Правила и принципы распределения электронов в атомах.

Лекция № 2

Строение атома и Периодическая система химических элементов

1. Первые модели строения атома.

2. Модель Бора.

3. Квантово-механическая модель атома Н.

4. Правила и принципы распределения электронов в атомах.

5. Периодическая система и электронная структура элементов и их периодические свойства.

1. Первые модели строения атома. Первой моделью строения атома стала модель Томсона. Джон Джозеф Томсон (Англия) в 1897 г. При исследовании катодных лучей открыл существование электрона. В 1904 г. Он предположил, что атом представляет собой положительно заряженную сферу с вкрапленными в нее электронами. Так называемый кекс – тесто – «+», изюм – «–».

Но, уже в 1910г. В Англии Эрнестом Резерфордом были получены экспериментальные результаты, противоречащие модели Томсона. Резерфорд бомбардировал фольгу a-частицами (ядрами гелия, заряд «+2») и обнаружил, что большинство a-частиц проходит сквозь фольгу, отклоняясь под разными углами, а некоторые частицы отскакивают от нее. Резерфорд предположил, что в центре атома находится положительное ядро малого размера, окруженное электронами. Причем, ядро гораздо меньше самого атома (в десятки и сотни тысяч раз). Поэтому a-частицы в основном просеиваются через фольгу, как через сито, а отскакивают только те, которые ударяются непосредственно в ядра атомов фольги.

Резерфорд выдвинул ядерную планетарную модель атома. В центре атома – тяжелое, небольшое положительно заряженное ядро, вокруг которого по орбитам движутся электроны. То есть аналог солнечной системы.

Существование маленького положительно заряженного ядра подтвердилось экспериментально, а вот движение электронов вокруг ядра с точки зрения классической электродинамики должно совершаться по спирали с непрерывным излучением энергии и закончиться падением на ядро. Чего не происходит. Таким образом, модель Резерфорда требовала дополнений и исправлений.

2. Модель Бора. Немецкий физик Макс Планк в 1900 г. предположил, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными (отдельными) порциями – квантами. Энергия кванта:

Е = hn, (1)

Где h – постоянная Планка h = 6,626×10^-34 Дж×с; n – частота, n = с/λ, с – скорость света, λ – длина волны.

В 1910 г. датский ученый Нильс Бор на базе модели Резерфорда и теории Планка выдвинул модель строения атома водорода, по которой:

1) электроны двигаются не по любым, а только по разрешенным (стационарным) орбитам, где обладают определенной энергией;

2) при переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов;

3) каждая орбита имеет номер n (1, 2, 3 и т.д.), называемый главным квантовым числом.

Теория Бора получила экспериментальное подтверждение. Но и она не могла полностью объяснить поведение электрона (в частности в магнитном поле) и не распространялась на многоэлектронные атомы. То есть, требовалась новая модель строения атома.

3. Квантово-механическая модель строения атома водорода. В 1924 г. французский ученый Луи де Бройль предположил, что электрону свойствен волново-корпускулярный дуализм (двойственность).

В 1926 г. Эрвин Шредингер (Австрия) вывел математическое описание поведения электрона в атоме в виде волнового уравнения.

В 1927 г. немецкий физик Вернер Гейзенберг выдвинул принцип неопределенности: характер движения электрона принципиально не может быть точно фиксирован. Поэтому, модельное представление об атоме с определенными орбитами электронов должно быть заменено описанием, при котором оценивается лишь вероятность нахождения электрона в том или ином месте пространства. Оценка такой вероятности проводится с помощью волнового уравнения Эрвина Шредингера. При решении последнего появляются три целочисленные величины – квантовые числа ( главное n, орбитальное или побочное l, магнитное m_l), набором которых однозначно определяется состояние электрона, или орбиталь – область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.

Главное квантовое число n определяет энергию электрона в поле ядра атома, показывает порядковый номер орбитали от ядра. В геометрическом смысле n соответствует размеру (радиусу или объему) орбитали. Используя главное квантовое число, можно рассчитать максимальное число электронов N на орбитали: N = 2 n ².

Орбитальное квантовое число l задает форму электронного облака, так как определяет механический момент электрона, обусловленный его движением вокруг ядра. В энергетическом смысле оно представляет собой вариации энергии в пределах, задаваемых главным квантовым числом. l принимает значения от 0 до n – 1.

Магнитное квантовое число m _l характеризует расположение вектора орбитального механического момента в пространстве, то есть определяет пространственное расположение орбиталей. m _l принимает значения от –l до + l. Число орбиталей определенной формы равно (2 l + 1):

n	l	ml	число орбиталей
	0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f)	-1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	s – 1 p – 3 d – 5 f - 7

Но эти три квантовых числа не являются исчерпывающими характеристиками состояния электронов в атомах. Поль Дирак в 1928 г. предложил учитывать спин (собственный механический момент частицы, не связанный с её орбитальным движением). Спиновое квантовое число m _s электрона принимает только два значения: +1/2 и -1/2.

Таким образом, состояние электрона в поле центральных сил атома характеризуется полным набором четырех квантовых чисел.

Правила и принципы распределения электронов в атомах.

1. Принцип наименьшей энергии и правило Клечковского:

а) в первую очередь заполняется та орбиталь, для которой меньше сумма (n + l); б) если у двух орбиталей сумма (n + l) одинакова, то меньшую энергию имеет орбиталь с меньшим значением главного квантового числа.

