Строение атома. Периодическая система Д.И. Менделеева. Химическая связь.

Строение атома. В основе современной теории строения атома лежат следующие положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна. Подобно частице электрон обладает определенной массой и зарядом, в то же время движущийся электрон проявляет волновые свойства (например, характеризуется способностью к дифракции). Длина волны электрона λ и его скорость V связаны соотношением де Бройля:

λ = h / mV,

где m - масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измерим скорость, тем больше неопределенность по координате и наоборот.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность нахождения его в разных частях пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название - нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента (положительному заряду ядра атома), а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу (атомной массе). Эти параметры связаны между собой соотношением

А = Z + N.

где А — массовое число; Z — заряд ядра, равный числу протонов;

N — число нейтронов в ядре.

Сформированные выше положения входят в состав квантовой механики. Наиболее важным является то, что вся совокупность сложных движений электронов в атоме описывается квантовыми числами: главным n, побочным l, магнитным m_l, спиновым ms.

Квантовые числа электронов. Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1, 2, 3, ...). В пределах определенных уровней электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Принадлежность различным подуровням данного энергетического уровня отражается побочным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом l . Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до (n - 1)Принято обозначать численные значения l следующими буквами.

 

Значения l
Буквенное обозначение	s	р	d	f

 

В этом случае говорят о s, p, d, f—состояниях электрона.

Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного облака. Если l = 0(s-орбиталь),то электронное облако имеет шаровидную форму (сферическую симметрию) и не обладает направленностью в пространстве. При l = 1(p-орбиталь) электронное облако имеет форму гантели. Формы электронных облаков d —f — g— электронов намного сложнее.

Движение электрона по орбите вызывает появление магнитного поля. Положение электрона, в пространстве характеризуется третьим квантовым числом - магнитным, (m_l), оно характеризует ориентациюатомной орбитали (А.О.) в пространстве. Оно может принимать целочисленные значения (от – l до +l), включая 0, то есть всего (2 l + l).

Например:

если l = 0, то m_l = 0;

если l = 1, то m_l = (-1, 0, +1);

если l = 3, то m_l = (-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

Если l = 1, то p-орбиталь может ориентироваться в пространстве в трех различных положениях, т. к. (m_l) имеет три значения: (-1, 0, +1). Для полного объяснения всех свойств атома была выдвинута гипотеза о наличии у электрона спина-свойства, связанного с внутренним движением электрона вокруг своей оси.

Спиновое квантовое число m_s, указывает ориентацию электронного спина по отношению к магнитному полю. Это квантовое число может принимать только два значения: +1/2 и -1/2. Два электрона, спиновые квантовые числа которых имеют противоположные знаки, называют электронами с антипараллельными спинами.

Распределение электронов по энергетическим уровням подчиняется трем основным принципам: 1) принципу Паули; 2) правилу Гунда; 3) принципу наименьшей энергии.

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа одинаковы, т.е. если n, l, m_l одинаковы, то их спины антипараллельны.

 

Правило Хунда.

В пределах незавершенного подуровня абсолютная величина суммарного спина должна быть максимальным.

Электроны располагаются по одному в свободной р-АО, ориентируя свой спин параллельно.

3р

В данном случае абсолютная величина суммарного спина максимальна и равна1 ¹/₂

Изправила Хунда следует, что наполовину заполненный подуровень более устойчивый, например у Cr :

₂₄Cr– 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶3d⁵ 4s¹, его валентные электроны:

3d 4s

 

Принцип наименьшей энергии. Каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром). Так как она в основном определяется значениями главного (n) и побочного (l) квантовых чисел, то сначала электронами заполняются те подуровни, для которых сумма (n + l) меньше (первое правило Клечковского). В случае, если сумма (n + l) для двух электронов одинакова (например, для 3d- и 4p- подуровней n + l = 5), то сначала электроны занимают атомную орбиталь, соответствующую меньшему n (второе правило Клечковского).

