1. Модель “сливового пудингу” Томсона – атом сферичний “пудинг” з позитивним електричним зарядом, в якому розміщенні негативно заряджені частинки (як сливи, або родзинки).

2. Модель Резерфорда: атом складається з досить твердого важкого ядра, що має позитивний заряд; це ядро оточене легкими негативним газом:

+

Досить близькою до цієї моделі є модель Бора: планетарна. Цією моделлю ви користувалися в школі. Атом складався з поняття зарядженого ядра, що оточено електронами, які рухаються навколо ядра по стійким круговим орбітам. Цим орбітам відповідають різні енергії.

Модель Бора має деякі достоїнства:

1) може бути приміненою для пояснення ліній в спектрі атомарного Гідрогену;

2) може бути використана для пояснення розташування елементів в періодичній системі та закономірностей зміни енергії іонізації елементів.

Недоліки ж теорії Бора:

1) не може пояснити деякі складні особливості в спектрах елементів, більш важких, ніж Гідроген;

2) експериментально не було підтверджено, що електрон обертається навколо ядра по круговим орбітам з визначеним кутовим моментом. Якщо б це було так, то електрон повинен був би поступово витрачати енергію та уповільнюватись. Далі електрон упав би на ядро, а атом зруйнувався. Але ж такого не має.

Моделі Бора та Резерфорда внесли суттєвий внесок в теорію будови атомів.

Для того щоб зменшити недоліки моделі будови атома Бор зробив припущення, які мають назву постулатів Бору:

1. Електрон може обертатися біля ядра не на всяких, а лише на визначених орбітах. Ці орбіти називають стаціонарними.

2. Коли електрон знаходиться на стаціонарній орбіті він не витрачає і не поглинає енергію.

3. Випромінювання відбувається в період перехода електрона з однієї стаціонарної орбіти на іншу. При цьому витрачається або поглинаються кванти енергії.

Надалі з’явилися закони, що були відкриті Ейнштейном, де Бройлем і стосувалися корпускулярно – хвильового дуалізму (електрон водночас – це частинка й хвиля), також як у фотонів.

Б азуючись на корпускулярно – хвильовому дуалізмі електрону була створена сучасна будова атома: електрон в атомі знаходиться не на орбіті яка має свої координати, а в електронній хмарі, густина якої пропорційна імовірності знаходження електрона в відповідних ділянках.

Ця модель вже використовує для пояснення знаходження електрона в атомі не закони класичної механіки, а закони квантової фізики. Таким чином, електрони знаходяться не на орбіті (лінії), а може ймовірно знаходитися в відповідному об’ємі простору біля ядра. А об’єм простору біля ядра, де ймовірно знаходження електрона називається орбіталлю.

Електрони можуть займати орбіталі чотирьох видів: s-,p-,d-,f- . Так як, ми вами живемо в трьохмірному просторі, й електрон в атомі повинен обертатися в трьох площинах. Дійсно, наявність трьох ступіней свободи для електрона припускає наявність трьох квантових чисел: n, l, m. Ці квантові числа характеризують рух електрона в будь-якому атомі.

n- головне квантове число характеризує рівень, на якому знаходиться електрон, та визначає енергію електрона. Воно може приймати значення від 1 до ∞ (незкінченність).

Чим більш значення приймає n, тим більша енергія рівня і тим вищій цій енергетичний рівень.

l- допоміжне (орбітальне) квантове число характеризує підрівень, на якому знаходиться електрон, воно визначає форму орбіталі. Має значення від 0 до (n-1), де n – головне квантове число

Значення орбітального числа замінюють буквами, тому

l	0	1	2	3	4	5	s - сфера
	s	p	d	f	g	h	p - гантель
							d – перехрещена гантель

Існує ще одно квантове число – m – магнітне квантове число. Воно визначає орієнтацію електронних хмар в просторі. Має значення від –l до +l, проходячи через 0.

Можна визначити кількість значень, які буде приймати m за формулою

2l +1, тобто на підрівні l міститься 2l +1 орбіталь

l 0 1 2 3

число орб. 1 3 5 7

Давайте розрахуємо значення трьох квантових чисел для

n=1 або n=2.

n=1, l=0; m=0

n=2 l=0,1 m=-1,0,+1

Дослідження атомних спектрів показало, що електрон має одну квантову величину, яка визначає його особливості. Це спінове квантове число s. Воно характеризує вже не положення електрона в атомі, а орієнтацію електронів між собою. Приймає тільки два значення  ½, тому кожна орбіталь може мати електрони з такими спинами.

