16. Строение атома. Планетарная и квантово-механическая модель.

Согласно современным представлениям, ядро атома состоит из элементарных частиц двух видов - протонов и нейтронов (нуклонов). Протон (p) - положительно заряженная элементарная частица, нейтрон (n)-электронейтрален. Электрон значительно легче и заряжен отрицательно. Число протонов в ядре равно его заряду и, соответственно, порядковому номеру элемента в периодической системе. Число нейтронов в ядре атома одного и того же элемента может отличаться. В связи с этим один и тот же элемент обычно представлен разными изотопами. Изотопы -это атомы одного элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разную массу.

В основе современной квантово-механической теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. ЭЛЕКТРОН ИМЕЕТ ДВОЙСТВЕНУЮ (корпускулярно-волновую) ПРИРОДУ.

Электрон, как и другие элементарные частицы (протон, нейтрон), обладает определенной массой и зарядом, т.е. ведет себя как частица. В то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например характеризуется способностью к дифракции (рассеяние световых лучей) и интерференции (наложение световых волн).

2. ДЛЯ ЭЛЕКТРОНА НЕВОЗМОЖНО ОДНОВРЕМЕННО ТОЧНО ИЗМЕРИТЬ КООРДИНАТУ И СКОРОСТЬ.

В силу наличия у микрочастиц волновых свойств невозможно в каждый момент времени точно фиксировать их положение в пространстве и определять с любой точностью скорость их движения. Чем точнее мы измеряем один параметр, тем больше неопределенность в другом

3. ЭЛЕКТРОН В АТОМЕ НЕ ДВИЖЕТСЯ ПО ОПРЕДЕЛЕННЫМ ТРАЕКТОРИЯМ, А МОЖЕТ НАХОДИТСЯ В ЛЮБОЙ ЧАСТИ ОКОЛОЯДЕРНОГО ПРОСТРАНСТВА, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова.

4. ЯДРА АТОМОВ СОСТОЯТ ИЗ ПРОТОНОВ И НЕЙТРОНОВ (общее название - нуклоны).

Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента в таблице Д.И. Менделеева, а сумма протонов и нейтронов его атомному числу.

В основе квантово-механической теории строения атома лежит планетарная модель Э. Резерфорда, согласно которой атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него электронов (электронной оболочки). Размеры ядра (» 10^-14 м) намного меньше размеров самого атома (» 10^-10 м).

17. Кванто­вые числа. Принцип Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского.

Чтобы решить, сколько электронов может находиться на энергетическом уровне, надо рассмотреть квантовые числа, которые определяют состояние электрона в атоме.

Главное квантовое число, n характеризует энергию электрона, а также размеры электронного облака. Оно может принимать значения целых чисел от 1 до оо (практически от 1 до 7 соответственно номеру периода, в котором находится элемент). Энергетические уровни (слои) обозначаются цифрами в соответствии со значениями или буквами:

Главное квантовое число п ...................................................... 1 2 3 4 5 6 7

Обозначение у р о в н я ............................................................ К L М N О Р Q

О р б и т а л ь н о е квантовое число, I-характеризует энергетическое состояние электрона в подуровне и форму электронного облака. Электроны уровня группируются в подуровни. Как и n, I квантуется, т. е. изменяется только целочисленно, принимая значения на единицу меньше, чем 0 [от 0 до (п—1)].

Магнитное квантовое число. m

Спиновое квантовое число, s- характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси. Это вращение получило название спин (от англ. spin — веретено). Спин может принимать только два значения: + 1/2 и —1/2, которые отличаются, как и остальные квантовые числа, на единицу. Знаки плюс и минус соответствуют различным направлениям вращения электрона.

(2) В многоэлектронных атомах для характеристики состояния электрона большое значение имеет принцип, сформулированный Паули в 1925 г. на основе периодической системы элементов Д. И. Менделеева и анализа атомных спектров. Он называется принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениям и всех четырех квантовых чисел.

(3) Правило Хунда: при данном значении I электроны в атоме располагаются так, что суммарное спиновое число их (2s) максимально. Другими словами, орбитали подуровня заполняются сначала по одному электрону, а затем по второму с противоположно направленным спином.

(4) Правило Клечковского: заполнение электронных уровней атомов с увеличением порядкового номера элемента происходит последовательно с ростом суммы п+ 1, а при равных значениях п+1 осуществляется то, которому соответствует большее число I.

18. Периодический закон Д.И.Менделеева и его трактовка на основании современной теории строения атома. Структура периодической системы элементов: периоды, группы, элек­тронные семейства (s-, р- _, d -, f-элементы).

Периодический закон — наиболее общий закон химии — был открыт в 1869 г. Д. И. Менделеевым.

«Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов»

В современной интерпретации периодический закон может быть сформулирован так: свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.

(2) Структура ПСДИМ:

Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп. 

• Периодом называется последовательный ряд элементов, размещенных в порядке

возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns¹ до ns²np⁶ (или до ns² у первого периода). Периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p- элементом (у первого периода- s-элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

• В системе имеется восемь групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги). К главным подгруппам (подгруппам А) относятся подгруппы элементов второго периода: Li, Be, B, C, N, O, F и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам (подгруппам B) принадлежат d- и f-элементы. Первые шесть d-элементов (от Sc до Fe) начинают соответствующие подгруппы от подгруппы III (Sc) до подгруппы VIII (Fe). В подгруппу VIII также включаются все элементы семейства железа (Fe, Co, Ni) и их аналоги – платиновые металлы. Медь и ее аналоги, имеющие во внешней s-подоболочке по одному электрону, образуют первую побочную подгруппу, а цинк и его аналоги – вторую побочную подгруппу. Лантаноиды и актиниды (f-элементы) находятся в III подгруппе, соответствуя особенностям их электронных конфигураций.

Первый период состоит из двух элементов: водорода и гелия. Атомом гелия заканчивается формирование К-оболочки атома, обозначают ее [Не]. Электрон, который последним заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. В данном случае оба электрона имеют формирующие s-электроны и, соответственно, называются s-элементами.

У элементов второго периода формируется L-оболочка, заполняются s- и p-подоболочки. Формирующими электронами у первых двух элементов являются s-электроны, поэтому Li и Be относятся к s-элементам. Остальные шесть элементов периода входят в число p-элементов, так как формирование их орбиталей заканчивается p-электроном. У элемента Ne полностью заполнена 2p-подоболочка, его электронную конфигурацию обозначают как [Ne]. При этом не приводится полная запись электронной конфигурации полностью заполненных подоболочек предыдущих периодов.

Третий период начинается с Na, электронная конфигурация которого 1s²2s²2p⁶3s¹ и заканчивается Ar (аргоном) c электронной конфигурацией 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. Хотя в третьем уровне (оболочка М) имеется подоболочка 3d, которая остается незаполненной, в четвертом периоде начинает формироваться следующая оболочка N (n=4) и период начинается с s-элемента калия, [Ar] 4s¹. Это обусловлено тем, что энергия подуровня 4s несколько ниже, чем энергия подуровня 3d. В соответствие с правилом Клечковского n + l у 4s(4) ниже, чем у n + l у 3d (5). После заполнения 4s-подоболочки заполняется 3d-подоболочка. Элементы, начиная со Sc [Ar]3d¹4s² до Zn [Ar]3d¹⁰4s², имеющие формирующие d-электроны, относятся к d-элементам. У хрома на 4s-подоболочке остается один электрон, а на 3d-подоболочке вместо четырех оказывается пять d-электронов. Такое явление получило название «провала» электрона с s- на d-подоболочку. Это обусловлено более низкой энергией конфигурации 3d⁵4s¹ по сравнению с конфигурацией 3d⁴4s². «Провал» электронов наблюдается и у других атомов, например у атомов Cu, Nb, Mo, Pt, Pd.

Четвертый период завершается формированием подоболочки 4p у криптона [Ar]3d¹⁰4s²4p⁶ или [Kr]. Всего в четвертом периоде 18 элементов.

Пятый период аналогичен четвертому периоду. Он начинается с s-элемента рубидия [Kr]5s¹ и заканчивается p-элементом ксеноном [Kr]4d¹⁰5s²5p⁶ или [Xe] и включает в себя десять 4d-элементов от иттрия до кадмия. Всего в пятом периоде 18 элементов.

В шестом периоде, как и в пятом, после заполнения s-подоболочки начинается формирование d-подоболочки предвнешнего уровня у лантана. Однако, у следующего элемента энергетически выгоднее формирование 4f-подоболочки по сравнению с 5d-подоболочкой. Поэтому после лантана следует 14 лантаноидов с формирующими f-электронами, т. е. f-элементов от цезия Се [Хе]4f²5d⁰6s² до лютеция Lu [Хе]4f ¹⁴5d¹6s². Затем продолжается заполнение оставшихся орбиталей в 5d-подоболочке и 6p-подоболочке. Период завершает радон [Хе]4f ¹⁴5d¹⁰6s²6p⁶ или [Rn]. Таким образом, период имеет 32 элемента: два s-элемента, шесть p-элементов, десять d-элементов и четырнадцать f-элементов.

Седьмой период начинается и продолжается аналогично шестому периоду, однако формирование его не завершено. Он также имеет вставную декаду из d-элементов и четырнадцать 5f-элементов (актиноидов). К настоящему времени известно 109 элементов, в том числе семь 6d-элементов. Элементы, начиная со 105 номера, пока не имеют официального названия.

19. Свойства атомов: атомный радиус, потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления и характер их изменения в группе и периоде.

1)Потенциал ионизации I — это энергия, которую необходимо затратить для удаления одного электрона с валентной орбитали изолированного, I свободного атома в основном состоянии. Различают первый, второй и последующие потенциалы ионизации, т. е. потенциалы, отвечающие удалению первого, второго и каждого из последующих электронов.

2)Радиус атома по Ван-дер-Ваальсу — это половина кратчайшего расстояния, на которое могут сблизиться ядра двух одинаковых атомов, если они принадлежат разным молекулам.

3)Сродство к электрону - это энергия, которая выделяется в результате присоединения электронейтральным атомом электрона и превращения его в анион:

4)Электроотрицательность — это мера способности атома элемента к приобретению отрицательного заряда при образовании химической связи.

5)Степень окисления - это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что все связи и соединении являются чисто ионными, а само соединение состоит из ионов. Высшая степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, низшая определяется вычитанием из номера группы 8 (кроме металлов).

Для вычисления неизвестных степеней окисления используют следующие правила:

1) атомы в молекулах простых веществ имеют степень окисления, равную нулю;

2) степени окисления катионов металлов равны: для щелочных металлов + 1 , для щелочно-земельных металлов + 2 , для алюминия + 3 ;

3) водород во всех своих соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочно-земельных металлов, имеет степень окисления + 1. В гидридах щелочных и щелочно-земельных металлов степень окисления водорода равна — 1;

4) кислород почти всегда имеет степень окисления — 2. Исключения составляю пероксиды, надпероксиды, озониды, фториды кислорода;

5) фтор во всех соединениях имеет степень окисления — 1;

6) сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав электронейтрального соединения или молекулы, равна нулю;

7) сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав многоатомного или комплексного иона, равна заряду этого иона.

В периоде слева на право растут: энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность. В главной подгруппе они уменьшаются, так как растет радиус атома.

20. Основные типы химической связи: ковалентная, ионная, водородная и металлическая. Характеристики связи.

• Ковалентная связь осуществляется за счет образования общих электронных пар, принадлежащим двум соединяющимся атомам. Различают два механизма ее образования – обменный и донорно-акцепторный. В обменном механизме образования ковалентной связи на образование общей электронной пары каждый атом предоставляет по свободному электрону. При донорно-акцепторном механизме образования ковалентной связи один атом (донор) предоставляет собственную пару электронов, а другой (акцептор) свободную орбиталь. Ковалентная связь, возникающая между одинаковыми атомами называется неполярной, а между разными атомами – полярной. Ковалентная связь характеризуется направленностью в пространстве, полярностью, кратностью, энергией и длиной.

• Чисто ионной связью называется химически связанное состояние атомов, при котором устойчивое электронное окружение достигается путём полного перехода общей электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента. Ионная связь возможна только между атомами электроположительных (металлов) и электроотрицательных элементов (неметаллов), находящихся в состоянии разноименно заряженных ионов. При этом атом электроположительного элемента (например, натрия), обладающий небольшим числом внешних электронов, переходит в более устойчивое состояние одноатомного катиона путем уменьшения числа этих электронов. Не направлена в пространстве.

• Металлическая связь. Металлы и их сплавы кристаллизуются в форме металлических решёток. Узлы в металлической решётке заняты положительными ионами металлов. Валентные электроны, отделившиеся от атомов металлов и оставшиеся в узлах кристаллической решётки ионы, более или менее свободно перемещаются в пространстве между катионами и обуславливают электрическую проводимость металлов. Между ионами и свободными электронами возникают электростатические взаимодействия, которые и являются причиной возникновения металлической связи.

• Водородная связь – разновидность донорно-акцепторной связи, невалентное взаимодействие между атомом водорода H и более электроотрицательным атомом другой молекулы или функциональной группы той же молекулы. Результатом таких взаимодействий являются комплексы различной степени стабильности.

(2) Характеристики:

• Энергия связи – это энергия, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, составляющих один моль вещества, или выигрыш в энергии при образовании соединения из отдельных атомов (E_св). Чем больше энергия химической связи, тем прочнее сама связь, тем устойчивее молекула. Наиболее прочными являются ионные и ковалентные связи. Металлическая связь, как правило, несколько слабее ионных и ковалентных связей. Энергия водородной связи очень небольшая.

• Длина связи равна расстоянию между ядрами взаимодействующих атомов в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Имеется определенная корреляция между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно растет энергия связи и соответственно устойчивость молекул к распаду или воздействию других веществ.

• Полярность связи характеризуется ионной составляющей, то есть смещением электронной пары к более электроотрицательному атому, в результате чего образуется диполь. Диполь – система из двух равных, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на единичном расстоянии друг от друга.

• Пространственное строение молекул – это форма и расположение в пространстве электронных облаков с учётом природы химической связи. В соединениях, содержащих более двух атомов, важной характеристикой является валентный угол, образуемый химическими связями в молекуле и отражающий ее геометрию.

• Кратность связи – это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Чем выше порядок связи, тем прочнее связаны между собой атомы и тем короче сама связь. Порядок связи выше трех не встречается.

• Насыщаемость связи – способность атома давать определённое количество химических связей. Ионные связи не обладают насыщаемостью, то есть частицы могут образовывать различное число связей со своими соседями.

• Способ перекрывания электронных облаков. По способу перекрывания электронных облаков связь делят на σ - связь и π – связь. σ – связь образуется за счёт перекрывания электронных облаков по линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов. π – связь образуется за счёт перекрывания электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов.