Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь презентация

Атом
Атом состоит из двух частей – атомного ядра и электронной оболочки.
В атомном ядре сосредоточена почти вся масса атома. Частицы, образующие ядро атома называются «нуклонами». Это протоны и нейтроны.
В электронной оболочке находятся электроны – частицы с крайне малой массой и отрицательным зарядом.

Атомное ядро
Атомное ядро, состоящее из частиц с одинаковым(положительным) зарядом существует благодаря так называемому «дефекту масс» Если высчитать массу атомного ядра как массу всех нуклонов, то окажется, что расчетная масса больше реальной массы атома. «Недостаток» массы конвертируется в энергию ядерных сил, удерживающих компоненты ядра вместе по формуле: E = mc2

Атомное ядро
Атом в нормальном состоянии электронейтрален. Число протонов равно числу электронов. Поскольку именно электронная конфигурация определяет химические свойства, то изменение количества протонов в ядре меняет и принадлежность атома к химическому элементу.
Количество нейтронов в ядре атома на его химические свойства не влияет.

Комбинации строения атомных ядер
Если у двух атомов одинаковое количество протонов, но различное количество нейтронов, то такие атомы называются «изотопами». Химические свойства изотопов одинаковы.
Если у двух атомных ядер одинаковое количество нейтронов, но разное количество протонов, то такие атомы называются «изотонами». Изотоны принадлежат к различным химическим элементам.
Если у двух атомных ядер равна сумма протонов и нейтронов, то они называются «изобарами». Как и изотоны, они принадлежат к разным химическим элементам.

Электрон. Корпускулярно-волновой дуализм.
Электроны обладают двойственными свойствами, с одной стороны они демонстрируют свойства, характерные для потока частиц – имеют массу покоя, заряд, могут оказывать давление, с другой стороны движение электронов подчиняется законам распространения радиоволн – можно определить такие характеристики как длина волны и частота, присутствуют такие явления как дифракция и интерференция. Такое явление получило название «корпускулярно-волновой дуализм».

Электрон. Уравнение Шрёдингера.
Движение элементарных частиц описывается уравнением Шрёдингера:
где h – постоянная Планка; m – масса частицы; U – потенциальная энергия; Е – полная энергия; x, y, z – координаты; ψ(«пси») – волновая функция.

Электрон. Уравнение Шрёдингера.
Важным физическим смыслом обладает квадрат волновой функции. Ψ2 для определенного объема v (математическое выражение - Ψ2/dv) определяет вероятность нахождения электрона в точке пространстве объема v.
Решение уравнения Шрёдингера на данный момент существует только для частиц с одним электроном – атом водорода, катион гелия и т.д.

Электрон. Постулаты Бора.
Атом и атомные системы могут длительно пребывать только в особенных стационарных или квантовых состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает электромагнитных волн.
Излучение света происходит при переходе электрона из стационарного состояния с большей энергией в стационарное состояние с меньшей энергией. Энергия излученного фотона равна разности энергий стационарных состояний.

Электрон. Принцип неопределенности Гейзинберга.
Движение электрона описывается двумя переменными – импульсом и положением в пространстве. Чем точнее оператор измеряет одну переменную, тем большая погрешность возникает при определении второй.

Электрон. Электронное облако.
Движение электрона носит вероятностный характер.
В атоме электрон находится в стационарных состояниях.
Невозможно единовременно определить скорость движения электрона(импульс) и его координаты в пространстве.

Электрон. Электронное облако.
Пространство вокруг атома, в котором вероятность обнаружения электрона не менее 90% называется «электронным облаком» (или «атомной орбиталью»).
Электронное облако – всего – лишь модель движения электрона в стационарном состоянии. Со временем эта модель может быть заменена.

Электрон. Квантовые числа.
Для характеристики электрона в составе атома введены квантовые числа:
n – главное
l – орбитальное
ml - магнитное
ms - cпиновое

Электрон. Главное квантовое число.
Главное квантовое число определяет энергию электрона на и размер атомной орбитали. Чем выше значение n, тем больше энергии у электрона и тем больше размер электронного облака.
Состояние электрона, характеризующееся определенным значением n называется энергетическим уровнем.
Электронные облака с одинаковым n имеют схожие размеры.
n может принимать значение целых положительных чисел. Значение n совпадает с номером периода в периодической таблице.

Электрон. Орбитальное квантовое число.
Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака и энергию электрона на подуровне. Максимальное значение l определяется по формуле:
l = n – 1
Каждому значению l соответствует своя форма электронного облака.
Энергетические подуровни обозначают буквами:

Электрон. Формы электронного облака.
Формы s, p и d электронных облаков:

Электрон. Магнитное квантовое число.
Магнитное квантовое число характеризует расположение электронных облаков одного энергетического подуровня в пространстве.
ms может принимать значения от – l до + l включая 0. Всего значений ms для одного подуровня может быть 2l + 1.

Пример пространственного расположения р-орбиталей.

Электрон. Спиновое квантовое число.
Спиновое квантовое число ms характеризует собственный момент количества движения электрона, обусловленный его движением вокруг своей оси; ms =± 1/2.
Знаки “+” и “–“ соответствуют различным направлениям вращения электрона – по или против часовой стрелки.

Электрон.
Каждый электрон в атоме характеризуется четыремя квантовыми числами:
Главным - характеризует энергию уровня.
Орбитальным – характеризует энергию подуровня и форму электронного облака.
Магнитным – характеризует положение электронного облака в пространстве.
Спиновое – характеризует вращение электрона вокруг собственной оси.
В одном атоме не может быть двух электронов с одинаковыми квантовыми числами.

Электронное облако.
Электронное облако характеризуется тремя квантовыми числами – главным, орбитальным, магнитным.
Каждое электронное облако (атомная орбиталь) может содержать не более двух электронов с различным спином.

Электронная конфигурация
Электронная конфигурация – совокупность всех электронов в атоме, с учетом их расположения на различных уровнях и подуровнях.
При записи электронной конфигурации:
Электронное облако условно обозначается ячейкой - □, над или под ячейкой указывается номер уровня и обозначение подуровня.
Электрон обозначается стрелкой в ячейке. Направление стрелки соответствует направлению спина.

Электронная конфигурация атома серы.

Порядок заполнения атомных орбиталей.
Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 4 правилами:
1) принцип наименьшей энергии;
2) правило Клечковского;
3) принцип запрета Паули;
4) правило Гунда.

Принцип наименьшей энергии.
Любая система стремится занять самое устойчивое состояние. Как правило такому состоянию соответствует минимум энергии в системе. Соответственно электроны будут выбирать атомную орбиталь с минимальным уровнем энергии. Уровень энергии определяется правилом Клечковского.

Правило Клечковского.
Правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n.
Порядок заполнения:
1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈ 5d<6p<7s≈5f≈6d.

Принцип запрета Паули.
Принцип запрета Паули: в одном атоме не может быть электронов с четыремя одинаковыми квантовыми числами.
На одной атомной орбитали может находится не более двух электронов, причем их спиновые числа должны быть равны + ½ и - ½.

Правило Гунда
Правило Гунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (│∑ms│) максимально.

Задание
Написать электронную конфигурацию следующих атомов:
8O, находится втором периоде
11Na, находится в третьем периоде
21Sc, находится в четвертом периоде

Электронные семейства атомов
В химических реакциях участвую электроны с последнего энергетического уровня. Такие электроны называются «валентными». В зависимости от того, на каком подуровне находятся последние валентные электроны выделяют следующие семейства химических элементов:
s – элементы, валентные электроны находятся на последнем s - подуровне
p – элементы, валентные электроны находятся на последнем s- и p- подуровнях
d – элементы, валентные электроны находятся на последнем s- и предпоследнем d - подуровнях
f – элементы, заполняется f - подуровни

Электронные аналоги
Электронные конфигурации валентных электронов по мере роста заряда ядра атома(то есть роста количества электронов) повторяются. На каждом энергетическом уровне есть место на s – орбиталях, начиная со второго на p – орбиталях, с третьего – на d – орбиталях. Элементы с одинаковой конфигурацией валентных уровней называются «электронными аналогами».

Периодический закон
Формулировка Менделеева: свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса.
Современная формулировка: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер.

Периодическая таблица.
У каждого элемента в периодической таблице есть порядковый номер. Он соответствует количеству протонов в ядре атома.
Периоды – горизонтальные ряды элементов, в которых происходит последовательное заполнение одного энергетического уровня. Главное квантовое число равно номеру периода.
Группы – вертикальные ряды элементов, которые являются электронными аналогами. Номер группы равен числу валентных электронов.

Стабильные электронные конфигурации
s2 p6 – октет, элементы с такой конфигурацией являются благородными газами. Элементы, которым не хватает одного электрона до октета s2 p5 – галогены, элементы у которых один электрон находится «сверху» октета s1 - щелочные металлы.

Стабильные электронные конфигурации
d5 и d10, - иметь заполненный наполовину или полностью d подуровень выгоднее, чем заполненный s подуровень. Именно поэтому существует явление «электронного провала» у хрома(достигается половинная емкость d подуровня), меди(достигается максимальная емкость d подуровня), и их электронных аналогов. Палладий для достижения максимальной емкости перемещает два электрона на d подуровень.

Периодичность свойств атомов
Основные характеристики атомов:
Атомный радиус
Энергия ионизации
Энергия сродства к электрону
Электроотрицательность

Атомный радиус
Атомы и ионы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому введены два условных понятия атомных радиусов:
Эффективный атомный радиус определяется экспериментально (из спектрографических данных) как ½ расстояния между центрами ядер двух соседних атомов в молекуле или кристалле.
Орбитальный атомный радиус – это расстояние от ядра атома до наиболее удаленного максимума электронной плотности.

Атомный радиус
В периоде атомные радиусы с ростом порядкового номера уменьшаются (от щелочного металла к инертному газу).
В пределах каждой подгруппы элементов радиусы, как правило, увеличиваются при увеличении номера периода, так как возрастает число энергетических уровней.
При движении по диагонали эти два эффекта компенсируют друг - друга, в результате похожи по свойствам элементы, находящиеся по диагонали относительно друг - друга.

Энергия ионизации
Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется «первой энергией ионизации». В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в кДж/моль, либо в эВ/атом (1эВ = 1,6∙10-19 Дж).
Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента или его металлические свойства. Чем меньше значение энергии ионизации тем проще атому отдать свой электрон.

Энергия ионизации
Первая энергия ионизации в периоде возрастает слева направо.
В главных подгруппах с увеличением порядкового номера энергия ионизации уменьшается, что обусловлено увеличением размеров атомов.
В подгруппах d – элементов при переходе от 3d – к 5d – элементу энергии ионизации увеличиваются, это связано с усилением эффекта экранирования.

Энергия сродства к электрону
Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому называется «сродством к электрону». Сродство к электрону характеризует окислительные или неметаллические свойства атома элемента. Принимая электроны, атом превращается в отрицательно заряженный ион. Эта величина так – же выражается в кДж/моль, либо в эВ/атом.
В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают.
В группах сверху вниз сродство к электрону, как правило, уменьшается.