Общая химия Лектор – Голушкова Евгения Борисовна Лекция 2 – Строение атомов. - презентация

1 Общая химия Лектор – Голушкова Евгения Борисовна Лекция 2 – Строение атомов

2 План лекции 1. Экспериментальная основа теории 2. Корпускулярно-волновое описание электрона 3. Квантовые числа 4. Принципы построения и способы изображения электронных структур 5. Строение атома и периодическая система элементов

3 Атом Устойчивая микросистема элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов, движущихся в околоядерном пространстве

4 n Ядро атома состоит из протонов и нейтронов Число протонов в ядре равно атомному номеру элемента и числу электронов в атоме n Атом - электронейтрален

5 Свойства элементарных частиц Частица поло- заряд масса жение (у.е.) Протон (p) ядро +1 1,00728 Нейтрон (n) ядро 0 1,00867 Позитрон (е) ядро +1 0,00055 Электрон(е) обо- -1 0,00055 лочка

6 A = Z + N A – массовое число атома Z – заряд ядра (число протонов) N – число нейтронов Э АZАZ

7 ИЗОТОПЫ ХЛОРА

8 Cамостоятельно: Радиоактивные превращения химических элементов Н.С.Ахметов «Общая и неорг. химия» стр

9 Экспериментальные основы n Спектральный анализ, спектры (Г. Кирхгоф, 1859; Дж.Бальмер, 1885, И.Ридберг) n Периодический закон (Д.Менделеев 1869) n Фотоэффект (А. Столетов, 1888) n Катодные лучи (Ж. Перрен, 1895) n Рентгеновские лучи (В.Рентген 1895) n Радиоактивность (А. Беккерель, 1896) n Открытие электрона (Дж. Томпсон, 1897)

10 Модели атома Резерфорд Нильс БорКвантовая модель

11 Исследования Резерфорда

12 Принцип квантования (М. Планк, 1900) n атомы излучают энергию порциями, кратными некоторой минимальной величине - кванту, фотону - h h = 6, (Джc)–пост. Планка Е = h =c

13 Принцип корпускулярно-волнового дуализма n При движении электронов проявляются их волновые свойства n При взаимодействии с веществом – корпускулярные n волновые и корпускулярные свойства присущи электронам одновременно (Л.Де-Бройль)

14 Принцип неопределенности (В. Гейзенберг, 1925) n Движение электрона в атоме не может быть описано определённой траекторией n Положение и скорость движения электрона в атоме можно найти лишь с определенной долей точности

15 Волновое движение электрона Для струны: Ψ = А·Sin n(π/a)x n – квантовое число а – длинна струны х – координата точки на струне А – максимальная амплитуда колебаний

16 Квантовые представления n Положение электрона характеризуется вероятностью пребывания частицы в конкретной области пространства n Область наиболее вероятного пребывания электрона в атоме называют атомной орбиталью - АО n Вероятность обнаружения электрона определяется квадратом волновой функцией - 2

17 Вероятностная модель

18 Орбиталь d z 2

19 Уравнение Шредингера - уравнение трехмерной волны НΨ = Е·Ψ В волновой теории движение эл- на представ-ся в виде стоячей волны, для которой характерен набор колебаний с длинами волн:, /2, /3, /n; т.е. движение характеризуется квант. числом - n

20 Квантовые числа n Уравнение Шредингера - трехмерно. Соответственно - три набора квантовых чисел. Каждой координате свое квантовое число. n Размер, энергия, форма и ориентация электронного облака изменяются в атоме скачками (квантами)

21 Главное квантовое число(n) n n - 1, 2, 3,…, определяет энергию электрона в атоме n Энергетический уровень - состояние электронов в атоме с тем или иным значением n n Основное состояние атома - min энергия электронов n Возбужденное состояние – более высокие значения энергии электронов

22 Орбитальное квантовое число ( l ) харак-ет форму электронного облака l = 0, 1, 2, 3….n-1 Подуровень: s, p, d, f, g, h Т.е. энерг-кий уровень (n) содержит совокупность энерг-ких подуровней, отличающихся по энергиям (в многоэлектронном атоме)

23 Типы и формы атомных орбиталей S P x,P y,P z d xz,d xy,d z 2 d x 2 -y 2,d yz

24 n Магнитное квантовое число (m l ) характеризует ориентацию электронных облаков в пространстве m l меняется от – l до + l, а всего = 2 l + 1 значений n Например: l = 0 (s); m l = 0 l = 1 (p); m l = 0, +1, -1

25 n Спиновое квантовое число (m s ) характеризует собственный магнитный момент электрона, который или совпадает с ориентацией орбитального момента, или направлен в противоположную сторону. n m s имеет значения: +1/2 или -1/2

26 Атомная орбиталь (АО) n это состояние электрона в атоме, которое описывается волновой функцией с набором из трех квантовых чисел n, l, m l n Условное изображение АО n АО обозначают с помощью кв. чисел Например: 1s (n = 1, l = 0, m l = 0) 2p (n = 2, l = 1, m l = -1, 0, +1)

27 Закономерности формирования электронных структур n Принцип наименьшей энергии: электрон размещается на АО c min энергией n Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором 4-х кв.чисел n Правила Гунда: (1) на одном подуровне сумма спинов электронов максимальна, (2) сумма магнитных кв-х чисел максимальна.

28 Правила Клечковского Ниже по энергии находится та орбиталь для которой сумма (n + l ) минимальна Если сумма (n + l ) для двух подуровней одинакова, то сначала эл-ны заполняют АО с меньшим n

29 Графическое правило Клечковского

30 Последовательность заполнения АО по правилам Клечковского 1sι 2s2pι 3s3pι 4s3d4pι 5s4d5pι 6s4f5d6pι 7s5f6d7p

31 Способы изображения электронных структур n Электронная формула n Графическая структура n Энергетическая диаграмма

32 Примеры электронных структур Полная электронная формула Se - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 Краткая формула Se - 4s 2 4p 4 Электроно-графическая формула Ti pdpd S

33 Энергетическая диаграмма ванадия nЕnЕ S p d f

34 n Maксимальная емкость подуровня: 2(2l+1) e n Максимальная емкость уровня: 2n 2 е

35 Проскок электрона Пример: z = 24; Cr Ожидаемая: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 Действительная: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

36 Электронные конфигурации с повышенной устойчивостью n p 6 d 10 f 14 n p 3 d 5 f 7

37 Периодическая система элементов Д.И. Менделеева (1869г.) Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от их атомных весов

38 Неясные моменты n В чем причина периодичности? n Почему элементы одной группы имеют одинаковую валентность и образуют одинаковые соединения? n Почему число элементов в периодах не одинаковое? n Почему в ПС расположение элементов не всегда соответствует возрастанию атомной массы (Аr – К, Co – Ni, Te – I)?

39 Периодический закон n Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов

40 Причина периодичности n Определенная последовательность формирования электронных оболочек (принципы и правила Паули, Хунда, Клечковского) n Периодическое повторение сходных электронных слоёв и их усложнение при увеличении гл. кв. числа: периоды начинаются s-элементами, а заканчиваются р-элементами

41 Короткие периоды n 1 период (n=1): (2n 2 ) 2 элемента (1s 2 ) n 2 период (n=2): (2n 2 ) 8 элементов (2s 2 2p 6 ) n 3 период (n=3): (2n 2 – 2*5) 8 элементов (3s 2 3p 6 )

42 Длинные периоды n 4 период (n=4): (2n 2 -2*7) 18 элементов (4s 2 3d 10 4p 6 ) n 5 период (n=5): (2n 2 -2(7 + 9) ) 18 элементов (5s 2 4d 10 5p 6 ) n 6 период (n=6): (2n 2 -2(9 + 11) ) 32 элемента (6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 ) n 7 период (n=7): (2n 2 -2( ) ) 32 элемента (7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 ), незавершенный

43 n Период - горизонтальная последовательность эл-тов, атомы которых имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами

44 n Группа - вертикальная последовательность элементов с однотипной электроной конфигурацией атомов, равным числом внешних эл-нов, одинаковой max валентностью и похожими химическими свойствами

45

46 Периодичность свойств элементов n атомные и ионные радиусы n энергия ионизации n сродство к электрону n электроотрицательность валентность элементов

47 Периодичность свойств простых веществ и соединений n температура плавления и кипения n длина химической связи n энергия химической связи n электродные потенциалы n стандартные энтальпии образования веществ n энтропии веществ и т.д.

48 Атомные и ионные радиусы химических элементов n Орбитальный радиус атома (иона) – это расстояние от ядра до максимума электронной плотности наиболее удаленной орбитали этого атома

49 Радиус ум-ся р а с т е т

50 Радиусы катионов и анионов n Превращение атома в катион - резкое ум-ие орбитального радиуса n Превращение атома в анион почти не изменяет орбитального радиуса R кат < R ат < R ан Cl + < Cl < Cl – 0,099 0,181нм

51 Зависимость орбитального радиуса атомов от атомного номера элементов

52 Зависимость эффективного радиуса атомов от атомного номера элементов

53 n Эффективные радиусы атомов и ионов определяют по межъядерным расст-ям в молекулах и кристаллах, предполагая, что атомы – несжимаемые шары

54 n Ковалентные радиусы - это эффективные радиусы, определяемые по межъядерным расстояниям в ковалентных молекулах n Металлические радиусы - это эффективные радиусы в металлах n Ионные радиусы – это эффективные радиусы в ионах

55 Энергия и потенциал ионизации атомов n Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома и превращение атома в положительно заряженный ион Э – е = Э +, Е ион [кДж/моль] n Ионизационный потенциал – это разность потенциалов, при которой происходит ионизация J [эВ/атом]; Е ион = 96,5 J

56 1-й, 2-й, ….i потенциал ионизации n Энергия отрыва каждого последующего электрона больше, чем предыдущего J 1 < J 2 < J 3 < J 4 …… n Резкое увеличение J происходит тогда, когда заканчивается отрыв внешних электронов и следующий электрон находится на предвнешнем энергетическом уровне

57 Периодичность изменения J Элемент J 1 J 2 J 3 J 4 Li 5,39 75,6 122,4 – Be 9,32 18,2 158,3 217,7 B 8,30 25,1 37,9 259,3 C 11,26 24,4 47,9 64,5 N 14,53 29,6 47,5 77,4

58

59 Сродство к электрону n это энергия, выделяющаяся или поглощающаяся при захвате электрона атомом или энергия, необходимая для присоединения электрона к атому: Э + е = Э -, F [кДж/моль]

60 Периодичность изменения F для элементов первых 3-х периодов

61 Электроотрицательность n - свойство атома притягивать электроны от других атомов, с которыми он образует химическую связь в соединениях n Электроотрицательность определяли Полинг, Малликен и др. ученые n Электроотрицательность выражается в относительных условных единицах

62 Электроотрицательность элементов первых 3-х периодов

63 Валентность n Валентность определяется электронами внешнего уровня, поэтому высшая валентность элементов главных подгрупп равна номеру группы

64 Зависимость валентности от атомного номера элемента

65 Периодические свойства соединений n основно-кислотные свойства оксидов и гидроксидов: n в периодах ум-ся основные свойства, но ув-ся кислотные свойства этих соединений в группах основные свойства ув-ся, а кислотные ум-ся

66 Периодичность кислотно-основных свойств Группа s-эл-ты H p-эл-ты Основ. d-эл-ты Кислотные Основые оксиды кисл.-осн. св-ва оксиды для свойства зависят от с.о. неметалл ув-ся f- эл-ты - преимущественно основные

67 Кислотно-основные свойства n с. о. кислотные свойства MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7 осн. слабо осн. амфот. кисл. кисл.

68 n По периоду: n (-) значения G р o n кислотные св-ва оксидов Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 G o р = -175 kJ Na 2 O + SiO 2 = Na 2 SiO 3 G o р = -197 kJ Na 2 O + 1/3P 2 O 5 = 2/3Na 3 PO 4 G o р = -371 kJ Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 G o р = -522 kJ Na 2 O + Cl 2 O 7 = 2NaClO 4 G o р = -587kJ

69 n Окислительная способность простых веществ и однотипных соединений: n в периодах увеличивается n в группах уменьшается

70 термическая устойчивость однотипных солей n в периодах уменьшается и возрастает их склонность к гидролизу n в группах увеличивается

71 Периодичность окислительно- восстановительных свойств простых веществ s–элементыp-элементы Металлы,d- элементы Эл.отрицательность сильныеМеталлы, и окисл. спос-ть вос-ли слаб. вос-ли увеличивается (пр., Na (пр., Fe вос-ся Ca вос-ся хол. водян.паром) Галогены - H 2 O до H 2 окислители H

72 n Периодическими являются многие другие свойства соединений: энергия хим. связи, энтальпия, энергия Гиббса образования и др. n Место химического элемента в ПС определяет его свойства и свойства его многих соединений