Електрона конфігурація атома – це запис розподілу електронів в його атомах по рівням, підрівням на орбіталях.

Існують електронні конфігурації атомів в основному та збудженому стані – це якщо один чи декілька електронів переходить з одної орбіталі на іншу.

Про такий стан електронів в атомі ми будемо говорити пізніше.

Для визначення конкретної електронної конфігурації в основному стані існують слідуючи три правила:

Правило 1- принцип заповнення. Електрони в основному стані атома заповнюють орбіталі в послідовності підвищення орбітальних енергетичних рівней.

Нижчі по енергії орбіталі заповнюються першими.

Наприклад, Н; протонне число 1, число е=1. цей один електрон буде займати s – орбіталь, тому що вона має саму нижчу енергію. Електронна конфігурація 1s¹.

Правило 2: принципи заборони Паулі: на будь - який орбіталі може знаходиться не більше двох електронів і то в тому випадку, якщо вони мають протилежні спіни.

Наприклад, Li: протонне число = 3 , число електронів = 3 . Орбіталь з самою низькою енергією –1s. Вона може розмістити лише 2 електрони. Третій електрон повинен знайти орбіталь, наступну по енергії тобто 2s – орбіталь. Конфігурація Li 1s²2s¹.

Правило 3: правило Гунда: заповнення орбіталей одного підрівня починається самотніми електронами з паралельними спінами., а коли самотні електроні займуть всі орбіталі , буде відбуватися остаточне заповнення орбіталей парами електронів з протилежними спінами.

Наприклад, N: протонне число = 7; число електронів = 7. Електронна конфігурація 1s²2s²2p³. Розподіл електронів по підрівням:

         

а не

1s 2s 2p 1s 2s 2p

O ; протонне число = 8; число електронів = 8. Конфігурація 1s²2s²2p⁴. Розподіл електронів по підрівням

    

Для визначення послідовності заповнення підрівней, що мають досить близькі значення енергій існує ще одно правило, яке відноситься до емпіричних, а не основних. Це правило Клечковського: рівні та підрівні заповнюються в порядку збільшення  n+l, а при однаковій сумі n+l першим заповнюється той рівень, що характеризується меншим головним квантовим числом n.

За допомогою цього правила, яке є дійсним для елементів перших декількох періодів отримано ряд заповнення підрівней за енергіями:

1s2s2p3s3p3d4s4p…

Я нагадую вам, що пишеться електронна конфігурація на основі періодичної системи, яка побудована, тобто є схемою, періодичного закону.

Теорія будови атому довела, що періодична система Д.І. Менделєєва є класифікацією хімічних елементів за електронною будовою атомів. Але ж теорія будови атомів дозволила переглянути цю точку зору і геніальність Менделєєва була в тому, що він розташував елементи в періодичній системі таким чином, що зростали заряди їх атомних ядер, що було доказано Мозлі.

Закон Мозлі:

Заряд ядра дорівнює порядковому номеру (протонному числу) елемента в періодичній системі і є основною величиною, від якої залежать властивості елемента та його знаходження в періодичній системі Менделєєва.

Тому в сучасній формуліровці періодичний закон читається так:

властивості елементів та утворених ними простих та складних сполук знаходиться в періодичній залежності від заряду ядра атома елементу.

В залежності від будови атомів розглянемо розташування елементів в таблиці.

Період – це послідовність елементів, атоми яких мають однакове число електронних рівней, а це є головне квантове число n.

Таким чином n дорівнює № періоду.

Головна підгрупа – це вертикальний ряд елементів, атоми яких мають однакову кількість електронів на зовнішньому рівні. Це число дорівнює № групи.

Періодичність зміни властивостей хімічних елементів та їх сполук при збільшенні протонного числа пояснюється тим , що періодично повторяється будова зовнішнього електронного рівня в атомах елементів.

Всі елементи розподіляються на 4 електронних сімейства:

s- елементи – в атомах яких останнім змінюється s – підрівень зовнішнього електронного рівня.

p- елементи – в атомах яких останнім заповнюється p- підрівень.

d- елементи – в атомах яких останнім заповнюється відповідно d- підрівень.

f- елементи –останнім заповнюється f- підрівень.

Якщо провести діагональ від B до At то знизу ліворуч знаходяться всі неметали, тобто s- елементи, а зверху праворуч в головних підгрупах – p – елементи, або неметали, d – елементи розташовані в побічних підгрупах, а f – елементи винесені окремо – це лантаноїди та актиноїди.

Тому, повертаючись до написання електронних конфігурацій можна написати такий алгоритм:

1) визначити тип елемента (s, p, d, f)

2) № періоду (головне квантове число)

3) № групи (число валентних електронів)

4) формулу валентних електронів (s, p, d, f)

5) повну електронну формулу

Навести декілька прикладів: ₁₉K, ₂₄Cr, ₃₅Br, ₅₈Cе

Теорія будови атомів пояснює періодичну зміну властивостей елементів при збільшенні протонного числа.

В хімії на інших галузях наук, суміжних з хімією часто зустрічаються з поняттям атомних та іонних радіусів. Величини радіусів є умовними і розраховуються з міжатомних відстаней, залежать від агрегатного стану речовини, природи атомів та характеру хіиічного зв'язку. При розгляді простих речовин та органічних сполук використовують атомні радіуси, а при вивченні неорганічних сполук – іонні радіуси.

R_ат >R­_іона

Атомні радіуси розподіляються на 3 види:

R_ат

R_ме R_{благор. газів}

R_НеМе

(ковалентні сполуки)

Завжди !:

R_Ме >R­_НеМе

Зміна R_ат на R­_іон в періодичній системі носить періодичний характер. В періодах при збільшенні заряду ядра атома R_ат та R­_іона зменшується.

Найбільше зменшення спостерігається у елементів малих періодів в межах сімейств d та f – спостерігається більш плавна зміна радіусів.

Важливими властивостями елементів є металевість (металічні властивості) та неметалевість (неметалічні властивості)

Неметалевість – це здібність атомів елемента віддавати електрони. кількісною характеристикою металевості є енергія іонізації (І).

Енергія іонізації – це енергія, яку потрібно витратити для віддалення даного електрона з його стійкої, стаціонарної орбіталі на нескінченно велику відстань від ядра, де дія ядра на електрон не проявлюється. Атом при цьому стає іоном з позитивним зарядом:

Me Meⁿ⁺+ ne^-

Іноді використовують термін потенціалу іонізації. Потенціал іонізації – це різниця потенціалів, під впливом якої електрони набувають енергію, що відповідає енергії іонізації. Тому І чисельно дорівнює іонізаційному потенціалу, що виражається в еВ.

Для багатоелектронних атомів звичайно розглядають декілька енергій іонізацій. Відрив першого електрона – перший іонізаційній потенціал, і так далі. З відривом кожного наступного електрона І, тому що збільшується сила притягання електронів до ядра атома. Практично найлегше відриваються перші 2 електрони.

Зміна І в періодах і групах теж підкоряється періодичній залежності: найменшу енергію іонізації мають s- елементи, найбільшу – галогени та благородні гази. За періодом І. По групі зі збільшенням протонного числа І .

І

І

Неметалевість – здібність атомів елемента приєднувати електрони. Кількісною характеристикою неметалевості елемента є енергія спорідненості до електрона (Е_спор). Спорідненість до електрона – це енергія, яка виділяється при приєднанні електрона до нейтрального атому в газовому стані. При цьому атом перетворюється на негативно заряджений іон.

Е⁰+ne^-=E^-+ Е_спор

Чим більше спорідненість до електрону, тим сильніші неметалеві властивості.

Енергія спорідненості до електрона по періоду при переході від s – до р- елементів збільшується, а по групах зменшується.

E

Е

Для характеристики відносної здібності атомів приймати негативний заряд використовується електронегативність.

Електронегативність елемента характеризує здібність його атомів притягувати до себе електрони, які приймають участь в утворенні хімічних зв’язків з іншими атомами в молекулі.

Мірою електоронегавності прийнято вважати напівсуму 1-ої енергії іонізації та першої енергії спорідненості до електрона: Х=1/2(І₁+E₁)

Чим більше металевість, тим менша електронегативність. Чим більша неметалевість, тим більша електронегативність.

Атоми різних елементів мають різну електронегативність. В молекулах атоми одних елементів лише приєднують електрони (неметали), атоми інших – віддають електрони (метали). Найбільшу електронегативність має Флуор. По періоду електронегативність збільшується, в групах – зменшується (для s- та p- елементів).

Треба пам’ятати, що електронегативність для одного й того ж елемента не є постійною величиною. Вона може змінюватись в залежності від партнера по сполуці, від будови молекули, від валентного стану елемента, від типу сполуки. Тому величини електронегативності не мають абсолютного значення, а можуть бути використані для якісних та напівкількісних оцінок типу зв’язку. При визначенні величин електронегативності різних елементів за одиницю електронегативності прийнята електронегативність Гідрогену.

		H
		2,1
Li		F	1		4	через		0,5
Na		Mg	Al		Si	P	S	Cl
0,9		1,2	1,5		1,8	2,1	2,5	3