Строение атома. Периодический закон и система элементов Д.И. Менделеева. Химическая связь. Гибридизация презентация

ЯДРО АТОМА СОСТОИТ ИЗ ПРОТОНОВ
И НЕЙТРОНОВ
(ОБЩЕЕ НАЗВАНИЕ – НУКЛОНЫ)

Нуклиды с одинаковым числом Z называются изотопы.
Нуклиды с одинаковым числом А называются изобары.
Нуклиды с одинаковым числом N называются изотоны

КВАНТОВО-МЕХАНИЧЕСКАЯ МОДЕЛЬ АТОМА
n – главное квантовое число
n = 1, 2, 3, 4 … ∞
Е
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4

l – орбитальное квантовое число
l = 0, 1, … n – 1
n = 1 ⇒ l = 0 (1s-подуровень)
n = 2 ⇒ l = 0 (2s-подуровень)
l = 1 (2p-подуровень)
s-орбиталь
y
x
z

ML – МАГНИТНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО
ML = − L …0 …+L
l = 0 ⇒ ml = 0
l = 1 ⇒ ml = −1, 0, +1
y
y
y
z
z
z
x
x
x
pz-орбиталь
px-орбиталь
py-орбиталь

MS – СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО
MS= − ½ ИЛИ + ½
Представление атомных орбиталей в виде квантовых ячеек:
электроны
1s
2p
3d

СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ
Принцип Паули
Следствия:
В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел
1) На одной орбитали не может находиться более двух электронов;
2) Общее число электронов на энергетическом уровне равно 2n2;
3) Максимальное число электронов, находящихся на энергетическом подуровне, равно 2⋅(2l + 1)

Правило Хунда
В пределах определенного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимален
Σ|s| = {+ ½ − ½ + ½) = ½
(неверно)
Σ|s| = {+ ½ + ½ − ½) = ½
(неверно)
Σ|s| = {+ ½ + ½ + ½) = 1½
(верно)

Принцип наименьшей энергии
Каждый электрон занимает свободную орбиталь с самой низкой энергией
Е ≅ n + l
Правила Клечковского:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d <
< 5p < 6s < 5d ≈ 4f < 6p < 7s < 6d ≈ 5f < 7p
1) Атомные орбитали заполняются электронами в порядке последовательного увеличения суммы n + l;
2) При одинаковом значении этой суммы заполнение электронных уровней происходит в порядке последовательного увеличения n

1H
n = 1, l = 0, ml = 0, ms = ± ½
или 1s1
2He
n = 1, l = 0, ml = 0, ms = + ½
n = 1, l = 0, ml = 0, ms = − ½
или 1s2
3Li
n = 2, l = 0, ml = 0, ms = ± ½
или 1s22s1

4Be
1s22s2
5B
1s22s22p1
n = 2, l = 1, ml = −1, 0, +1 ms = ± ½
6C
1s22s22p2
7N
1s22s22p3
8O
1s22s22p4
10Ne
1s22s22p6

19K
1s22s22p63s23p6 ???
3d: n + l = 3 + 2 = 5
4s: n + l = 4 + 0 = 4
1s22s22p63s23p6 3d04s1 или [Ar]4s1
20Ca
1s22s22p63s23p6 3d04s2
21Sc
1s22s22p63s23p6 3d14s2
18Ar

s-элементы:
3Li
2s1
11Na
3s1
40Ca
4s2
p-элементы:
13Al
3s23p1
33As
3s23p3

Провал (проскок) электрона
24Cr
3d44s2
3d54s1
29Cu
3d104s1
25Mn
3d54s2

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН (Д.И. МЕНДЕЛЕЕВ, 1869)
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ, А ТАКЖЕ СВОЙСТВА И ФОРМЫ СОЕДИНЕНИЙ ЭЛЕМЕНТОВ НАХОДЯТСЯ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ ЗАВИСИМОСТИ ОТ ЗАРЯДА ЯДРА АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ

СТРУКТУРА ТАБЛИЦЫ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА
Таблица Д.И.Менделеева представляет собой графическое отражение периодического закона
8 групп (в основных подгруппах
s- и p-элементы, в побочных
– d- элементы)
7 периодов:
3 малых и 4
больших
2 графы с
f-элементами

СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
ПЕРИОД – ГОРИЗОНТАЛЬНЫЙ РЯД ЭЛЕМЕНТОВ, РАСПОЛОЖЕННЫХ В ПОРЯДКЕ ВОЗРАСТАНИЯ ПОРЯДКОВОГО НОМЕРА ОТ ПЕРВОГО S-ЭЛЕМЕНТА (NS1) ДО ШЕСТОГО P-ЭЛЕМЕНТА(NS2NP6)
КАЖДЫЙ ПЕРИОД НАЧИНАЕТСЯ АКТИВНЫМ ЩЕЛОЧНЫМ МЕТАЛЛОМ И ЗАКАНЧИВАЕТСЯ ИНЕРТНЫМ ГАЗОМ

ПЕРИОДЫ:
1) МАЛЫЕ – 1-Й (2 ЭЛЕМЕНТА), 2-Й И 3-Й(8 ЭЛЕМЕНТОВ)
2) БОЛЬШИЕ – 4-Й, 5-Й (18 ЭЛЕМЕНТОВ) 6-Й (32 ЭЛЕМЕНТА) 7-Й (19 ЭЛЕМЕНТОВ, НЕЗАВЕРШЕННЫЙ)
СОСТОЯТ ИЗ 2-Х РЯДОВ:
ЧЕТНЫЙ СОДЕРЖИТ ТОЛЬКО МЕТАЛЛЫ;
НЕЧЕТНЫЙ СОДЕРЖИТ МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ

ГРУППЫ – ВЕРТИКАЛЬНЫЕ РЯДЫ.
НОМЕР ГРУППЫ ОПРЕДЕЛЯЕТ МАКСИМАЛЬНУЮ ВАЛЕНТНОСТЬ ЭЛЕМЕНТА, МАКСИМАЛЬНУЮ ПОЛОЖИТЕЛЬНУЮ СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ, ЧИСЛО ВАЛЕНТНЫХ ЭЛЕКТРОНОВ (ИСКЛЮЧЕНИЯ КИСЛОРОД И ФТОР).
ГРУППЫ ДЕЛЯТСЯ НА ПОДГРУППЫ.
ПОДГРУППА – ЭТО ВЕРТИКАЛЬНЫЙ РЯД ЭЛЕМЕНТОВ, ИМЕЮЩИХ ОДНОТИПНОЕ ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ И ЯВЛЯЮЩИХСЯ ЭЛЕКТРОННЫМИ АНАЛОГАМИ.

КЛАССИФИКАЦИЯ АТОМОВ
1. ПО СПОСОБУ ЗАСТРАИВАНИЯ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ:
S-ЭЛЕМЕНТЫ. ЗАПОЛНЯЕТСЯ S-ПОДУРОВЕНЬ НАРУЖНОГО СЛОЯ. ВНУТРЕННИЕ ЭЛЕКТРОННЫЕ СЛОИ ОСТАЮТСЯ НЕИЗМЕННЫМИ. ЭТО ДВА ПЕРВЫЕ ЭЛЕМЕНТА ЛЮБОГО ПЕРИОДА
P-ЭЛЕМЕНТЫ. ЗАПОЛНЯЕТСЯ Р-ПОДУРОВЕНЬ НАРУЖНОГО СЛОЯ. ВНУТРЕННИЕ ЭЛЕКТРОННЫЕ СЛОИ ОСТАЮТСЯ НЕИЗМЕННЫМИ. ЭТО ШЕСТЬ ПОСЛЕДНИХ ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРИОДА (КРОМЕ 7-ГО)

D – ЭЛЕМЕНТЫ. ЗАСТРАИВАЕТСЯ СОСЕДНИЙ С НАРУЖНЫМ УРОВЕНЬ. В НАРУЖНОМ СЛОЕ ЭТИХ ЭЛЕМЕНТОВ НА S-ПОДУРОВНЕ НАХОДИТСЯ ЧАЩЕ 2 РЕЖЕ 1 ЭЛЕКТРОН. ТАКИХ ЭЛЕМЕНТОВ ПО 10 В КАЖДОМ БОЛЬШОМ ПЕРИОДЕ (КРОМЕ 7-ГО)
F – ЭЛЕМЕНТЫ. В АТОМАХ ЭТИХ ЭЛЕМЕНТОВ ЗАПОЛНЯЕТСЯ F-ПОДУРОВЕНЬ ТРЕТЬЕГО УРОВНЯ, СЧИТАЯ ОТ ВНЕШНЕГО. СЕЙЧАС ИЗВЕСТНО 28 ТАКИХ ЭЛЕМЕНТОВ. ОНИ ДЕЛЯТСЯ НА ДВА СЕМЕЙСТВА ЛАНТАНОИДОВ (ЗАПОЛНЯЕТСЯ 4F-ПОДУРОВЕНЬ) И АКТИНОИДЫ (ЗАПОЛНЯЕТСЯ 5F-ПОДУРОВЕНЬ.

ИЗМЕНЕНИЕ НЕКОТОРЫХ ХАРАКТЕРИСТИК АТОМОВ И СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
УМЕНЬШЕНИЕ РАДИУСА АТОМА
УВЕЛИЧЕНИЕ ЗНАЧЕНИЙ ЭНЕРГИЙ ИОНИЗАЦИИ, СРОДСТВА К ЭЛЕКТРОНУ, ОЭО
УСИЛЕНИЕ НЕМЕТАЛЛИЧЕСКИХ И ОКИСЛИТЕЛЬНЫХ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ
ОСЛАБЛЕНИЕ ОСНОВНЫХ СВОЙСТВ ОКСИДОВ
УМЕНЬШЕНИЕ ТЕМПЕРАТУР КИПЕНИЯ И ПЛАВЛЕНИЯ ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ.

ПРИМЕРЫ
ДАЙТЕ ХАРАКТЕРИСТИКУ ЭЛЕМЕНТА № 56 ПО ПОЛОЖЕНИЮ В П.С.
ЭЛЕМЕНТ №56 – БАРИЙ 56ВА. ВА НАХОДИТСЯ В 6 ПЕРИОДЕ ВО ВТОРОЙ ГРУППЕ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ.
2) Z=+56, N(11P)=56, N(E)=56,
N(10N)=A-N(11P)=137-56=81
ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА: 1S22S22P63S23P64S23D104P65S24D105P66S2

ОСНОВНОЕ СОСТОЯНИЕ: …6S26Р0 В(ВА)=0
ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ …6S16Р1 ВАЛЕНТНОСТЬ = II
Ва – s-элемент, металл, ОЭО=0,9.
Высший оксид ВаО – основный.
Ва(ОН)2-основание
ВаО+Н2О = Ва(ОН)2
ВаО+SО3 = ВаSО4
ВаО+2HCl = BaCl2+ Н2О

Современная теория химической связи
Возникновение химической связи обусловлено стремлением атомов приобрести устойчивую восьмиэлектронную (октет) или двухэлектронную (дублет) оболочку.
При достраивании электронных оболочек происходит перераспределение электронной плотности между двумя или несколькими центрами атомов элементов и возникновение общей для этих центров области повышенной электронной плотности, которая притягивается к соответствующим центрам и удерживает их друг с другом

Cs+ F⎼
Δχ = 4,1 ⎼ 0,86 = 3,24
Химическая связь
Ковалентная
осуществляется электронными парами
Ионная
возникает в результате электростатического притяжения ионов
Δχ > 1,7
Полярная
0 ≤ Δχ ≤ 1,7
Неполярная
Δχ = 0

По обменному механизму в образовании химической связи принимают участие неспаренные валентные электроны с противоположными спинами
По донорно-акцепторному механизму в образовании химической связи принимают участие свободная орбиталь
одного атома и неподеленная пара электронов другого

В РЯДЕ СЛУЧАЕВ С ЦЕЛЬЮ УВЕЛИЧЕНИЯ ВАЛЕНТНЫХ ВОЗМОЖНОСТЕЙ ПЕРЕД ОБРАЗОВАНИЕМ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ АТОМ ПЕРЕХОДИТ В «ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ». ПРИ ЭТОМ ПРОИСХОДИТ «РАСПАРИВАНИЕ» ЭЛЕКТРОНОВ НА ВАЛЕНТНОМ УРОВНЕ
В → В*
S → S* → S**
S: 3s23p4
S*: 3s23p33d1
S**: 3s13p33d2
В max = 3
Вmax =6
B*: 2s12p2
B: 2s22p1

ПЕРЕХОД ЭЛЕКТРОНОВ ПРИ «ВОЗБУЖДЕНИИ» АТОМА ВОЗМОЖЕН ТОЛЬКО В ПРЕДЕЛАХ ОДНОГО ЭНЕРГЕТИЧЕСКОГО УРОВНЯ. НЕЗАВИСИМО ОТ ПОРЯДКА ЗАПОЛНЕНИЯ ЭЛЕКТРОНАМИ ОРБИТАЛЕЙ «РАСПАРИВАЮТСЯ» ЭЛЕКТРОНЫ ТОЛЬКО ВНЕШНЕГО ЭЛЕКТРОННОГО УРОВНЯ
TI: 3D24S2
Ti*: 3d24s14p1
Fe: 3d64s2
Fe*: 3d64s2
Вmax =4
Вmax =6
Способность атома элемента образовывать определенное число связей
называется валентностью

ГИБРИДИЗАЦИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ

ГЕОМЕТРИЧЕСКАЯ ФОРМА МОЛЕКУЛ
ГИБРИДНЫЕ ОРБИТАЛИ ПРЕДСТАВЛЯЮТ СОБОЙ УЧАСТКИ ПОВЫШЕННОЙ ЭЛЕКТРОННОЙ ПЛОТНОСТИ. ОНИ СТРЕМЯТСЯ ОТТОЛКНУТЬСЯ ДРУГ ОТ ДРУГА НА МАКСИМАЛЬНО ВОЗМОЖНЫЙ УГОЛ.
ЕСЛИ В ГИБРИДИЗАЦИИ ОРБИТАЛЕЙ НЕ ПРИНИМАЮТ УЧАСТИЕ НЕПОДЕЛЕННЫЕ ПАРЫ ЭЛЕКТРОНОВ ЦЕНТРАЛЬНОГО АТОМА, ФОРМА МОЛЕКУЛ СООТВЕТСТВУЕТ ПРИВЕДЕННОЙ В ТАБЛИЦЕ И МОЛЕКУЛА НЕПОЛЯРНА.