Строение электронной оболочки атома

План:

1. Квантовые числа (главное, побочное, магнитное, спиновое).

2. Закономерности заполнения электронной оболочки атома:

- принцип Паули;

- принцип наименьшей энергии;

- правило Клечковского;

- правило Гунда.

3. Определения понятий: электронная оболочка, электронное облако, энергетический уровень, энергетический подуровень, электронный слой.

Атом состоит из ядра и электронной оболочки. Электронная оболочка атома – это совокупность всех электронов в данном атоме. От строения электронной оболочки атома напрямую зависят химические свойства данного хим. элемента. Согласно квантовой теории, каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.

Для характеристики орбиталей и электронов используют квантовые числа.

Главное квантовое число – n. Характеризует энергию и размер орбитали и электронного облака; принимает значения целых чисел от 1 до бесконечности (n = 1,2,3,4,5,6…). Орбитали, имеющие одинаковое значение n, близки между собой по энергии и по размеру и образуют один энергетический уровень.

Энергетический уровень – это совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа. Энергетические уровни обозначают либо цифрами, либо большими буквами латинского алфавита (1-K, 2-L, 3-M, 4-N, 5-O, 6-P, 7-Q). С увеличением порядкового номера энергия и размер орбиталей увеличиваются.

Электронный слой – это совокупность электронов, находящихся на одном энергетическом уровне.

На одном энергетическом уровне могут находиться электронные облака, имеющие различные геометрические формы.

Побочное (орбитальное) квантовое число – l. Характеризует форму орбиталей и облаков; принимает значения целых чисел от 0 до n-l.

УРОВЕНЬ	ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО - n	ЗНАЧЕНИЕ ПОБОЧНОГО КВАНТОВОГО ЧИСЛА – l
K		0 (s)
L		0,1 (s,p)
M		0,1,2 (s,p,d)
N		0,1,2,3 (s,p,d,f)

Орбитали, для которых l=0, имеют форму шара (сферы) и называются s-орбиталями. Они имеются на всех энергетических уровнях, причем на К-уровне имеется только s-орбиталь. Схематично изобразите форму s-орбитали:

Орбитали, для которых l=1, имеют форму вытянутой восьмерки и называются р - орбиталями. Они имеются на всех энергетических уровнях, кроме первого (К). Схематично изобразите форму l -орбитали:

Орбитали, для которых l=2, называются d-орбиталями. Их заполнение электронами начинается с третьего энергетического уровня.

Заполнение f-орбиталей, для которых l=3, начинается с четвертого энергетического уровня.

Энергия орбиталей, находящихся на одном энергетическом уровне, но имеющих разную форму, неодинакова: E_s<E_p<E_d<E_f, поэтому на одном уровне выделяют разные энергетические подуровни.

Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного и побочного квантового числа, но отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.

Магнитное квантовое число – m_l. Характеризует ориентацию орбиталей (электронных облаков) в пространстве и принимает значения целых чисел от –l через 0 до +l. Число значений m_l определяет число орбиталей на подуровне, например:

s-подуровень: l=0, m_l=0, - 1 орбиталь.

p-подуровень: l=1, m_l=-1, 0, +1, -3 орбитали

d-подуровень: l=2, m_l=-2, -1, 0, +1, +2, - 5 орбиталей.

Таким образом, число орбиталей на подуровне можно вычислить как 2l+1. Общее число орбиталей на одном энергетическом уровне = n². Общее число электронов на одном энергетическом уровне = 2n². Графически любая орбиталь изображается в виде клетки (квантовой ячейки).

Схематично изобразите квантовые ячейки для разных подуровней и подпишите для каждой из них значение магнитного квантового числа:

Итак, каждая орбиталь и электрон, находящийся на этой орбитали, характеризуется тремя квантовыми числами: главным, побочным и магнитным. Электрон характеризуется еще одним квантовым числом – спином.

Спиновое квантовое число, спин (от англ. to spin – кружить, вращать) – m_s. Характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: +1/2 и –1/2. Электрон со спином +1/2 условно изображают так: ­; со спином –1/2: ¯.

Заполнение электронной оболочки атома подчиняется следующим законам:

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Составьте наборы квантовых чисел для всех электронов атома кислорода и убедитесь в справедливости принципа Паули:

Принцип наименьшей энергии: Основное (устойчивое) состояние атома – это такое состояние, которое характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.

Правило Клечковского: Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии, который определяется значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.

Правила Гунда: На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.

Составьте электронно-графические формулы магния, железа и теллура:

Исключения составляют атомы хрома и меди, в которых происходит проскок (переход) одного электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень, что объясняется большой устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d⁵ и 3d¹⁰. Составьте электронно-графические формулы атомов хрома и меди:

Для характеристики электронного строения атома можно использовать схемы электронного строения, электронные и электронно-графические формулы.

Используя вышеперечисленные схемы и формулы, покажите строение атома серы:

ТЕСТ НА ТЕМУ «СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА»

1. Элемент, невозбужденный атом которого не содержит неспаренных электронов, - это

А) магний

Б) углерод

В) сера

Г) цинк

2. Электронная конфигурация иона Cl⁺ в основном электронном состоянии (этот ион образуется при действии ультрафиолетового излучения на сильно нагретый хлор) имеет вид:

А) [Ne] 3s^23p^5

Б) [Ne] 3s^13p^6

В) [Ne] 3s^23p^4

Г) [Ne] 3s^23p^6

3. Элементу второго периода для завершения внешнего уровня не хватает трех электронов. Этот элемент

А) бор

Б) углерод

В) азот

Г) фосфор

4. Формула высшего оксида некоторого элемента – ЭО₃. Какую конфигурацию валентных электронов может иметь этот элемент в основном состоянии?

А) 4d^6

Б) 2s^22p^4

В) 3s^23p^4

Г) 3s^13d^5

5. Чему равно орбитальное квантовое число 3р электрона?

А) 1

Б) 3

В) 0

Г) +1/2

6. Число неспаренных электронов в атоме хрома в невозбужденном состоянии равно:

А) 1

Б) 4

В) 5

Г) 6

7. Электронную конфигурацию внешнего электронного слоя 3s²3p⁶ имеют соответственно атом и ионы:

А) Ar, Cl^-, S^-2

Б) Kr, K^+, Ca^+2

В) Ne, Cl^-, Ca^+2

Г) Ar, Cl^-, Ca^+2

8. Число d-электронов у атома серы в максимально возбужденном состоянии равно:

А) 1

Б) 2

В) 4

Г) 6

9. Распределение электронов в нормальном состоянии в атоме хрома по энергетическим уровням соответствует ряду цифр:

А) 2,8,12,2

Б) 2,8,8,6

В) 2,8,13,1

Г) 2,8,14,0

10. Ионы О^-2 и К⁺ имеют соответственно следующие электронные формулы:

А) 1s^22s^22p^4

Б) 1s^22s^22p^6

В)1s^22s^22p^63s^23p^64s^0

Г)1s^22s^22p^63s^23p^64s^1

(1, 7, 10 - по два прав ответа)

Занятие 5:Периодический закон и система химических элементов Д.И.Менделеева. Тест на тему «Периодический закон и система химических элементов Д.И.Менделеева». Задачи на изотопы и упражнения на ядерные реакции.

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

План:

1. История открытия Периодического закона и системы хим. элементов Д.И.Менделеева.

2. Периодический закон в формулировке Д.И.Менделеева.

3. Современная формулировка Периодического закона.

4. Значение Периодического закона и системы хим. элементов Д.И.Менделеева.

5. Периодическая система хим. элементов – графическое отражение Периодического закона. Строение Периодической системы: периоды, группы, подгруппы.

6. Зависимость свойств хим. элементов от строения их атомов.

7. План характеристики химического элемента на основании его положения в ПСХЭ.

1 марта (по новому стилю) 1869 г. считается датой открытия одного из важнейших законов химии – Периодического закона. В середине 19 века было известно уже 63 хим. элемента, возникла потребность в их классификации. Попытки такой классификации предпринимали многие ученые (Одлинг и Ньюлендс, Дюма и Шанкуртуа, Деберейнер и Мейер), но лишь Д.И.Менделееву удалось увидеть определенную закономерность, расположив элементы в порядке возрастания их атомных масс. Эта закономерность носит периодический характер, поэтому Д.И.Менделеев сформулировал открытый им закон следующим образом:

Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элемента.

В системе хим. элементов, предложенной Д.И.Менделеевым, был ряд противоречий, которые сам автор Периодического закона устранить не смог. Найдите и запишите 2-3 пары химических элементов, расположение которых в Периодической системе не подчиняется зависимости от величины их атомной массы:

Лишь в начале 20 века после открытия строения атома был объяснен физический смысл Периодического закона и появилась его современная формулировка:

Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Это утверждение подтверждает и наличие изотопов, хим. свойства которых одинаковы, хотя атомные массы различны.

Периодический закон – один из основных законов природы и важнейший закон химии. С открытия этого закона начинается современный этап развития химической науки. Хотя физический смысл Периодического закона стал понятен после создания теории строения атома, сама эта теория развивалась на основе Периодического закона и системы хим. элементов. Закон помогает ученым создавать новые хим. элементы и новые соединения элементов, получать вещества с нужными свойствами. Сам Д.И.Менделеев предсказал существование 12 элементов, которые в то время еще не были открыты, и определил их положение в периодической системе. Свойства трех из этих элементов он подробно описал, и при жизни ученого эти элементы были открыты ("экабор" – галлий, "экаалюминий" – скандий, "экасилиций" – германий). Кроме того, Периодический закон имеет большое философское значение, подтверждая наиболее общие законы развития природы.

Графическим отражением Периодического закона является Периодическая система хим. элементов Д.И.Менделлева. Существует несколько форм Периодической системы (короткая, длинная, лестничная (предложена Н.Бором), спиралеобразная). В России наибольшее распространение получила короткая форма. Современная Периодическая система содержит 110 открытых на сегодняшний день хим. элементов, каждый из которых занимает определенное место и имеет свой порядковый номер. В таблице выделяют горизонтальные ряды – периоды (1-3 – малые, состоят из одного ряда; 4-6 – большие, состоят из двух рядов; 7 период – незавершенный). Кроме периодов выделяют вертикальные ряды – группы, каждая из которых подразделяется на две подгруппы (главную – А и побочную – В). Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, все они проявляют металлические свойства. Элементы одной подгруппы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек, что обуславливает их схожие хим. свойства.

Дата добавления: 2015-08-26