Тема №7238 Современные представления о строении атома
Поиск задачи:

Рассмотрим тему Современные представления о строении атома из предмета Химия и все вопросы которые связанны с ней. Из представленного текста вы познакомитесь с Современные представления о строении атома, узнаете ключевые особенности и основные понятия.

Уважаемые посетители сайта, если вы не согласны с той информацией которая представлена на данной странице или считаете ее не правильной, не стоит попросту тратить свое время на написание негативных высказываний, вы можете помочь друг другу, для этого присылайте в комментарии свое "правильное" решение и мы его скорее всего опубликуем.

Современные представления о строении атома

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы.

Электронная конфигурация атома.

Основное и возбужденное состояние атомов

♦    Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

♦    Атом — наименьшая частица элемента в химических соединениях. Атом представляет собой электронейтральную частицу, состоящую из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Атомное ядро состоит из нуклонов: протонов Jp (заряд +1, массовое число 1) и нейтронов 0n (заряд 0, массовое число 1). В ядре сосредоточен весь положительный заряд и основная часть массы атома.

Заряд ядра, равный порядковому номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева, совпадает с числом протонов. Заряд ядра атома является основной характеристикой химического элемента.

В электронейтральном атоме число протонов равно числу электронов, поэтому:

Порядковый

Заряд

_ Число протонов _

Число электронов

номер элемента

ядра

в ядре атома

в атоме

Масса ядра атома равна сумме масс протонов и нейтронов. Эта сумма носит название массовое число атома. Таким образом, массовое число ядра (А) равно суммарному количеству протонов (Z) и нейтронов (N):

A = Z + N

Соответственно, число нейтронов в атоме равно:

N = A - Z

У одного элемента возможно существование атомов с различным массовым числом ядер — изотопов. Изотопы одного элемента характеризуются одинаковым числом протонов (Z) в ядре атома и отличаются числом нейтронов (N).

Для обозначения изотопов используют символы химических элементов, записывая слева внизу порядковый номер элемента (заряд ядра его атома), а слева вверху — массовое число. Например, в природе химический элемент хлор содержит два изотопа с разными массовыми числами:

и Cl — изотоп хлора с массовым числом 35;

17 Cl — изотоп хлора с массовым числом 37.

Число нейтронов в атомах изотопов хлора равно:

в изотопах Cl: N = 35 — 17 = 18;

в изотопах ” Cl: N = 37 — 17 = 20.

Возможна также запись изотопов химического элемента без обозначения порядкового номера, например, для изотопов хлора: 35Cl и 37Cl.

Относительная атомная масса A химического элемента, указанная в периодической таблице Д. И. Менделеева, представляет собой среднюю величину массовых чисел природных изотопов, вычисленную с учетом распространенности изотопов каждого вида в природе. Так, в природе химический элемент хлор состоит из изотопа 17Cl (75,5 %) и изотопа 17 Cl (24,5 %). Поэтому относительная атомная масса хлора равна:

A = 35,5-0,755 + 37,5-0,245 » 35,5.

Электроны, входящие в состав атома, образуют его электронную оболочку. Именно строение электронной оболочки атома определяет свойства химического элемента.

Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную природу и обладает одновременно свойствами волны и частицы, поэтому для описания его поведения нельзя пользоваться привычными характеристиками, такими как скорость и траектория движения. Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики — физической теории, устанавливающей законы движения микрочастиц. Согласно квантово-механическим представлениям, электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой части пространства вокруг ядра, но с разной вероятностью.

♦ Атомная орбиталь (АО) - часть пространства вокруг ядра атома, в которой наиболее велика вероятность нахождения электрона.

Каждой АО соответствует область пространства определенного размера, формы и ориентации, равноценная понятию электронного облака.

Графически любая орбиталь изображается в виде квантовой ячейки: □ .

Для характеристики атомных орбиталей используют квантовые числа, которые полностью описывают состояние электронов в атоме.

Главное квантовое число — n — определяет энергию АО и номер энергетического уровня, на котором находится электрон; может принимать значения от единицы до бесконечности.

Орбитальное квантовое число — I — определяет форму АО; может принимать значения от нуля до n — I (всего n значений). По форме различают s-, p-, d- и /-орбитали.

Орбитали с I = 0 имеют форму шара и называются s-орбиталями. Они содержат все энергетические уровни.

Орбитали с (. = 1 имеют форму объемной восьмерки (гантели) и называются р-орбиталями. Они содержат все энергетические уровни, кроме первого.

Орбитали с I = 2 называют d-орбиталями, с I = 3 — /-орбиталями; d- и /-орбитали имеют более сложную форму; d-орбитали содержат все энергетические уровни, кроме первого и второго; /-орбитали содержат энергетические уровни, начиная с четвертого.

Магнитное квантовое число — те — определяет пространственную ориентацию данной АО; может принимать значения от —£ до +£ (всего 2£ + 1 значение).

Спиновое квантовое число — ms —определяет вращение электрона вокруг оси; может принимать значения + 1/2. Электроны с разными значениями спинового квантового числа обозначаются стрелочками: f и I.

Совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа п, образует энергетический уровень, или оболочку. Энергетические уровни с номерами п = 1, 2, 3... Обозначают K, L, M и т. д. Энергетический уровень с номером n содержит n2 орбиталей.

Совокупность орбиталей с одинаковыми значениями главного и орбитального квантовых чисел (n и £) образует энергетический подуровень.

Число подуровней на уровне равно главному квантовому числу п.

Энергетический подуровень с квантовым числом £ содержит (21 + 1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень содержит одну орбиталь, р-подуровень — три орбитали, d-подуровень — пять орбиталей, /-подуровень — семь орбиталей:

□ s-подуровень,

|    |    | ~ р-подуровень,

d-подуровень,

/-подуровень.

Каждая орбиталь характеризуется тремя квантовыми числами: главным п, орбитальным £ и магнитным т.

♦ Электронная конфигурация атома — распределение электронов по орбиталям.

Заполнение электронных орбиталей происходит в соответствии со следующими принципами.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Поэтому на одной орбитали может находиться не более двух электронов, причем с разными значениями спинового квантового числа т . Отсюда следует, что на s-подуровне может находиться не более двух электронов, на р-подуровне — не более шести электронов, d-подуровне — не более десяти электронов, /-подуровне — не более четырнадцати электронов.

Два электрона, находящиеся на одной орбитали, называются спаренными (или неподеленной электронной парой). Один электрон на орбитали называется неспаренным:

□ — свободная орбиталь,

| fi| — орбиталь с неподеленной электронной парой, ш или ш — орбитали с неспаренными электронами.

Правило Хунда: в основном состоянии в пределах одного подуровня атом должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов.

Основным состоянием атома называется его наиболее устойчивое состояние, в котором электроны занимают орбитали с наименьшей энергией.

Это означает, что в пределах одного подуровня электроны заполняют орбитали сначала наполовину, а затем — полностью, при этом неспаренные электроны должны иметь одинаковое значение спинового квантового числа. Например, три электрона в основном состоянии атома должны располагаться на трех р-орбиталях следующим образом:

— правильно,

 

— неправильно.

Принцип наименьшей энергии: электроны заполняют электронные орбитали в порядке увеличения их энергии.

Последовательность заполнения электронных орбиталей выглядит следующим образом:

1s < 2s <    2p    <    3s < 3p < 4s <    3d < 4p < 5s < 4d < 5p    <

<    6s    <    4f < 5d < 6p <    7s < 5f < 6d < 7p.

Электронные конфигурации атомов первых четырех периодов таблицы Д. И. Менделеева будут иметь вид, представленный в табл. 1.

