4. Строение атома и структура. Периодической системы элементов

Атом - наименьшая частица химического элемента. Атом- состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. В ядро атомов всех элементов (за исключением ^[Н) входят протоны и нейтроны. Протон (р*) - элементарная частица с единичным положительным зарядом и массой покоя 1,00728. Число протонов в ядре определяет заряд ядра и принадлежность атома к данному химическому элементу. Нейтрон (п^с)-злеменгарная частица, не обладающая зарядом, с массой покоя 1 ,00867. Сучима протонов и нейтронов называется массовым «шелом атома (ядра). Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но рапным числом нейтронов, называются изотопами данного химического элемента. Электрон (е~) - элементарная частица с единичным отрицательным зарядом,

При всех химических процессах ядра атомов элементов не изменяются. Энергия химических превращений связана только с энергией электронов.

Околоадерное пространство, где с наибольшей вероятностью может находиться электрон, называется атомной орбиталыо (АО). Она характеризуется тремя координатами-квантовыми числами, определяющими размер ( я ), форму ( / ) и ориентацию ( щ ) АО в пространстве.

Главное квантовое число ( п ) определяет энергетический уровень электрона в атоме. Для электронов в невозбужденных атомах п принимает значения от 1 до 7 (соответственно номеру периода в ПСЭ). Совокупность электронов с одинаковым п - определяет электронный слой;

Главное квантовое число п 1234367

Электронный слой К L М N О Р Q

Орбитальное квантовое число ( /) указывает на различие энергий связи электронов в пределах одного энергетического уровня, определяет форму электронного облака и принимает целочисленные значения от 0 до ( п - /). Для л = 1 /= 0; для л = 2 /= 0, 1; для п - 3 / = О, L 2, для п = 4 / = ОД,2,3. Электроны данного энергетического уровня группируются в подуровни; число подуровней на каждом уровне равно п. Больше четырех подуровней не заполняется, т.к. для описания электронов в атомах всех известных элементов достаточно значений / = ОДД.З,

Орбитали с / = ОДД,3 называют s-, р% d-, f-орботалями, соответственно, а электроны, занимающие эти орошали, называются - s-, p-, d-, f- электронами.

Магнитное квантовое число • т характеризует магнитный момент и пространственное расположение электронного облака. Число возможных значений т при заданном / равно

21+1. при этом т изменяется от -/до +/. Так при / =2 щ имеет 5 значений:-!, -1. ОД, 2.

Спиновое квантовое число - s характеризует движение электрона вокруг своей оси. s имеет всего два значения: +1/2 и -1/2. Распределение электронов в атомах по атомным орбиталям определяется принципом Паули,

принципом наименьшей энергии и правилом Хунда,

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Максимальное число электронов на уровне N = 2П². Так как каждая атомная орбиталь описывается лишь тремя квантовыми числами ( я, /, т ), то на ней может находиться не более двух электронов с противоположными спинами (+1/2, -1/2).

Принцип наименьшей энергии. Последовательность размещения электронов по атомным орбиталям в невозбужденном атоме должна отвечать наибольшей связи их с ядром, т.е. электрон должен обладать наименьшей энергией. Поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений п+/ является меньшей; если суммы значений п+/ равны, то сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением п - главного квантового числа.

Шкала энергий:

ls²<2s²<2p⁶<3s²<3p⁶<4s²<3d¹Mp⁶<5s²<4d¹⁰<5p⁶<6s²<5d¹<4f⁴⁴<5d²-¹⁰<6p⁶<7s²<6d¹<5f^l4<6d²-¹^ где s,p,d,f - энергетические подуровни, цифра впереди букв означает номер энергетического уровня, на котором находятся электроны; индекс наверху справа показывает максимальное число электронов на подуровне.

Из шкалы энергий видно, что после Зр-подуровня (я+/= 3+1=4) заполняется 4£-подуровень (п+1 = 4+0 = 4), затем Зй-подуровень (п+1 = 3+2 =5), 4р-подуровень (л+/ "4+1=5) и 5з-подуровень (»+/= 5+0=5).

Правило Хтвда. Орбитали в пределах данного подуровня заполняются так, чтобы суммарное спиновое число электронов на подуровне было максимально. Суммарный спин спаренных электронов равен нулю (-1/2+1/2=0).

Энергетическое состояние электрона схематически можно представить в виде квантовых ячеек. Для «-электронов (/=0) отводится одна ячейка, где может быть один (s =+1/2)] или два электрона (»= +1/2 и s = -1/2), для р-электронов отводится три ячейки, где может быть от 1 до 6 электронов; для d-электронов (/=2) отводится пять ячеек, где может быть от 1 до 10 электронов; для f-злектронов (/=3) отводится семь ячеек, где может быть от 1 до 14 электронов.

Строение электронных оболочек атомов тесно связано с ИСЭ Д.И.Менделеева. Если провести вертикальную черту в шкале энергий перед каждым значением главного квантового числа п, то получим максимальную емкость энергетического уровня, а также число элементов в периоде: я=1 (I период)-емкостъ 2 элемента, я=2 (П период) - емкость 8 элементов; я=3 (Ш период) - Зэяементов; я=4 (IV период) -18 элементов; л=5 (V период)-18 элементов; л=6 (VI период) - 32 элемента, л=7 (VII период) - 32 элемента. В зависимости от того, на какой энергетический подуровень в атоме поступает последний электрон,

химические элементы делятся на s-, p-, d-, f-элементы. Их положение в ПСЭ следующее:

s-элементы р-элементы d-элементы f-элементы

I, П группы, главные подгруппы - (ns^ns²) (Н₂, Ш - VD3 группы, главные подгруппы (ns²np¹"⁶);

I - VIH группы, побочные подгруппы [ns²(n-l)d^b10];

Ш группа, побочная подгруппа- лантаноиды и актиноиды

Валентные электроны у s- и р-элементов находятся на внешнем энергетическом уровне, у d-элементов-на s-подуровне внешнего энергетического уровня (ns²) и предвнешнего (n-l)d¹"¹⁰ незавершеного подуровня.

Свойства элементов тесно связаны со строением их атомов. «Периодическая повторяемость свойств элементов обусловлена периодическим повторением электронных оболочек атомов» - это

современная формулировка периодического закона. Созданная Менделеевым периодическая система элементов является графическим выражением периодического закона. Атомы элементов в одной подгруппе данной группы имеют одинаковую электронную конфигурацию. Для главных подгрупп ПСЭ связь между электронной конфигурацией и числом валентных электронов атомов можно представить в виде :

vm

ns²np⁶

т vn

ns²np⁴ ns²p⁵

V ns²np³

Ш IV ns²np¹ ш²р²

Номер периода Валентные электроны семейство

I

П

ns¹ ns²

р-элементы

s-элементы

Химические свойства элемента зависят от способности его атома терять (А°- е = А"¹"¹) или обретать (А°+е = А") электроны, превращаясь в положительно или отрицательно заряженные ионы. Это количественно оценивается через энергию ионизации атома и энергию сродства атома к электрону.

Энергия ионизации J - энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома в его нормальном состоянии. Энергия ионизации является мерой металлических свойств элемента (в первом приближении также восстановительных свойств). Чем меньше значение J, тем легче отрывается электрон внешнего уровня, тем больше металлических свойств.

Энергия сродства к электрону U - энергия процесса присоединения электрона к нейтральному атому в нормальном состоянии. Величина энергии сродства к электрону является мерой проявления элементом неметаллических и косвенно окислительных свойств.

Электроотрицательность (ЭО) - есть полусумма энергий сродства к электрону и ионизации,

т. е. 3O=0.5(J+U). ЭО позволяет дать наиболее полную характеристику способности элемента проявлять металлические или неметаллические свойства.

Относительная электроотрицательность ОЭО - получается отношением ЭО элемента к ЭО атома фтора, для которого значение ОЭО принято равным 4. Величина ОЭО позволяет оценить способность атома элемента к оттягиванию на себя электронной плотности атомов других элементов. В ПСЭ Д.И.Менделеева в пределах главных подгрупп (5-,р-элементы) сверху вниз значения ОЭО уменьшаются, следовательно, в главных подгруппах сверху вниз увеличиваются металлические и восстановительные свойства элементов, основные свойства их гидроксидов.

В периодах ПСЭ слева направо значения ОЭО увеличиваются, следовательно, здесь постепенно ослабляются металлические и нарастают окислительные свойства. Самый активный неметалл F, он же наиболее сильный окислитель. Самые активные металлы Fr, Cs, Rb являются наиболее сильными восстановителями, а их гидроксиды - самыми сильными основаниями.

Номер группы ПСЭ, в которой стоит элемент, показывает высшую степень окисления его атома в химических соединениях, его высшую валентность. Исключение составляют кислород, фтор (р-семейство); медь, серебро, золото и некоторые другие элементы d-семейства могут проявлять в соединениях валентность большую, чем номер группы.

Форма и свойства соединений данного элемента зависят от степени окисления его атомов. Если элемент проявляет переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, то с ее увеличением их свойства меняются от основных через амфотерные к кислотным. Например. Мп образует четыре оксида: МпО. Мп₂О₃, МпО₃, Мп₂О₇ Первые два обладают основными свойствами Мп(ОН)₂, Мп(ОН)₃; МпО₂ амфотерен (МпО(ОН)₂,Н₂МпО₃); Мп₂О₇ является ангидридом марганцевой кислоты (НМп0₄).