..

Атом Атом (др.- греч. τομος - неделимый) микроскопическая частица вещества, наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атомы имеют очень малые размеры, порядка долей нанометра (миллиардная часть метра). Они настолько малы, что их нельзя увидеть ни в какой микроскоп. Химический элемент – это определённый вид атомов.

Размеры атомов (см) Порядок величины диаметра атома Радиус атома водорода Радиус атома гелия Радиус атома урана Порядок величины объёма атома (см 3 ) Порядок величины диаметра атомного ядра Радиус ядра атома гелия Радиус ядра атома урана Порядок величины объёма атомного ядра (см 3 ) Порядок величины расстояния между атомами твердого в-ва 10 -8

Масса атомов ( кг) Водород 1.67 Гелий 6.64 Углерод 19.9 Азот 23.2 Натрий 38.1 Алюминий 44.8 Фосфор Железо 92.8 Медь 105 Серебро 179 Олово 197 Золото 327 Уран 395

Атомное ядро По современным представлениям, в центре атома находится ядро, состоящее из протонов и нейтронов. Об этом гласит протонно – нейтронная теория строения ядра. Практически вся масса атома (99,95%) сосредоточена в ядре, занимающем очень малый объём. Общее число протонов (р + ) в ядре равно порядковому номеру элемента. Общее число нейтронов (n 0 ) = = А r (округл.) – порядковый номер элемента.

Протонно – нейтронная модель строения ядра атома Р+Р+ Р+Р+ Р+Р+ Р+Р+ Р+Р+ n0n0 n0n0 n0n0 n0n0 n0n0 Массовое число атома (А) = общее число р + + общее число n 0

Атомное ядро Положительно заряженное ядро атома состоит из протонов и нейтронов. Нейтрон – электронейтральная частица; (n 0 ); m n0 = 1 а.е.м. Протон – положительно заряженная частица (р + ); m р+ = 1 а.е.м.

Атом гелия

Электроны Атомы в целом электронейтральны. В со- став атома, кроме положительно заряженного ядра, входят отрицательно за – жженые частицы – электроны (е - ). Масса электрона чрезмерно мала: m e- =1/1840 а. е.м. 0 В нейтральном атоме число электронов равно числу протонов в ядре.

Изотопы Атомы одного и того же элемента имеют одинаковое число протонов, т.е. у них одинаковый заряд ядра. Число нейтронов в ядрах одного и того же элемента может быть разным. Различные виды атомов одного элемента, имеющих одинаковое число протонов и различное число нейтронов, называются изотопами. Изотоп от греч. isos - равный, topos - место

Примеры 37 Cl 17p +,20n 0, 17e - 17 нуклид 35 Cl 17p +,18n 0, 17e - 17 нуклид Нуклид – вид атомов одного элемента с определённым числом n 0.

? В природе существуют два вида атомов хлора: Cl и Cl 17 Как видно, их А r выражены целыми числами. Почему? Почему А r хлора в периодической системе выражена дробным числом?

Ответ Содержание изотопов хлора в их при – родной смеси составляет: Cl и Cl А r (Cl) =35,453 24,5% 75,5%

… Понятие об атоме как о наименьшей неделимой части материи было впервые сформулировано древнеиндийскими и древнегреческими филесофами.

… Демокрит – основоположник теории атомного строения вещества

… ДЕМОКРИТ из Абдеры во Фракии (около 470/60 – 360-е до н.э.) – греческий филе - филесоф, основоположник атомистического учения.

Это интересно знать… Немецкий химик В. Оствальд не при- знавал существование атомов.В своём 3–х томном труде он ни разу не употребил слово «атом». Учёный считал, что материя – это место скопления энергии. Вильгельм Оствальд

… В XVII и XVIII веках химикам удалось экспериментально подтвердить эту идею, пока - зав, что некоторые вещества не могут быть подвергнуты дальнейшему расщеплению на составляющие элементы с помощью химических методов. Однако в конце XIX начале XX века физиками были открыты субатомные части - цы и составная структура атома, и стало ясно, что атом в действительности не является «неделимым».

… Современная модель атома является развитием планетарной модели. Планетарная модель строения атома была принята в начале ХХ в. По этой модели вокруг ядра движутся электроны, как планеты вокруг Солнца. Следовательно, в атоме есть траектории, по которым движутся электроны.

Планетарная модель атома Резерфорда Эрнест Резерфорд

Современные представления о строе - нии атома Современные представления о строе - нии атома даёт квантовая механика. Квантовая механика изучает состояния микрочастиц (элементарных частиц, атомных ядер, атомов, молекул) и их си - стем (кристаллов).

Движение электронов в атоме Электроны в атоме находятся в постоянном движении, иначе под действием силы притяжения к положительно заряженному ядру они упали бы на ядро. Невозможно увидеть атом. Тем более нельзя увидеть электрон.

… Дальнейшие исследования в области квантовой механики показали, что в атоме не существует траекторий движения электронов. Движение без траектории означает, что мы не знаем, как электрон движется в атоме, но можем установить область, где чаще всего встречается электрон. Это уже не орбита, а орбиталь (электронное облако). Двигаясь вокруг атома, электроны образуют в совокупности его электронную оболочку.

… Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком. Электронное облако в атоме водорода

Квантовые числа Состояние (свойство) электрона характеризуется квантовыми числами.

Квантовые числа электронов Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального ( ), магнитного (m) спинового (s). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое - вокруг собственной оси.

Главное квантовое число (n). Электроны, обладающие примерно одинаковым запасом энергии, удаляются от ядра на одинаковое расстояние и образуют электронный слой или энергетический уровень. Энергетический уровень электрона определяет главное квантовое число( n). Оно характеризует размер электронного облака( удаленность уровня от ядра) и полную энергию электрона. Соответствует номеру периода химического элемента и принимает целые значения (n = 1, 2, 3...) Из периодической системы для любого элемента по номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним

… Максимальное число электронов энергетического уровня (электронного слоя) определяется по формуле N = 2n 2 номер уровня

Орбитальное квантовое число ( ) Орбитальное квантовое число ( ) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и - подуровнем.

… Для L =0 s- подуровень, s- орбиталь – орбиталь сфера L =1 p- подуровень, p- орбиталь – орбиталь гантель L =2 d- подуровень, d- орбиталь – орбиталь сложной формы L =3 f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь ещё более сложной формы

Одна s - орбиталь

Три p - орбитали

Пять d - орбиталей

.

… На первом энергетическом уровне (n = 1) орбитальное квантовое число принимает единственное значение = (n - 1) = 0. Форма обитали - сферическая; на первом энергетическом только один подуровень - 1s.

… Для второго энергетического уровня (n = 2) орбитальное квантовое число может принимать два значения: = 0, s- орбиталь - сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне; = 1, p- орбиталь - гантель. Таким образом, на втором энергетическом уровне имеются два подуровня - 2s и 2p.

… Для третьего энергетического уровня (n = 3) орбиталь - ное квантовое число принимает три значения: = 0, s- орбиталь - сфера большего размера, чем на втором энергетическом уровне; = 1, p- орбиталь - гантель большего размера, чем на втором энергетическом уровне; = 2, d- орбиталь сложной формы. Таким образом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических подуровня - 3s, 3p и 3d.

Магнитное квантовое число (m) Магнитное квантовое число (m) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -I до +I, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве.

… Для s- орбитали (l = 0) такое положение одно и соответствует m = 0. Сфера не может иметь разные ориентации в пространстве. Для p- орбитали (l = 1) - три равноценные ориентации в пространстве (2l + 1 = 3): m = -1, 0, +1. Для d- орбитали (l = 2) - пять равноценных ориентаций в пространстве (2l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, +1, +2. Таким образом, на s- подуровне - одна, на p- подуровне - три, на d- подуровне - пять, на f- подуровне - 7 орбиталей.

Квантовые числа n,, m для описания электронных оболочек атомов.

Спиновое квантовое число (s) Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и –1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения.

… Количество электронов на орбитали определяется четвертым квантовым числом – спиновым (обозначается как s = +1/2 и s = - 1/2). Это число отражает наличие у электрона собственного углового момента (ранее связывалось с вращением электрона вокруг воображаемой оси по или против часовой стрелки). На атомной орбитали (в квантовой ячейке) может находиться не более двух электронов:

… к подуровню s относится одна s-орбиталь и не более двух электронов: s 2

… к подуровню р относятся три р - орбитали и не более шести электронов: p 6

… к подуровню d относятся пять d - орбита- лей и не более десяти электронов: d 10

… к подуровню f относятся семь f – орбиталей и не более четырнадцати элек - тронов: f 14

Принципы заполнения орбиталей 1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).

Принцип Паули. Запрещено 1s2 1s2

Принцип Паули. Разрешено 1s2 1s2

Принцип наименьшей энергии 2. Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду: 1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.

Правило Хунда (Гунда) 3. Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Правило Хунда 2 р 3 Запрещено

Правило Хунда 2 р 3 Разрешено

Полная электронная формула элемента Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых:

… 1)Главное квантовое число n минималь – но;

… 2) Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d- (l минимально);

… 3)Заполнение происходит так, чтобы (n + l) было минимально (правило Клечковского);

… 4)В пределах одного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален, т.е. содержал наибольшее число неспаренных электронов (правило Хунда).

… 5)При заполнении электронных атомных орбиталей выполняется принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n 2 электронов, расположенных на n2 подуровнях.

Полная электронная формула элемента Пример. Цезий (Сs) находится в 6 периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55) распределены по 6 энергети - ческим уровням и их подуровням. Cоблюдая после - довательность заполнения электронами орбиталей получим : 55 Cs 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 10 6s 1

…

… Давайте запишем полный набор квантовых чисел для электрона, обведенного красным кружком в орбитальной диаграмме атома азота. Этот электрон характеризуется набором квантовых чисел: n = 2 (находится на 2-м уровне), l = 1(находится на p- подуровне), m = +1 (находится на последней из трех одинаковых p- орбиталей, s = +1/2 (этот электрон заселился первым на данную p- орбиталь).