Таблица 1

Номер

периода

Порядковый

номер

элемента

Символ

элемента

Электронная конфигурация атома

i

i

H

is1

2

He

is2

II

3

Li

1s22s1

4

Be

1s22s2

5

B

1s22s22p1

6

C

1s22s22p2

7

N

1s22s22p3

8

O

1s22s22p4

9

F

1s22s22p5

10

Ne

1s22s22p6

III

11

Na

1s22s22p63s‘

12

Mg

1s22s22p63s2

13

A1

1s22s22p63s23p‘

14

Si

1s22s22p63s23p2

15

P

1s22s22p63s23p3

16

S

1s22s22p63s23p4

17

C1

1s22s22p63s23p5

18

Ar

1s22s22p63s23p6

IV

19

K

1s22s22p63s23p64s*

20

Ca

1s22s22p63s23p64s2

21

Sc

1s22s22p63s23p64s23d‘

22

Ti

1s22s22p63s23p64s23d2

23

V

1s22s22p63s23p64s23d3

24

Cr

1s22s22p63s23p64s‘3d5

25

Mn

1s22s22p63s23p64s23d5

26

Fe

1s22s22p63s23p64s23d6

27

Co

1s22s22p63s23p64s23d7

28

Ni

1s22s22p63s23p64s23d8

29

Cu

1s22s22p63s23p64s‘3d10

30

Zn

1s22s22p63s23p64s23d10

31

Ga

1s22s22p63s23p64s23d104p*

32

Ge

1s22s22p63s23p64s23d104p2

33

As

1s22s22p63s23p64s23d104p3

34

Se

1s22s22p63s23p64s23d104p4

35

Br

1s22s22p63s23p64s23d104p5

36

Kr

1s22s22p63s23p64s23d104p6

 

Электронные конфигурации атомов I — IV периодов периодической таблицы Д. И. Менделеева Принцип наименьшей энергии справедлив только для основного состояния атома, в возбужденных состояниях электроны могут занимать любые орбитали атома, если при этом не нарушается принцип Паули.

При получении энергии извне, например при облучении или нагревании, один или несколько электронов могут повышать свою энергию и переходить на более высокие энергетические уровни. Такие состояния атома называются возбужденными. Так, в возбужденном состоянии атом углерода будет иметь электронную конфигурацию внешнего электронного уровня 2s'2p3:

Из табл. 1 следует, что атомы элементов VIII группы главной подгруппы — He, Ne, Ar, Kr — имеют завершенный внешний энергетический электронный уровень, который содержит 2 электрона у атома гелия (1s2), 8 электронов у атомов остальных благородных (инертных) газов: ns2np6, где n — номер периода, в котором находится данный элемент. Завершенный внешний электронный уровень обладает наибольшей устойчивостью и обусловливает химическую инертность благородных газов. Атомы остальных химических элементов имеют незавершенные внешние электронные уровни.

В зависимости от того, какой электронный подуровень в атоме заполняется последним, все химические элементы подразделяют на четыре типа электронных семейств: s-, p-, d-, и /-элементы (табл. 2).

Таблица 2

Электронные семейства химических элементов

Тип электр. семейства

Заполняемый электр. подуровень

Положение

в периодической таблице

s-элементы

s-подуровень внешнего уровня

Первые два элемента каждого периода. Главные подгруппы I и II групп

p-элементы

р-подуровень внешнего уровня

Последние шесть элементов каждого периода, кроме I и VII.

Главные подгруппы III—VIII групп

d- элементы

d-подуровень предвнешнего уровня

10 элементов, расположенных между s- и p-элементами в больших периодах (переходные металлы). Побочные подгруппы I — VIII групп

/-элементы

/-подуровень третьего снаружи уровня

14 лантаноидов в VI периоде и 14 актиноидов в VII периоде. Находятся в нижней части таблицы

 


Категория: Химия | Добавил: Админ (30.07.2016) Просмотров: | Рейтинг: 0.0/0

Другие задачи:
Всего комментариев: 0
avatar