Периодический закон и строение атома.

Планетарная модель строения атома была предложена в результате открытия ядра атома Резерфордом:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре.

3. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны с отрицательными электрическими зарядами, образующие электронные оболочки атома. Их число равно заряду ядра.

Ядро атома состоит из протонов и нейтронов (общее название – нуклоны). Оно характеризуется тремя параметрами: А – массовое число, Z – заряд ядра, равный числу протонов, и N – число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношением: А=Z+N.

Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента.

Атомы, ядра которых содержат одинаковое число протонов и разное число нейтронов, называются изотопами. Химические свойства изотопов идентичны.

Электронные конфигурации атомов. В основе современной теории строения атома (квантовой механике атома) лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна. Длина волны электрона λ и его скорость ν связаны соотношением де Бройля:

λ =h/mv,

h – постоянная Планка,

m – масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение:

Δ x∙ m∙ Δ v> h/4π,

Δ x – неопределенность положения координаты,

Δ v – погрешность измерения скорости,

h – постоянная Планка.

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

Квантовые числа электрона. Согласно квантовой механике, движение электрона в атоме описывается пятью квантовыми числами: главным, побочным (орбитальным), магнитным, спиновым и проекцией спина (магнитным спиновым числом).

Главное квантовое число (n) определяет общую энергию электрона. Оно может принимать любые целые значения, начиная с 1.

Побочное (орбитальное) квантовое число (l) характеризует форму орбитали. Оно может принимать значения от 0 до n-1. обычно численные значения l принято обозначать следующими буквенными сииволами:

Значение l 0 1 2 3 4

Буквенное обозначение s p d f g

В этом случае говорят о s-, p-, d-, f-, g –орбиталях.

Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется оболочкой (или энергетическим уровнем), с одинаковыми значениями n и l - подоболочкой (подуровнем).

Магнитное квантовое число (m_l) характеризует направление орбитали в пространстве. Оно может принимать любые целые значения от – l до + l, включая 0.

Каждый электрон характеризуется спиновым квантовым числом (s). Спин – это чисто квантовое свойство электрона, s= ½. Проекция спина на ось z (магнитное спиновое число m_s) может иметь лишь два значения: +1/2 или -1/2.

Принципы заполнения орбиталей.

1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Эквивалентное определение: на каждой орбитали может находится не более двух электронов.

2. Принцип наименьшей энергии: в основном состоянии атома каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Энергия орбиталей увеличивается в следующем порядке: 1s< 2s< 2p< 3s< 3p< 4s< 3d< 4p< 5s< 4d< 5p< 6s< 4f< 5d< 6p< 7s< 5f< 6d< 7p.

Как видно из этого ряда, чем меньше сумма n+l, тем меньше энергия орбитали. При заданном значении n+l наименьшую энергию имеет орбиталь с наименьшим n.

3. Правило Гунда. В основном состоянии атом должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Принцип наименьшей энергии и правило Гунда справедливы только для основных состояний атомов. В возбужденных состояниях электроны могут находится на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.

Периодический закон в современной формулировке: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента.

Физический смысл периодичности химических свойств состоит в периодическом изменении конфигурации электронов на внешнем энергетическом уровне (валентных электронов) с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она состоит из 7 периодов и 8 групп.

Период – это совокупность элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов ( с одинаковым номером внешнего энергетического уровня), равным номеру периода. Периоды могут состоять из 2, 8, 18 или 32 элементов в зависимости от максимального числа электронов на внешнем энергетическом уровне. В коротких периодах металлические свойства ослабляются, а неметаллические усиливаются с увеличением порядкового номера элемента.

Группа – совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Валентные электроны s и p соответствуют элементам главных подгрупп, валентные элементы d и f – элементам побочных подгрупп. Во всех группах металлические свойства усиливаются с увеличением порядкового номера. Все элементы побочных подгрупп являются металлами.

Структурная химия.

Химическая связь – это взаимодействие двух атомов, осуществляемой путем обмена электронами. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (октет) или двухэлектронную (дублет) оболочки. Различают следующие виды химической связи:

1. Ковалентная связь – связь, осуществляемая за счет образования электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Различают обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Обменный механизм: каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

Донорно-акцепторный механизм: один атом предоставляет электронную пару, второй – свободную орбиталь для этой пары.

Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной. Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной. Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов.

Электроотрицательность – это способность атома притягивать электронную плотность от других атомов. Самый электроотрицательный элемент – фтор, самый электроположительный – цезий.

3. Ионная связь. Если разность электроотрицательностей атомов велика, то электронная пара, осуществляющая связь, переходит к одному из атомов, и оба атома превращаются в ионы. Химическая связь между ионами, осуществляемая за счет электростатического притяжения, называется ионной связью.

4. Водородная связь – это связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.

5. Металлическая связь. Валентные электроны металлов достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. Поэтому металл содержит ряд положительных ионов, расположенных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, свободно перемещающихся по всему кристаллу. Электроны в металле осуществляют связь между всеми атомами металла.

Валентность – число химических связей, образованных данным атомом в соединении. Это понятие применимо только к соединениям с ковалентной связью или к молекулам в газовой фазе.

Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер.

Правила определения степеней окисления.

1. Степень окисления элемента в простом веществе равна 0.

2. Степень окисления фтора во всех соединениях, кроме F₂, равна -1.

3. Степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме О₂, О₃, F₂O и перекисных соединений, равна -2.

4. Степень окисления водорода равна +1, если в соединении есть хотя бы один неметалл; -1 в соединениях с металлами (гидридах); 0 в Н₂.

5. Степень окисления металлов всегда положительна (кроме простых веществ). Степень окисления металлов главных подгрупп всегда равна номеру группы. Степень окисления металлов побочных подгрупп может принимать разные значения.

6. Максимальная положительная степень окисления равна номеру группы (исключения – Cu⁺², Au⁺³). Минимальная степень окисления равна номеру группы минус восемь.

7. Сумма степеней атомов в молекуле (ионе) равна 0 (заряду иона).

⇐ Предыдущая 6 7 8 9 101112 13 14 15 Следующая ⇒