Заполнение энергетических уровней и подуровней идет в такой последовательности:

1s→2s→2p→3s→3p→4s 3d→4p→5s 4d→5p→6s 5d→4f→5d→6p→7s 6d-

 

2)→5f→6d→7p

В табл.1 приведены значения и обозначения квантовых чисел, а также число электронов на соответствующем энергетическом уровне и подуровне.

Таблица 1

Квантовый	Магнитное квантовое число ml	Число квантовых состояний (орбиталей)	Максимальное число электронов
Уровень	Подуровень	в подуровне (2l+1)	В уровне n2	В подуровне 2(2l+1)	В уровне 2n2
обозначение	Главное квантовое число n	Обозначение	Орбитальное квантовое число l
K		s
L		p s		-1; 0; +1
M		s p d		-1; 0; +1 -2; -1; 0; +1;+2
N		s p d f		-1;0;+1 -2;-1;0;+1;+2 -3;-2; 0;+1;+2;+3

 

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. На основании современных представлений периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра (порядкового номера) атома.

Из рассмотренных электронных конфигураций атомов наглядно прослеживается периодичность свойств элементов. Число электронов, находящихся на внешнем уровне атомов элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера, периодически повторяется. Периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением числа электронов на их внешних энергетических уровнях. По числу энергетических уровней атома элементы делятся на семь периодов. Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного уровня, во втором – из двух, в третьем - из трёх, в четвёртом – из четырёх и т. д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень. Каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон-атомы щелочных металлов и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) т.е. атомами благородных инертных газов.

Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства.

Число главных подгрупп определяется максимальным числом электронов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов. Число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу периодической таблицы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f-подуровне, т. е. 14.

Периодичность свойств элементов можно проиллюстрировать на самых разных характеристиках: радиусе атома и атомного объёма; потенциала ионизации; сродства к электрону; электроотрицательности атома; степени окисления; физических свойств соединений (плотность, температура плавления и кипения).

Потенциал (энергия) ионизации J-энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома, x → (x⁺ + e).

Наименьшие потенциалы ионизации у щелочных металлов, наибольшие – у инертных газов.

Сродство с электроном. E-энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому (x + e)→ x^–. Наибольшее сродство с электроном – у галогенов, наименьшее - у металлов.

Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов. По шкале Полинга ЭО фтора (наиболее электроотрицательного из всех элементов) условно принята 4,0. На втором месте находится кислород, на третьем – азот и хлор. Водород и типичные неметаллы находятся в центре шкалы значения, их ЭО близки к 2. Большинство металлов имеют значения ЭО, приблизительно равные 1,7 и меньше.

Химическая связь. Любая химическая связь образуется только тогда, когда сближение атомов приводит к понижению полной энергии системы.

В зависимости от характера распределения электронной плотности в молекуле различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. В «чистом» виде перечисленные типы связи проявляются редко. В большинстве соединений имеет место наложение разных типов связей.

Ковалентная связь. Существуют два принципиальных механизма образования ковалентной связи – обменный и донорно-акцепторный. При осуществлении обменного механизма ковалентная связь возникает за счёт образования электронных пар, принадлежащих обоим атомам. При образовании ковалентной неполярной связи одна или несколько электронных пар в одинаковой мере принадлежат обоим атомам (одинаковые атомы или атомы с близкой электроотрицательностью). При возникновении ковалентной полярной связи электронные пары смещены к более электроотрицательному атому элемента (атомы элементов с отличающейся ЭО).

Ионная связь – электростатическое притяжение между ионами, образованными путем полного смещения электронной пары к одному из атомов. Этот тип связи образуется, если разность элетроотрицательностей атомов велика (меньше 1,7 по шкале Полинга). Этот тип связи характерен для соединений, образованных щелочными и щелочноземельными металлами и галогенами.

Металлическая связь.Металлы объединяют свойства, имеющие общий характери отличающиеся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло- и электропроводность, пластичность. Эти особенности обязаны существованию в металлах особого вида связи – металлической.

Металлическая связь – связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счёт притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу.

Атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них.

В металлической решетке положительные ионы локализованы в определенных положениях кристаллической решетки. В поле положительных зарядов сравнительно свободно перемещается большое количество свободных электронов. В случае металлов невозможно говорить о направленности связей, так как валентные электроны распределены по кристаллу равномерно.

Пример 1. В какой последовательности и почему будут заполняться электронами 4s, 3d ,4p – подуровни?

Решение .Согласно правила Клечковского:

В порядке возрастания суммы (n + l),последовательность заполнения валентными электронами такова:

₂₀Ca – 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶3d⁰ 4s², суммa (n + l) =( 4+ 0), 4s² валентные электроны Ca

₂₁Sc – 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶ 3d¹4s², суммa (n + l) =( 3+ 2), 3d¹4s² валентные электроны Sc

₃₁Ga– 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p¹, суммa (n + l) = ( 3+ 2) 4s²4p¹ валентные электроны Ga

Пример 2. Дайте характеристику элементу As (мышьяк) на основании его положения в периодической системе, строения атома. Какую степень окисления он может проявлять и как это сказывается на характере его соединений?

Решение. As - химический знак, порядковый номер - 33. Мышьяк находится в четвертом периоде (большом), в V группе (главной), относится к p-элементам. Строение атома следующее: Z= 33 (заряд ядра, число протонов, общее число электронов). Число нейтронов N = А - Z = 75 - 33 = 42. Число энергетических уровней равно 4 (номеру периода).

Электронная формула мышьяка:

₃₃As - 1s²2s²2p⁶3d¹⁰4s²4p³

Распределение валентных (внешних) электронов в атоме Аs можно представить в виде электронно-графической формулы следующим образом:

 

4s 4p 4d

↓↑

↑

↑

↑

As

4s 4p 4d

↑

↑

↑

↑

↑

 

As^*

 

В возбуждённом состоянии электрон с 4s-подуровня переходит на свободный 4d-подуровень. Мышьяк проявляет степени окисления: -3, +3, +5. Амфотерные свойства Аs проявляет в промежуточной степени окисления (+3). Аs₂0₃, Аs(ОН)₃ - амфотерные оксид и гидроксид мышьяка (III) соответственно. Аs₂0₅ - кислотный оксид, которому соответствует Н₃АsО₄ (мышьяковая кислота). Мышьяк образует водородное соединение АsН₃, в котором имеет степень окисления -3.

Пример 3. Как изменяются свойства элементов в ряду: B – Al – Ga ?

Решение. В группах с увеличением порядкового номера ослабевают неметаллические и усиливаются металлические свойства.

Это связано с тем, что в группах (главных подгруппах) при увеличении порядкового номера увеличиваются атомные радиусы, уменьшается энергия ионизации. Электроотрицательность элементов в группах при движении сверху вниз периодической таблицы уменьшается. Наибольшим значением ЭО обладают неметаллы, у металлов эта величина меньше. Наибольшее значение ЭО в ряду имеет B, у Ga эта величина меньше. Значит, металлические свойства от B к Ga усиливаются. B₂O₃ является кислотным оксидом, которому соответствует борная кислота H₃BO₃. Al– металл, но его соединения Al₂O₃, Al(OH)₃ амфотерны. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия проявляются в том, что эти соединения растворяются в кислотах и щелочах.

Таким образом, переход от неметаллических свойств к металлическим происходит постепенно, через проявление элементом амфотерных свойств. Ga – металл, но некоторые его соединения также амфотерны, например Ga(OH)₃.

Контрольные вопросы

1. Сколько и какие значения может принимать магнитное квантовое число m_l при орбитальном квантовом числе l: 0 , 1 , 2 и 3? Какие элементы в периодической системе носят названия s-,p-,d- и f-элементов? Приведите примеры.

2. Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, m_l,m_s характеризующие состояние электронов в атоме. Какие значения они принимают для внешних электронов атома магния? Объясните эти изменения, используя положение элемента в периодической системе, а также строение его атома.

3. Какое максимальное число электронов может принимать s-, p-, d- и f- орбитали данного энергетического уровня? Почему?

4. В чем заключается принцип несовместимости Паули? Может ли быть на каком-нибудь подуровне атома р⁷или d¹² электронов? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны.

5. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 28. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

6. Напишите электронные формулы атомов фосфора и ванадия. Распределите электроны этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

7. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 9 и 28. Распределите электроны этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих электронов?

8. Напишите электронные формулы атомов марганца и селена. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

9. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4s или 3d; 5sили 4p? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 21.

10.Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4d или 5s; 6sили 5р?Почему? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 43.

11.Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Какие электроны этих атомов являются валентными?

12.Объясните эти изменения, используя положение элемента в периодической системе, а также строение его атома.

13.Как изменяются свойства химических элементов с увеличением зарядов ядер атомов?

14.Какова современная формулировка периодического закона? Объясните, почему в периодической системе элементов аргон, кобальт, теллур и торий находятся соответственно перед калием, никелем, йодом и протактинием, хотя и имеют большую атомную массу?

15. Атомные массы элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются, тогда, как свойства простых тел изменяются периодически. Чем это можно объяснить?

16. Определение электроотрицательности? Как изменяется электроотрицательность p-элементов в периоде; в группе периодической системы с увеличением порядкового номера?

17. Какой из элементов четвертого периода ванадий или мышьяк обладает более выраженными металлическими свойствами? Какой из элементов образует газообразное соединение с водородом.

18.Почему марганец проявляет металлические свойства, а хлор - неметаллические? Ответ мотивируйте строением атомов этих элементов. Напишите формулы оксидов и гидроксидов хлора и марганца.

19.Какие элементы образуют газообразные соединения с водородом? В каких группах периодической системы находятся эти элементы? Составьте формулы водородных и кислородных соединений хлора, теллура и сурьмы, отвечающих их низшей и высшей степеням окисления.

20.У какого элемента четвертого периода хрома или селена сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте строением атомов хрома и селена.

21.У какого из p-элементов пятой группы периодической системы фосфора или сурьмы сильнее выражены неметаллические свойства? Какой из водородных соединений данных элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атома этих элементов.

22.Как изменяются свойства элементов в каждом ряду: a) Al-Si-P; б)N-P-As-Sb; в) F-Cl-Br-I; г) O-S-Se-Te; д) C-Si-Ge-Sn.

23. Дайте характеристику следующих элементов на основе их положения в периодической системе, строения атомов. Какую степень окисления они могут проявлять и как это сказывается на характере их соединений: а) хлор; б) калий; в) магний; г) сера; д) алюминий; е) кальций; ж) литий; з) фосфор; и) углерод.

24. Дайте определение понятию «химический элемент» на основе теории строения атома. Почему главным признаком элемента является заряд ядра, а не атомная масса?

25. Какова структура периодической системы, отражающей пе­риодическое изменение свойств элементов с увеличением заряда ядер атомов?

26.Как изменяются и какова причина изменения свойств элементов в главных подгруппах периодической системы с увеличением зарядов ядер атомов?

27.Как располагаются элементы в периодах и группах периодической системы. Каково число периодов и групп?

28.Какова причина изменения свойств элементов с увеличением зарядов ядер атомов в малых и больших периодах? В чем состоит различие этих изменений?

29. Составьте электронные схемы строения молекул С1₂, Н₂S, ССl₄. В каких молекулах ковалентная связь является полярной?

30. Какую химическую связь называют ковалентной? Чем можно объяснить направленность ковалентной связи?

31. Какие кристаллические структуры называются ионными, атомными, молекулярными и металлическими? Кристаллы, каких веществ: алмаз, хлорид натрия, диоксид углерода, цинк имеют указанные структуры?

32. Какая химическая связь называется водородной? Между мо­лекулами, каких веществ она образуется? Почему Н₂О и HF, имея меньшую молекулярную массу, плавятся и кипят при более высоких температурах, чем их аналоги?

33. Какая химическая связь называется ионной? Каков механизм ее образования? Приведите два примера типичных ионных соединений. Напишите уравнения превращения соответствующих ионов в нейтральные атомы.

34. Какие силы молекулярного взаимодействия называются ориентационными, индукционными и дисперсионными? Когда возникают и какова природа этих сил?