8. Теория строения атома. Распределение электронов в оболочках атомов
Ядерная модель строения атомов.
До конца XIX в. атомы считались недилимыми. Резерфорд предложил в 1911 г. ядерную модель строения атома. Согласно этой модели атом состоит из массивного положительно заряженного ядра, очень малого по размерам. В ядре сосредоточена вся масса атома. Вокруг ядра на значительном расстоянии от него вращаются электроны, образующие электронную оболочку атома. Размер атома 10-8 см., а ядра 10-13 см.
Поскольку атом в целом электронейтрален, то суммарный заряд электронов должен быть равен заряду ядра.
Положительный заряд ядра атома численно равен порядковому номеру элемента ПС.
Число положительных зарядов ядра каждого атома, а также число вращающихся в поле ядра электронов равен порядковому номеру элемента.
Состав атомных ядер.
В настоящее время в ядре атома открыто большое число элементарных частиц. Важнейшими из них являются протоны (р) и нейтроны (n).
Протон обладает массой ≈ 1 а.е. м и зарядом +1. Масса нейтрона ≈ 1 а.е. м, а заряд 0.
Таким образом Ar = N + P
Разновидности атомов одного элемента, обладающих одинаковыми зарядами ядер, но разными атомными массами называются изотопами.
Каждый изотоп характеризуется массовым числом и порядковым номером С.
Атомная масса элемента равна среднему значению масс всех его природных изотопов с учетом их распространенности.
Современная модель состояния электрона в атоме.
При химических реакциях ядро атома не претерпевает изменений. Изменению подвергаются электронные оболочки, строением которых объясняются многие химические свойства элементов.
Состояние электрона в атоме описывается квантовой механикой.
Быстро движущийся электрон может находиться в любой части пространства, окружающей ядро и различные положения его рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда.
Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. В нем заключено ≈ 90% электронного облака. Электроны, которые движутся в орбиталях близкого размера, образуют электронные слои. Электронные слои называют также энергетическими уровнями. Их нумеруют, начиная от ядра.
Целое число n, обозначающее номер уровня, называется главным квантовым числом.
Оно характеризует энергию электронов, занимающих уровень. Наименьшей энергией обладают электроны 1 уровня. Показывает длину орбитали и равно номеру периода.
Орбитальное квантовое число показывает пространственную форму орбитали и равно номеру периода, показывает число подуровней на каждом уровне.
1s ; 2 s, p ; 3 s, p, d ; 4 s, p, d, f.
S – О P 8
Магнитное квантовое число показывает пространственную ориентацию орбитали в прострастве.
s
p
d
Спин электрона.
В одной орбитали может находиться не более 2х орбиталей с антипараллельными спинами.
Построение электронных оболочек происходит по принципу заполнения. Мысленно добавляя по одному электрону на атомные орбитали, (в последовательности 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p и так далее) в соответствии с принципом запрета Паули (в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел) и правилом Гунда (на орбиталях с одинаковой энергией электроны по возможности расселяются поодиночке), можно описать орбитальное электронное строение всех атомов в их основном состоянии.
9. Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома. Сходство и различие в строении атомов элементов одного периода, группы, подгруппы.
|
Периодический закон ( ПЗ ) и периодическая система элементов ( ПС ) – величайшее достижение химической науки, основа современной химии. В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку:
Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона. Дата открытия 1 марта 1969 г. Первым вариантом была длинная форма, хотя мы чаще используем короткий вариант. В ПС по горизонтали 7 периодов. Первые 3 – малые, а остальные – большие. Каждый период начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Все элементы пронумерованы в том порядке, в каком следуют друг за другом. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами. Элементы 2 и 3 периода называют типическими. Свойства их закономерно изменяются от типичного металла до благородного газа. Закономерно изменяются и формы соединений элементов. Период – горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания Ar. В системе 10 рядов. Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период – из 2х рядов : четного и нечетного. В четных рядах больших периодов находятся одни металлы, а свойства элементов слева направо изменяются слабо. В нечетных рядах больших периодов свойства элементов слева направо изменяются как у типических элементов. Основным признаком, по которому элементы больших периодов разделены на 2 ряда – степень окисления. Их одинаковые значения дважды повторяются в периоде с ростом атомных масс элементов. Так в IV периоде степень окисления от К до Мn изменяется от +1 до +7, затем триада Fe, Co, W, после чего наблюдается такое же возрастание от Cu до Br. Дважды в больших периодах повторяются и формы соединения элементов. В шестом периоде вслед за лантаном располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 58 – 71, называемые лантаноиды. Лантаноиды помещены отдельно внизу таблицы. Химические свойства лантаноидов очень сходны. У них сильно выражена горизонтальная аналогия. В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90 – 103 составляют семейство актиноидов. Их тоже помещают отдельно. Однако горизонтальная аналогия выражена слабо. Они в своих соединениях проявляютбольше различных степеней окисления. Co Ac +3, CО U +3, +4, +6. Группа – вертикальный ряд химических элементов. В ПС по вертикали расположены восемь групп. Номер группы связан со степенью окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Как правило, высшая положительная степень окисления элементов равна номеру группы. За исключением F (СО – 1), Cu, Ag, Au (СО +1, +2, +3). Из элементов VIII группы СО +8 известна только для осмия, рутения, ксенона. В VIII группе расположены благородные газы, ранее считалось, что они не способны образовывать химические соединения. В 1962 г. получено Хе F4 . Каждая группа делится на две подгруппы – главную и побочную, что в ПС подчеркивается смещением одних вправо, а других влево. Главную подгруппу составляют типические элементы и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов. Побочную подгруппу составляют только металлы. VIII группа отличается от остальных. Кроме главной подгруппы гелия, она содержит 3 побочные подгруппы : железа, кобальта, никеля. Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно отличаются, подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы. Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения (всего 8 форм). Их отображают общими формулами под группой. Формулы относятся ко всем элементам группы. Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы образуют водородные соединения. Форм таких соединений 4. Формулы располагаются под элементами главных подгрупп и только к ним относятся. Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются : сверху вниз усиливаются металлическими свойствами и ослабевают неметаллические |
|
10. Виды химических связей. Ковалентная связь (полярная, неполярная). Донорно-акцепторная связь. Ионная и металлическая связь.