2. Принцип Паули: два электрона в одном атоме не могут иметь одинаковый набор из четырех квантовых чисел. Поэтому на одной орбитали могут одновременно находиться не более двух электронов, при этом они должны иметь противоположные по знаку (антипараллельные) спины.

3. Правило Гунда (Хунда ): в пределах подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы было максимальное число параллельных спинов.

Электронное строение атома обычно изображается одним из двух способов.

1. В электронной формуле указывается количество электронов на подуровнях атома: любой s -подуровень включает только одну орбиталь, поэтому его максимальная ёмкость по электронам равна 2; p -подуровень состоит из трех орбиталей (6 электронов); d -подуровень – из 5-ти орбиталей (10 электронов); f - подуровень - из 7 орбиталей (14 электронов);

2. На энергетической диаграмме показывается распределение электронов по орбиталям. Орбитали на такой диаграмме обычно изображаются в виде квадратиков, а электроны – стрелками (при m_s = -1/2 стрелкой вверх, а при m_s = +1/2 - вниз).

Электроны атома подразделяются на валентные и невалентные. Химические свойства атома в основном определяются электронной конфигурацией валентных электронов. К валентным электронам относятся: а) s - и p - электроны внешнего уровня; б) d - и f - электроны внутренних уровней, если соответствующие подуровни заполнены не до конца.

5. Периодическая система и электронная структура элементов и их периодические свойства. В 1869 г. Д.И. Менделеевым был открыт Периодический закон, современная формулировка которого: свойства элементов, формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Наглядное отражение ПЗ – ПС. Существует несколько видов – короткая 8-ми клеточная (привычная нам), полудлинная (18-ти клеточная) и длинная (32-х клеточная).

В коротком варианте ПС: 1, 2, 3 – малые периоды; 4, 5, 6 – большие; 7 – большой, но незавершенный. Малый период состоит из одного ряда, большой период – из двух. Любой период начинается с щелочного металла, а завершается благородным газом. Номер периода совпадает с максимальным значением главного квантового числа, характеризует число орбиталей. ПС состоит из 8 групп, каждая из которых делится на главную и побочную подгруппы. Номер группы равен числу валентных электронов, а потому определяет максимальную степень окисления данного элемента. Структура электронной оболочки атомов химических элементов изменяется периодически с ростом порядкового номера элемента.

Различают периодические и непериодические свойства элементов. Непериодические свойства связаны с ядрами атомов – это заряд ядра, число электронов, масса атомов, стабильность или радиоактивность элементов.

Периодические свойства связаны с электронным строением атомов: через определенное число элементов в ПС повторяются s-, p-, d-элементы с одинаковыми конфигурациями электронных подуровней. Это обусловливает периодическое изменение химических и физических свойств элементов.

Основные характеристики атомов элементов являются периодическими свойствами – это радиус атома, энергия ионизации (I, Е_и), энергия сродства к электрону (Е_ср), относительная электроотрицательность (ОЭО).

Радиус атома. Атомы не имеют строго определенных границ из-за волново-корпускулярного дуализма электронов. Поэтому условно за радиус атома принимают теоретически рассчитанное расстояние от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности – это орбитальный радиус атома. Эффективным радиусом атома называется половина расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллах.

Наибольший радиус у первых элементов периода, далее по мере роста заряда ядра радиусы уменьшаются из-за увеличения взаимодействия электронов с ядром. В группах, как правило, радиусы растут сверху вниз из-за увеличения числа электронных оболочек. Но при этом противоположный эффект оказывает увеличение заряда ядра, поэтому рост атомных радиусов невелик, а в некоторых случаях не наблюдается: орбитальный радиус у алюминия больше, чем у галлия.

Энергия ионизации – это энергия отрыва электрона от атома элемента с образованием катиона: Э – е ® Э⁺ (Е_и, кДж/моль). Энергия ионизации является сложной функцией ряда свойств атома: заряда ядра, атомного радиуса и характера межэлектронного взаимодействия.

В периоде наименьшую энергию ионизации имеют щелочные металлы, максимальна она у благородных газов. В главных подгруппах энергия ионизации уменьшается сверху вниз. Малое значение энергии ионизации свидетельствует о металлических свойствах элемента, а большое – о неметаллических.

Энергия сродства к электрону – это энергия присоединения электрона атомом элемента с образованием аниона: Э + е ® Э^- (Е_ср, кДж/моль). Энергия сродства к электрону также является периодическим свойством, она возрастает в пределах периода слева направо, достигая максимальных значений у галогенов.

С помощью энергии ионизации и сродства к электрону характеризуют только изолированные атомы. Если атомы находятся в соединении (молекуле), то для них используют другую характеристику – электроотрицательность (ЭО). Это величина, характеризующая способность атома притягивать к себе общие электроны в молекуле. Малликеном была предложена количественная мера ЭО в виде полусуммы энергий ионизации и сродства к электрону. Полинг выразил значения ЭО элементов в условных относительных единицах, то есть ввел понятие относительной ЭО (ОЭО). За единицу принята ОЭО лития, максимального значения – 4,0 – ОЭО достигает у фтора.

В пределах периода слева направо ОЭО растет: наименьшие значения у щелочных металлов, наибольшие – у галогенов. В соответствии с этим элементы становятся все более слабыми восстановителями и все более сильными окислителями.

Внутри группы ОЭО уменьшается сверху вниз. Чем выше ОЭО, тем сильнее выражены у элемента неметаллические свойства и окислительная способность, а при малой ОЭО элемент обладает металлическими свойствами и высокой восстановительной способностью. Таким образом, самым сильным окислителем является фтор, а самым сильным восстановителем – франций.

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: