Тема 3. Строение атома

Атом – наименьшая частица химического элемента – носитель всех его химических свойств. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро составляет основу атома и опре­деляет индивидуальность элементов. В ядро атомов всех элементов (исклю­чение H) входят протоны и нейтроны, которые могут взаимно превра­щаться друг в друга. Протон (р)-элементарная частица с массой покоя 1,00728 и положительным зарядом, по абсолютной величине равным заряду электрона. Число протонов в ядре характеризует его заряд и принадлеж­ность атома данному химическому элементу. Нейтрон (n) также представ­ляет собой элементарную частицу, но не обладающую электрическим заря­дом; масса покоя нейтрона составляет 1,00867. Сумма числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома (ядра). Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разным числом ней­тронов, называют изотопами. Как правило, каждый элемент представляет собой совокупность нескольких изо­топов. Именно этим объясняются значительные отклонения атомных масс многих элементов от целочисленных величин.

При всех химических процессах ядра атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, не изменяются. Изменения при этом претерпе­вают только электронные оболочки. Химическая энергия, таким образом, связана с энергией электронов. Электрон ē – частица, обладающая эле­ментарным отрицательным электрическим зарядом, равным 1,602-10^-19 Кл. Масса покоя электрона составляет 1/1837 массы протона.

Электрону, как и любому микрообъекту, присуща двой­ственная корпускулярно-волновая природа. Движение электрона в атоме носит вероятностно-волновой характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). АО характеризуется тремя параметрами (координата­ми), получившими название квантовых чисел (п, l, m_l). Они определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (m_l) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную АО, электрон образует электронное облако (электронную орбиталь). Электронное облако характеризуется четырьмя квантовыми числами (п, l, m_l,m_s). Набором этих чисел можно полностью охарактеризовать состояние любого электрона в атоме.

n – главное (радиус орбитали и возможные энергетические состояния электронов, принимают значения от 1 до 7),

l - орбитальное (форма орбитали, значения от 0 до n -1):

n	l	Орбиталь
1 (K)		1s
2 (L)	0, 1	2s, 2p
3 (M)	0, 1, 2	3s, 3p, 3d
4 (N)	0, 1, 2, 3	4s, 4p, 4d, 4f

m_l - магнитное (ориентация эл. облака, значения от 0 до ±l):

Подуровень	l	m	Число орбиталей
S
P		1, 0, -1
D		2, 1, 0, -1, -2
F		3, 2, 1, 0, -1, -2, -3

m_s - спиновое (вращение электрона вокруг оси, значения: ±1/2).

Размещение электронов в атомах определяется несколькими принципами и правилами:

1. Принцип Паули – в атоме не бывает 2-х электронов с одинаковым набором квантовых чисел: т.е. на одной квантовой ячейке могут находиться только 2 электрона с противоположными спинами; максимальное число электронов в подуровне составляет s²p⁶d¹⁰f¹⁴ и максимальное число электронов на уровне N=2 n².

2. Принцип наименьшей энергии. Правило Клечковского: с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на орбиталях с возрастающей суммой (n +l), при одинаковых значениях этой суммы они заполняют подуровни с меньшим значением n. Согласно этому правилу электроны заполняют подуровни в следующем порядке:

1s²®2s²®2p⁶®3s²®3p⁶®4s²®3d¹⁰®4p⁶®5s²®5p⁶®6s²®5d¹®5f¹⁴®…

3. Правило Хунда - для невозбужденного атома - электроны в пределах подуровня располагаются так, чтобы их максимальное спиновое число было максимальным.

Свойства элементов тесно связаны со строением их атомов. Открытие периодического закона гениальным русским ученым Д. И. Мен­делеевым (1869 г.) создало новую эпоху в химии, определив пути ее развития на много десятков лет вперед.

Периодиче­ская повторяемость свойств элементов обусловлена периодическим повторе­нием сходных электронных группировок атомов.

Например: все атомы эле­ментов I главной подгруппы Н, Li, Na, К, Rb, Cs, Fr имеют на внешнем энер­гетическом уровне по одному s‑ электрону; все атомы элементов II главной подгруппы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra — по два s- электрона (это — s- элементы); атомы элементов III главной подгруппы В, Al, Ga, In, Tl — два s- электрона и один р‑ электрон; атомы элементов IV главной подгруппы С, Si, Ge, Sn, Pb— два s- электрона и два р- электрона. Соответственно элементы III - VIII главных подгрупп называются р- элементами и принадлежат к р- электронному семейству. Элементы побочных подгрупп принадлежат к d- электронному семейству. Элементы, следующие за лантаном (лантоноиды) и за акти­нием (актиноиды), принадлежат к f- электронному семейству.

Химическая природа элемента обусловливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергией ионизации называют количество энергии, необходимое для отры­ва электрона от невозбужденного атома. Сродством к электрону называют энергетический эффект процесса присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательно заряженный ион. Энергия ионизации служит мерой металлических и в первом приближении восстановительных свойств элементов. Энергия сродства к электрону является мерой неметалли­ческих и косвенно окислительных свойств элементов. Наиболее полную харак­теристику металлических и неметаллических свойств элементов, а также спо­собность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотно­сти по сравнению с другими элементами соединения дает величина, называе­мая относительной электроотрицательностью (ОЭО). Согласно определению Малликена, ОЭО атома может быть выражена как арифметическая полусумма его энергий ионизации и сродства к электрону. Чем больше эта величина, тем в большей степени элемент проявляет неметаллические свойства. Наибольшей ОЭО обладает F (4,0), наименьшей — Cs, Fr (0,7).

В пределах главных подгрупп сверху вниз энергия ионизации, энергия сродства к электрону и ОЭО уменьшаются, следовательно, в главных подгруп­пах сверху вниз увеличиваются металлические свойства элементов, основные свойства гидроксидов и восстановительные свойства соответствующих соеди­нений. В периодах слева направо энергия ионизации, энергия сродства к элект­рону и ОЭО увеличиваются. В периодах слева направо происходит постепенное уменьшение металлических и нарастание неметаллических свойств.

Самый активный неметалл F является наиболее сильным окислителем, самые активные металлы Rb, Cs, Fr — наиболее сильными восстановителями, а их гидроксиды — самыми сильными основаниями.

Свойства химического элемента в целом определяются зарядом ядра (числом электронов), а положение в периодической системе определяется следующими данными: номер последнего электронного уровня (наибольшее значение n)соответствует номеру периода, число внешних s, s+p или s+d электронов – номеру группы (для d £6). s - и p -элементы образуют главные подгруппы, d – побочные.

Вступая в химическую связь, атомы либо принимают электроны, комплектуя внешний уровень до 8 электронов, либо теряют их, обнажая предыдущий укомплектованный уровень. Атомы металлов содержат небольшое число электронов на внешнем уровне, отдают их и при этом проявляют положительную степень окисления. Максимальная валентность соответствует номеру группы. Атомы неметаллов могут, как отдавать, так и принимать электроны, проявляя в соединениях с кислородом положительную степень окисления (максимальная валентность равна № группы), а в соединениях с водородом – отрицательную (максимальная валентность = (8 - №) группы).

Исходя из строения внешних электронных уровней атомов, можно выделить следующие группы элементов, у которых наблюдается общность химических свойств:

- Элементы с 1-2 s- электронами на внешнем уровне. Это металлы, характеризуются восстановительной активностью, способностью образовывать прочные соединения с неметаллами, вытеснять водород из растворов кислот. Характер оксидов и гидроксидов – основный.

- Элементы с 3-4 электронами на внешнем уровне – ns²np^1-2. Это р-элементы, проявляющие свойства как металлов, так и неметаллов. Их оксиды и гидроксиды – амфотерны.

- Элементы с 5-7 электронами на внешнем уровне – ns²np^3-4. Это р-элементы, проявляющие характерные свойства неметаллов – высокую окислительную способность, кислотный характер оксидов. Их оксиды и гидроксиды – амфотерны.

- Элементы с завершенными внешними уровнями – ns²np⁶ – благородные газы. Отличаются отсутствием химической активности.

- Элементы с заполняющимся d- подуровнем. Типичные металлы. Наиболее устойчивы состояния d- подуровня – d⁰, d⁵, d¹⁰. Оксиды d- элементов проявляют основный характер в низших степенях окисления, амфотерный в промежуточных и кислотный – в высших степенях окисления. d- элементы, завершающие подгруппу – ns²(n-1)d¹⁰ близки по свойствам s² -элементам благодаря высокой устойчивости d¹⁰.

Пример 1. Приведите электронную формулу элемента с порядковым номером Z =16. Укажите положение этого элемента в периодической системе элементов. Охарактеризуйте его основные химические свойства.

Z = 16. 1 s² 2 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁴ . Элемент 3 периода, 6 группы, главной подгруппы. Это р -элемент – типичный неметалл. Характер оксидов – кислотный. Максимальная положительная степень окисления равна +6 (ЭО₃), максимальная отрицательная равна -2 (Н₂Э).

Невозбужденное состояние: 3 d

		3 p
3 s	­¯	­	­
­¯

1 s² 2 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁴ В = 2 (Н₂Э)

Возбужденное состояние 1 (*): 3 d

		3 p		­
3 s	­	­	­
­¯

1 s² 2 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p³ 3 d¹ В = 4 (ЭО₂)

Возбужденное состояние 2 (**): 3 d

		3 p		­	­
3 s	­	­	­
­

1 s² 2 s² 2 p⁶ 3 s¹ 3 p³ 3 d² В = 6 (ЭО₃)

Дата добавления: 2015-07-25