на s-, p-, d-, f-атомных орбиталях. Число энергетических подуровней в уровне не должно быть больше главного квантового число n. Так, первый уровень (n = 1) имеет один подуровень (s), второй уровень (n = 2) – два подуровня (s и p), третий (n = 3) – три (s, p, d), четвертый (n = 4) – четыре (s, p, d, f). В оболочках атомов ныне известных элементов электроны застраивают на каждом уровне не более четырех подуровней. При l = 0 (s – подуровень) электронное облако имеет сферическую форму.    Рис. 4.2. Форма s-орбитали При l = 1 (р – подуровень) орбиталь имеет форму гантели.   Рис. 4.3. Форма p-орбитали Рисунки орбиталей с сайта http://w.w.w.hybridation.ru/site/htm Орбитали d и f имеют более сложную форму (см. рис. 4.5.). Магнитное квантовое число m характризует пространственную ориентацию орбиталей данного подуровня относительно внешнего магнитного поля. Магнитное квантовое число m может принимать значения любых целых чисел от –l до +l включая 0, т.е. всего 2l + 1 значение. Таким образом, (2l + 1) – число энергетических состояний (атомных орбиталей), на которых могут находиться электроны данного подуровня. Например, для s-подуровня l = 0 и потому m имеет единственное значение: m = 0. Таким образом, на s-подуровне имеется единственная s-орбиталь, которая имеет форму сферы, расположенной симметрично относительно ядра атома. р-орбиталь («гантель») в магнитном поле может ориентироваться в пространстве в трех различных положениях, т.е. при l = 1, может принимать три значения: +1, 0, –1. Поэтому p – атомные орбитали ориентированы в пространстве по трем координатным осям (х, у, z). Соответственно, р-орбитали обозначаются рх, ру и рz. (рис. 4.4).      py px pz Рис. 4.4. Ориентация в пространстве px, py и pz орбиталей d-подуровень (l = 2) имеет пять значений магнитного квантового числа m: –2, –1, 0, 1, 2 и, следовательно, пять d-орбиталей, которые ориентированы по пяти разным направлениям.       Рис. 4.5. Возможные формы d-орбиталей f-подуровень (l = 3) имеет семь значений магнитного квантового числа (ml: –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3,) т.е. семь различных f-орбиталей. Число ориентаций f-орбиталей равно семи. У  словно атомные орбитали (АО) обозначают в виде квадрата (квантовой ячейки) Error: Reference source not found С оответственно, для s-подуровня имеется одна АО Error: Reference source not found д  ля p подуровня – три АО д  ля d-подуровня – пять АО Error: Reference source not found,  для f подуровня – семь АО Таким образом, электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням, удаленность этих уровней от ядра характеризуется значением главного квантового числа n. Энергетические уровни состоят из подуровней, число подуровней для каждого уровня не превышает значение n. Подуровни, в свою очередь, состоят из орбиталей, форма которых определяется значением орбитального квантового числа l, а количество задается числом значений магнитного квантового числа m. Если рассматривать электрон как частицу, то кроме движения вокруг ядра, он вращается вокруг собственной оси. Это движение получило название «спин». Спиновое квантовое число ms характеризует два возможных направления вращения электрона вокруг собственной оси (по часовой стрелке или против). Спиновое квантовое число ms принимает два значения: ms= +1/2 и ms= –1/2. Электроны, характеризующиеся спиновым квантовым числом ms = +1/2, принято обозначать стрелкой, направленной вверх:  Электроны, характеризующиеся спиновым квантовым числом ms= –1/2, обозначают стрелкой, направленной вниз:  неспаренный электрон Электроны с различными значениями спиновых квантовых чисел обычно обозначаются противоположно направленными стрелками:  спаренные электроны Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два – то это спаренные электроны. Четыре квантовых числа n, l, m, ms полностью характеризуют энергетическое состояние электрона в атоме. Рассматривая строение электронной оболочки многоэлектронных атомов различных элементов, необходимо учитывать три основных положения: принцип Паули, принцип наименьшей энергии, правило Гунда. Согласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули определяет максимальное число электронов на одной орбитали, уровне и подуровне. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l, m, то электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом ms. Но спиновое квантовое число ms может иметь только два значения +1/2 и –1/2. Следовательно, на одной орбитали может находиться не более двух электронов с различными значениями спиновых квантовых чисел.  Рис. 4.6. Максимальная емкость одной орбитали – 2 электрона.Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как 2n2, а на подуровне – как 2(2l + 1). Максимальное число электронов, размещающихся на различных уровнях и подуровнях, приведено в табл. 4.1. Таблица 4.1. Максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях
Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом наименьшей энергии. Согласно прнципу наименьшей энергии электроны заполняют орбитали в порядке повышения их энергии. Очередность заполнения орбиталей определяется правилом Клечковского: увеличение энергии и, соответственно, заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равной сумме (n + l) – в порядке возрастания главного квантового числа n. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае сумма n + l = 4 + 0 = 4 (напомним, что для s-подуровня значение орбитального квантового числа l = = 0), а во втором n + l = 3 + 2= 5 (d подуровень, l = 2). Поэтому, сначала заполняется подуровень 4s, а затем 3d (см. рис. 4.8). На подуровнях 3d (n = 3, l = 2) , 4р (n = 4, l = 1) и 5s (n = 5, l = 0) сумма значений п и l одинаковы и равны 5. В случае равенства значений сумм n и l сначала заполняется подуровень с минимальным значением n, т.е. подуровень 3d. В соответствии с правилом Клечковского энергии атомных орбиталей возрастает в ряду: 1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d 4f < 6p < 7s…. В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы.  4f 4 4d 4p 3d 3 4s 3p 3s 2 2p 1 2s 1s Уровни Подуровни Рис. 4.8. Энергия атомных орбиталей. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами. У s-эле-ментов валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них валентные электроны расположены на p- и s-под-уровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня. Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется правилом Гунда: в пределах подуровня электроны размещаются таким образом, чтобы сумма их спиновых квантовых чисел имела бы максимальное значение по абсолютной величине. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковым значением спинового квантового числа, а затем по второму электрону с противоположным значением. Например, если в трех квантовых ячейках необходимо распределить 3 электрона, то каждый из них будет располагаться в отдельной ячейке, т.е. занимать отдельную орбиталь:  В этом случае сумма спиновых квантовых чисел максимальна: ∑ms= ½ + ½ + ½ = 3/2. Эти же 3 электрона не могут быть расположены иначе, так как ∑ms будет меньше, например:  ∑ms= ½ – ½ + ½ = ½. Порядок распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в оболочке атома называется его электронной конфигурацией, или электронной формулой. Составляя электронную конфигурацию номер энергетического уровня (главное квантовое число) обозначают цифрами 1, 2, 3, 4…, подуровень (орбитальное квантовое число) – буквами s, p, d, f. Число электронов на подуровне обозначается цифрой, которая записывается вверху у символа подуровня. Электронная конфигурация атома может быть изображена в виде так называемой электронно-графической формулы. Эта схема размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с различными значениями спиновых квантовых чисел. Чтобы составить электронную или электронно-графическую формулу любого элемента следует знать: 1. Порядковый номер элемента, т.е. заряд его ядра и соответствующее ему число электронов в атоме. 2. Номер периода, определяющий число энергетических уровней атома. 3. Квантовые числа и связь между ними. Так, например, атом водорода с порядковым номером 1 имеет 1 электрон. Водород элемент первого периода, поэтому единственный электрон занимает находящуюся на первом энергетическом уровне s-орбиталь, имеющую наименьшую энергию. Электронная формула атома водорода будет иметь вид: 1Н 1s1. Электронно-графическая формула водорода будет иметь вид: 1  H 1s Электронная и электронно-графическая формулы атома гелия: 2Не 1s2 2  Не 1s отражают завершенность электронной оболочки, что обусловливает ее устойчивость. Гелий – благородный газ, характеризующийся высокой химической устойчивостью (инертностью). Атом лития 3Li имеет 3 электрона, это элемент II периода, значит, электроны расположены на 2-х энергетических уровнях. Два электрона заполняют s подуровень первого энергетического уровня и 3-й электрон расположен на s подуровне второго энергетического уровня: 3  Li 1s22s1 2 Валентность I 1 s У атома лития электрон, находящийся на 2 s-подуровне, менее прочно связан с ядром, чем электроны первого энергетического уровня, поэтому в химических реакциях атом лития может легко отдавать этот электрон, превращаясь в ион Li+ (ион электрически заряженная частица). В этом случае ион лития приобретает устойчивую завершенную оболочку благородного газа гелия: 3Li+ 1s2. Следует заметить, что, число неспаренных (одиночных) электронов определяет валентность элемента, т.е. его способность образовывать химические связи с другими элементами. Так, атом лития имеет один неспаренный электрон, что обусловливает его валентность, равную единице. Электронная формула атома бериллия: 4 Bе 1s2 2s2. Электронно-графическая формула атома бериллия:  2 Валентность в основном состоянии равна 0 1 s Легче других у бериллия отрываются электроны подуровня 2s2, образуя ион Be+2: 4 Bе+2 1s2. Можно заметить, что атом гелия и ионы лития 3Li+ и бериллия 4Bе+2 имеют одинаковое электронное строение, т.е. характеризуются изоэлектронным строением. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Добавить документ в свой блог или на сайт
Похожие:
 | Тема: Строение атомов, химическая связь и строение молекул Рабочая программа дисциплины по специальности 08. 00. 10 – "Финансы, денежное обращение и кредит" |  | Урок в 8 классе по теме «Ковалентная связь» Ребята! Сегодня мы начинаем изучение новой темы «Химическая связь. Строение вещества» |
| Конспект по теме «Химическая связь. Строение вещества» Основные понятия Электроотрицательность(Лайнус Полинг, 1932г) –способность атомов притягивать к себе электроны | | Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... |
| Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... | | Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... |
| Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... | | Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Строение атома. Изотопы. Методы познания в химии:... |
| Урок-аукцион: «обобщение знании по теме: химическая связь. Строение вещества» Задачи урока: Систематизировать и обобщить знания учащихся о типах химической связи, видах кристаллических решеток, степени окисления,... | | Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... ... |
| Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Тема и номер урока в теме: Строение атома и атомного ядра. Урок № Радиоактивность как свидетельство сложного строения атома. Модели... | | Урок-игра в 9 классе, обобщающий знания учащихся по теме «Химическая... Урок-игра в 9 классе, обобщающий знания учащихся по теме «Химическая связь. Электролитическая диссоциация» (умк оржековского П. А.).... |
| Методические рекомендации по использованию разработки Охватывает знания, полученные учениками ранее – периодическая система Д. И. Менделеева, строение атома, строение вещества, типы химических... | | Закон и Периодическая система элементов Менделеева Д. И. и строение атома Периодический закон и Периодическая система элементов Менделеева Д. И. и строение атома |
| Рабочая учебная программа дисциплины Химическая технология неорганических веществ; Химическая технология материалов и изделий электроники и наноэлектроники; Химическая... | | Протокол Педагогического Совета Строение атома. Периодический закон, периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева |
