Графит слоистая структура. Алмаз ФуллереныФуллерены АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ C 60 :buckminsterfullerene

1 моль вещества

Лекция 2. Электронное строение атомов. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева Краткое содержание лекции: Строение атома. Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правила и порядок заполнения атомных орбиталей. Строение многоэлектронных атомов. Элементы: s-,p-,d-,f-семейства. Периодическая система элементов и периодический закон. Периодичность изменения кислотно-основных и окислительно- восстановительных свойств химических элементов и их соединений.

Строение атомов

Модели строения атома Строение атома по Резерфорду или Планетарная модель Модель Бора Квантовая модель строения атома

ОПЫТ Эрнеста Резерфорда ( ) ОПЫТ Эрнеста Резерфорда ( ) Screen 2.9

Модель атома по Резерфорду Для объяснения опытных данных по рассеянию – положительных частиц (ядер атома гелия) на металлических пленках Э. Резерфорд предложил ядерную модель атома. Согласно этой модели атом состоит из массивного положительно заряженного ядра, при этом очень малого по размерам. В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Вокруг ядра на значительном расстоянии от него вращаются электроны, образующие электронную оболочку атома. Размер всего атома составляет около см, ядра – порядка см. По размеру ядро примерно в раз меньше атома. Поскольку атом в целом электронейтрален, то суммарный заряд электронов должен быть равен заряду ядра. Поэтому число электронов равно положительному заряду ядра.

Недостатки модели атома по Резерфорду Планетарная модель атома по Резерфорду объясняла многие экспериментальные факты, но она имела недостатки. Так, например, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен по электромагнитной теории непрерывно излучать энергию. Это привело бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце концов упасть на него. Но атомы не исчезают. Поэтому модель Резерфорда не может объяснить этого.

Модель атома по Бору В 1913 г. датский физик Нильс Бор предложил свою теорию строения атома. В основе своей теории он взял планетарную модель атома по Резерфорду. Бор также как и Резерфорд считал, что электроны двигаются вокруг ядра, но при этом они не могут непрерывно излучать энергию Бор в основу новой теории положил два постулата: 1.Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным орбитам, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам. 2. При движении по стационарным орбитам электрон в атоме не излучает и не поглощает энергии. Излучение или поглощение энергии происходит только при переходе электрона с одной орбиты на другую

Модель атома по Бору

Квантовая модель строения атома Модель атома Бора хорошо описывала частоты линий спектра атома водорода, но для других атомов эта теория не давала удовлетворительных результатов. Теорию Бора сменила квантовая теория строения атома. По этой теории за основу была взята модель атома Бора, но с существенным дополнением - понятием об электронном облаке. Электрон, являясь частицей может проявлять не только свойства частицы, а и волновые свойства. Он может находиться в разных местах пространства и не иметь траектории своего движения. По квантовой теории электрон нельзя характеризовать скоростью, определенным местоположением в пространстве (координатой), он лишь характеризуется волновой функцией и 4 квантовыми числами

Атом состоит из: ядраядра –(содержит протоны и нейтроны) электронов находящихся в пространстве вокруг ядра.электронов находящихся в пространстве вокруг ядра. Атом Электронное облако Ядро

Квантовая модель атома Ядро атома и электроны, движущиеся вокруг его

Изотопы Атомы с одинаковым зарядом ядра, но разными значениями массового числа (A).Атомы с одинаковым зарядом ядра, но разными значениями массового числа (A). Бор -10 ( 10 B) имеет 5 p и 5 nБор -10 ( 10 B) имеет 5 p и 5 n Бор -11 ( 11 B) имеет 5 p и 6 nБор -11 ( 11 B) имеет 5 p и 6 n 10 B 11 B

Изотопы Т.к. изотопы имеют разную массу и определенное содержание в природе, то значения атомной массы в ПС являются средними значениями.Т.к. изотопы имеют разную массу и определенное содержание в природе, то значения атомной массы в ПС являются средними значениями. Средняя масса = АТОМНАЯ МАССАСредняя масса = АТОМНАЯ МАССА В природе: 20% 10 B и 80% 11 B.В природе: 20% 10 B и 80% 11 B. Атомная масса бора = 0.20 (10 а.е.м.) (11 а.е.м.) = 10.8 а.е.м.Атомная масса бора = 0.20 (10 а.е.м.) (11 а.е.м.) = 10.8 а.е.м. 10 B 11 B

Квантовое описание электрона Электрон настолько маленькая частица, что она не подчиняется законам классической механики и проявляет себя и как частица и как волна. Такая частица не имеет траектории, обладает волновыми свойствами. Для её характеристики требуется привлечение других понятий. Электрон не находится в одной точке пространства, а размазан по нему, что описывается волновой функцией ψ. Волновая функция не имеет наглядного толкования в геометрических терминах. Только известно, что она зависит от координат r, θ, φ и трёх параметров n, l, m z, ψ = ψ(r, θ, φ, n, l, m z ), где r, θ, φ – пространственные координаты, n, l, m z - квантовые числа: n – главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число, m z – магнитное квантовое число.

Атомы элементов

Квантовое описание электрона Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой точке околоядерного пространства, однако вероятность нахождения его в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью. Каждой орбитали соответствует определенная волновая функция. Волновые функции зависят от трех целочисленных параметров n, l и m, которые называют квантовыми числами. Итак: Волновую функцию, описывающую состояние электрона, называют атомной орбиталью (АО). Совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых тремя квантовыми числами n, l и m, называется атомной орбиталью.

Квантовые числа Каждая АО определяется тремя квантовыми числами Главное квантовое число n определяет уровень энергии, которому отвечает данная орбита, и ее удаленность от ядра. Главное квантовое число может принимать значения ряда натуральных чисел 1,2, 3, 4, 5, 6, 7. Главное квантовое число нумерует уровни энергии и орбиты движения электронов вокруг ядра Помимо главного квантового числа, состояние электрона в атоме характеризуется еще тремя другими квантовыми числами: l, m, s.

Орбитальное квантовое число Орбитальное, побочное или азимутальное квантовое число l характеризует момент количества движения электрона относительно центра орбиты. Оно определяет форму электронного облака (форму орбиты), его сплошность или разрывы и его вытянутость. Принимает целые значения от 0 до (n-1). Для данного значения n имеется n различных орбиталей, т.е. число значений l определяет количество атомных орбиталей на энергетическом уровне и число подуровней энергии. Энергетические подуровни обозначаются следующим образом: 0123 spdf

Главное и орбитальное квантовые числа характеризуют строение атома

Орбитальное квантовое число и форма электронного облака

Магнитное квантовое число Магнитное квантовое число m определяет положение плоскости орбиты электрона в пространстве или то направление, в котором вытянуто электронное облако. Может принимать целые значения от -l до l (включая 0), всего (2*l+1) значений. Число значений m определяет число электр. орбиталей

Спиновое квантовое число Спиновое квантовое число s определяет направление вращения электрона, может принимать только два значения: 1/2 и -1/2. С. Гаудсмит и Дж. Уленбек для описания некоторых тонких эффектов в спектре атома водорода в 1925 г. выдвинули гипотезу о наличии собственного момента импульса электрона, который назвали спином. Спин нельзя выразить через координаты и импульсы, у него нет аналога в классической механике. Спиновое число s электрона принимает только одно значение, равное Проекция вектора спина на определенное направление внешнего поля (например, на ось z) определяется спиновым квантовым числом m S, которое может принимать два значения: m S =

Построение электронной структуры атомов элементов Орбитальное число

Принципы построения электронной структуры атомов элементов Последовательность заполнения электронами подуровней в многоэлектронных атомах определяется принципом наименьшей энергии, принципом Паули и правилом Хунда. Принцип наименьшей энергии гласит: заполнение электронами АО происходит в порядке возрастания их энергии. Последовательность АО в порядке возрастания их энергии имеет вид

Правило Клечковского Порядок возрастания энергии АО в сложных атомах описывается правилом (n+l) (или правилом Клечковского): энергия АО возрастает в соответствии с увеличением суммы n+l главного и орбитального квантовых чисел. При одинаковом значении суммы, энергии меньше у АО с меньшим значением главного квантового числа.

Возрастание энергии орбиталей

Принцип Паули Согласно принципу Паули, в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел. Это означает, что Два электрона, находящиеся на одной орбитали, имеющие одинаковые значения квантовых чисел n, l, m, но различные значения спинового квантового числа mS, называют спаренными. на одной орбитали могут находиться только два электрона с противополжными по знаку значениями спинового квантового числа.

Принцип Паули в

Правило Хунда Правило Хунда определяет последовательность заполнения АО электронами в пределах одного подуровня и формулируется следующим образом: при данном значении квантового числа l (то есть в пределах одного подуровня) в основном состоянии электроны располагаются таким образом, что значение суммарного спина атома максимально. Это означает, что на подуровне должно быть максимально возможное число неспаренных электронов.

Электронные конфигурации атомов элементов Электронографическая диаграмма атома водорода: Электронографическая диаграмма гелия Диаграмма лития

Электронные конфигурации атомов к

Электронные конфигурации атомов и периодическая система

Периодическая система элементов и электронное строение атомов

Периодическое изменение свойств атомов химических элементов Типы конфигураций внешних энергетических уровней атомов определяют основные особенности их химического поведения и определяют следующие характеристики элементов: энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва и удаления электрона от атома. Чем ниже энергия ионизации, тем выше восстановительная способность атома. Максимальное значение энергии ионизации соответствует благородным газам. Минимальное значение энергии ионизации имеют щелочные металлы. В пределах одного периода энергия ионизации вначале снижается при переходе от s-элементов к первым р-элементам, затем у последующих р-элементов она повышается. В пределах одной группы с увеличением порядкового номера элемента энергия ионизации уменьшается, что обусловлено увеличением расстояния между внешним уровнем и ядром.

Энергия ионизации химических элементов

Периодическое изменение свойств атомов химических элементов Сродство к электрону – это энергия (обозначается через Е), которая выделяется при присоединении электрона к атому. Принимая электрон, атом превращается в отрицательно заряженный ион. Cродство к электрону – мера окислительной способности атома. Сродство к электрону в периоде возрастает, а в группе, как правило, убывает. Таким образом, восстановительная активность атомов вдоль по периоду уменьшается, а окислительная - увеличивается. Наибольшее увеличение радиуса атомов наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение только внешнего энергетического уровня, что характерно для s- и р-элементов. Для d- и f-элементов наблюдается более плавное увеличение радиуса с ростом заряда ядра. В пределах подгруппы радиус атомов увеличивается, так как растёт число энергетических уровней.

Атомные радиусы Figure 8.9