А́том (неделимый) — частица вещества микроскопических размеров и массы, наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.

Атом состоит из атомного ядра и электронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом. 

Ио́н — одноатомная или многоатомная электрически заряженная частица, образующаяся в результате потери или присоединения атомом или молекулой одного или нескольких электронов.

Хими́ческий элеме́нт — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и числом протонов, совпадающим с порядковым (атомным) номером в таблице Менделеева. Каждый химический элемент имеет свои название и символ, которые приводятся в Периодической системе элементов Менделеева.

Положение атома в таблице Менделеева определяется электрическим зарядом его ядра (то есть количеством протонов), в то время как количество нейтронов принципиально не влияет на химические свойства; при этом нейтронов в ядре, как правило, больше, чем протонов. Если атом находится в нейтральном состоянии, то количество электронов в нём равно количеству протонов.

Электро́н — стабильная, отрицательно заряженная элементарная частица, одна из основных структурных единиц вещества.

Нейтро́н — элементарная частица, не имеющая электрического заряда. 

Протон—положительно заряженная элементарная частица, (составляет ядро гелия).

Изото́пы — разновидности атомов (и ядер) какого-либо химического элемента, которые имеют одинаковый атомный(порядковый) номер, но при этом разные массовые числа.

Атомно-молекулярная теория базируется на следующих законах и утверждениях:

• Все вещества состоят из атомов

• Атомы одного химического вещества (химический элемент) обладают одинаковыми свойствами, но отличаются от атомов другого вещества

• При взаимодействии атомов образуются молекулы.

• При физических явлениях молекулы не изменяются, при химических происходит изменение их состава

• Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества

• Закон сохранения массы — масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции

• Закон постоянства состава (закон кратных отношений) — любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами

• Аллотропия — существование одного и того же химического элемента в виде нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам.

Массу атома принято измерять в атомных единицах массы, равных ¹⁄₁₂ от массы атома стабильного изотопа углерода ¹²C.

Количество вещества — физическая величина, характеризующая количество однотипных структурных единиц, содержащихся в веществе. Под структурными единицами понимаются любые частицы. Моль есть количество вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в углероде-12 массой 0,012 кг.

-

Атом состоит из атомного ядра и электронов.

Ядро, несущее почти всю (более чем 99,9 %) массу атома, состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов, связанных между собой при помощи сильного взаимодействия. Атомы классифицируются по количеству протонов и нейтронов в ядре: число протонов Z соответствует порядковому номеру атома в периодической системе Менделеева и определяет его принадлежность к некоторому химическому элементу, а число нейтронов N — определённому изотопу этого элемента. Число Z также определяет суммарный положительный электрический заряд атомного ядра и число электронов в нейтральном атоме, задающее его размер. Атомы различного вида в разных количествах, связанные межатомными связями, образуют молекулы. (N=A-Z)

Ядерная модель атома: атом состоит из небольшого положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого движутся электроны, - подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца. Планетарная (ядерная) модель атома соответствует современным представлениям о строении атома с учётом того, что движение электронов имеет квантовый характер и не описывается законами классической механики.

Квантово-механическая модель атома

Современная модель атома является развитием планетарной модели Бора-Резерфорда. Согласно современной модели, ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и не имеющих заряда нейтронов и окружено отрицательно заряженными электронами. Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронной оболочки и описываются квантовой механикой. Основная масса атома сосредоточена в ядре, а массовая доля электронов в общей массе атома незначительна (несколько сотых процента массы ядра).

Корпускуля́рно-волново́й дуали́зм — принцип, согласно которому любой объект может проявлять как волновые, так и корпускулярные свойства.

Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция, полученная решением уравнения Шрёдингера для данного атома, задаётся главным n, орбитальным I и магнитным m квантовыми числами.

Электронная оболочка атома — область пространства вероятного местонахождения электронов, характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа n и, как следствие, располагающихся на близких энергетических уровнях.

Электронные оболочки обозначаются буквами K, L, M, N, O, P, Q или цифрами от 1 до 7. Подуровни оболочек обозначаются буквами s, p, d, f, g, h, i или цифрами от 0 до 6. Электроны внешних оболочек обладают большей энергией, и, по сравнению с электронами внутренних оболочек, находятся дальше от ядра, что делает их более важными в анализе поведения атома в химических реакциях и в роли проводника, так как их связь с ядром слабее и легче разрывается.

Магнитное квантовое число (m) характеризует ориентацию в пространстве орбитального момента количества движения электрона или пространственное расположение атомной орбитали.

Главное (радиальное) квантовое число — целое число, обозначающее номер энергетического уровня. Является первым в ряду квантовых чисел. Главное квантовое число n характеризует энергию и размеры орбитали и электронного облака, принимает значения целых чисел – от 1 до бесконечности (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6…). Орбитали, имеющие одинаковые значения n, близки между собой по энергии и по размерам, они образуют один энергетический уровень.

Орбитальное квантовое число — в квантовой физике квантовое число I, определяющее форму электронного облака. Характеризует число плоских узловых поверхностей. Определяет подуровень энергетического уровня, задаваемого главным (радиальным) квантовым числом n.

Энергетический уровень – это совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа. Энергетические уровни обозначают либо цифрами, либо большими буквами латинского алфавита (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). С увеличением порядкового номера энергия орбиталей увеличивается.

Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного и побочного квантовых чисел, но отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.

-

Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы.

Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

Принцип наименьшей энергии: Основное (устойчивое) состояние атома характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.

Правило Клечковского: Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии. Этот порядок определяется значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.

Второе правило Клечковского - при одинаковых значениях суммы (n+l) орбитали заполняются в порядке возрастания главного квантового числа n.

Правило Гунда: На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.

-

Атом состоит из атомного ядра и электронов.

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня их атомов с увеличением заряда ядра.

Каждый период начинается элементом щелочным металлом (исключение – первый период), в атомах которых на внешнем энергетическом уровне имеются один s – электрон, заканчивается элементом благородным газом. В атомах элементов благородных газов на внешнем энергетическом уровне имеются два s- и шесть p-электронов.

По периоду слева направо:

заряд ядра атома - увеличивается;

радиус атома - уменьшается;

количество электронов на внешнем уровне - увеличивается;

электроотрицательность - увеличивается;

отдача электронов - уменьшается;

прием электронов - увеличивается.

По группе сверху вниз:

заряд ядра атома - увеличивается;

радиус атома - увеличивается;

количество электронов на внешнем уровне - не изменяется;

электроотрицательность - уменьшается;

отдача электронов - увеличивается;

прием электронов - уменьшается.

Диагональ из левого верхнего угла к нижнему правому объединяет отчасти сходные элементы. Это объясняется приблизительно одинаковым увеличением неметаллических свойств в периодах и металлических свойств в группах.

Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d, f-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента и каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами.

I период – s-элементы, щелочные металлы, атомы которых легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.

II период – s-элементы, p-элементы

III период - s-элементы, p-элементы.

IV период – s-элементы, d-элементы (побочная подгруппа)

Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра.

-

В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

Большинство свойств проявляет явную периодическую зависимость от атомных номеров химических элементов. Наиболее важными, имеющими особое значение при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений являются:

• энергия ионизации атомов;

• энергия сродства атомов к электрону;

• электроотрицательность;

• атомные (и ионные) радиусы;

• степени окисления;

Изменение (не)металлических свойств: При перемещении вдоль периода справа налево металлические свойства элементов усиливаются. В обратном направлении усиливаются неметаллические. Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к завершенному уровню (8е). Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.

При перемещении сверху вниз вдоль групп усиливаются металлические свойства элементов, это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек, их внешние оболочки находятся дальше от ядра.

Изменение радиусов атомов: Размеры атомов при перемещении слева направо вдоль периода уменьшаются, это объясняют тем, что электроны все сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра, даже увеличение числа электронов на внешней оболочке (например, у фтора по сравнению с кислородом) не приводит к увеличению размеров атома.

При перемещении сверху вниз атомные радиусы элементов растут, потому что заполнено больше электронных оболочек.

-

Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I₁), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии.

В периодах слева направо энергия ионизации атомов увеличивается. В группах сверху вниз – наоборот, энергия ионизации уменьшается, чем меньше радиус атома тем труднее отрывать электрон, тем больше затрачена энергия ионизации.

Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э⁻.

В периоде слева направо сродство к электрону увеличивается, а в группах увеличение идет в направлении снизу вверх. Чем меньше радиус атома, тем легче к нему присоединяется электрон, тем больше высвобождается энергии и, следовательно, больше сродство к электрону. Однако монотонности в изменении сродства к электрону нет, как и не было ее в изменении энергии ионизации.

Эле́ктроотрица́тельность — количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары.

Электроотрицательность возрастает  слева направо, достигая максимума у галогенов, при перемещении сверху вниз по группам электроотрицательность уменьшается, это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

-

Ковалентная связь — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.

Донорно-акцепторный механизм — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.

Обменный механизм – способ образования химической связи, в которой участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону.

Метод валентных связей — приближённый квантовохимический расчётный метод (приближенное решение уравнения Шредингира), основанный на представлении о том, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Предсказывает валентные возможности атомов и геометрию образующейся молекулы. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Отметим, что электроны, в соответствии с принципом Паули должны иметь противоположно направленные спины, следовательно метод принципиально не может объяснить магнитные свойства молекул.

-

Вале́нтность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

Валентными электронами называют электроны, находящиеся на внешней, или валентной, оболочке атома. Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановителя) в реакциях с другими элементами. И наоборот, чем больше валентных электронов содержится в атоме химического элемента, тем легче он приобретает электроны (проявляет свойства окислителя) в химических реакциях при прочих равных условиях. 

Возбужденные состояния атомов: Образуются из основного состояния при переходе одного или неск. электронов (напр., под действием излучения) с занятых орбиталей на свободные (или занятые лишь одним электроном). Наим. энергиями обладают возбужденные состояния, связанные с переходами во внешних или между внешними электронными оболочками. Более высокие возбужденные .

Сте́пень окисле́ния — вспомогательная условная величина для записи  окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов, т.е. условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом, смещая к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1, две электронных пары - заряд -2.

- Для элементов главных подгрупп (А) ПСХЭ Д. И. Менделеева:

Высшая СО (+) = N_группы

Низшая СО (-) = N_группы – 8

- Для водорода H⁺¹

- Для фтора F^-1

- Для кислорода О^-2

-