Лекция № 4

Тема «Периодический закон Д. И. Менделеева. Строение атома»

План лекции:

1. Периодический закон Менделеева Дмитрия Ивановича.

2. Строение атома.

3. Характеристика атома.

4. Движение электрона в атоме.

5. Положение электронных облаков в пространстве.

6. Состояние электронов в атоме: энергетические уровни и подуровни.

Основные понятия и определения:

Периодический закон Менделеева Дмитрия Ивановича Атом Модель строения атома Томсона Протон Нейтрон Электрон Планетарная модель Резерфорда Ядро Электронная оболочка Химический элемент

Изотопы Ионы Катионы Анионы Модель строения атома Бора Орбиталь Современную квантово-механическая модель строения атома Энергетический уровень Энергетический подуровень

Текст лекции

Периодический закон Менделеева Дмитрия Ивановича. Строения атома.

К середине XIX в. – периода завершения второго химико-аналитического этапа развития химии – было открыто уже более 60 элементов, у большинства которых были изучены физические и химические свойства (некоторые из элементов к этому времени не были выделены еще в чистом виде).

Открытие новых элементов и изучение свойств элементов и их соединений, с одной стороны, позволили накопить большой фактический материал, а с другой – выявили необходимость его систематизации. Первыми попытками систематизации элементов следует, по-видимому, считать установление их общих групповых свойств. Так, наиболее резко выраженный основный характер был обнаружен у соединений элементов, названных щелочными металлами, а способность к проявлению кислотных свойств – у соединений галогенов.

Кроме того, для многих элементов были получены количественные характеристики, определяющие их свойства. Среди них наибольший интерес представляли относительная атомная масса элементов и их валентность, т.е. способность к образованию различных форм соединений.

Ни одна из попыток классифицировать химические элементы не выявила основной закономерности в их расположении и, следовательно, не могла привести к созданию естественной системы, охватывающей все химические элементы и отражающей природу их сходства и различия. Решение этой задачи оказалось доступно лишь нашему соотечественнику Д. И. Менделееву.

В отличие от всех своих предшественников русский учёный сопоставил между собой несходные элементы, расположив все известные элементы в порядке возрастания атомных масс. Ниже приведены первые 14 элементов этой последовательности:

При переходе от K к F происходит закономерное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических с одновременным увеличением валентности. Переход от фтора от F к следующему по значению атомной массы элементу натрию Na сопровождается скачкообразным изменением свойств и валентности, причем натрий во многом повторяет свойства лития, будучи типичным одновалентным металлом, хотя и более активным. Следующий за натрием магний Mg во многом сходен с бериллием Be (оба двухвалентны, проявляют металлические свойства, но химическая активность обоих выражена слабее, чем у пары Li – Na). Алюминий Al, следующий за магнием, напоминает бор B (валентность равна 3). Как близкие родственники похожи кремний Si и углерод C, фосфор P и азот N, сера S и кислород O, хлор Cl и фтор F. При переходе к следующему за хлором в последовательности увеличения атомной массы элементу калию K опять происходит скачок в изменении валентности и химических свойств. Калий, подобно литию и натрию, открывает ряд элементов (третий по счёту), представители которого показывают глубокую аналогию с элементами первых двух рядов.

Таким образом, в естественном ряду элементов (т.е. элементов, расположенных в порядке возрастания атомной массы) их химические свойства изменяются не монотонно, а периодически. Закономерное изменение свойств элементов в пределах одного отрезка естественного ряда Li – F повторяются и у других (Na – Cl, K – Br). Иначе говоря, сходные в химическом отношении элементы встречаются в естественном ряду через правильные интервалы и, следовательно, повторяются периодически. Эта замечательная закономерность, обнаруженная Д. И. Менделеевым и названная им законом периодичности, была сформулирована следующим образом:

Свойства простых тел, а также форма и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Принципиальная новизна Периодического закона, открытого и сформулированного Д. И. Менделеевым спустя ровно три года, заключалась в следующем:

1. Устанавливалась связь между НЕСХОДНЫМИ по своим свойствам элементами. Эта связь заключается в том, что свойства элементов плавно и примерно одинаково изменяются с возрастанием их атомного веса, а затем эти изменения ПЕРИОДИЧЕСКИ ПОВТОРЯЮТСЯ.

2. В тех случаях, когда создавалось впечатление, что в последовательности изменения свойств элементов не хватает какого-нибудь звена, в Периодической таблице предусматривались ПРОБЕЛЫ, которые надо было заполнить еще не открытыми элементами. Мало того, Периодический закон позволял ПРЕДСКАЗЫВАТЬ свойства этих элементов.

Открытый закон периодичности Д. И. Менделеев использовал для создания периодической системы элементов. «Днем рождения» системы Д. И. Менделеева обычно считают 18 февраля 1869 г., когда был составлен первый вариант таблицы. В этой таблице 63 известных Д. И. Менделееву элемента были расположены в порядке возрастания атомных масс. Это расположение отражало также периодичность изменения свойств элементов. В таблице были оставлены пустые места для четырех еще не открытых элементов с атомными массами 45, 68, 70 и 180. Существование их было предсказано Д. И. Менделеевым.

Закон периодичности и периодическая система элементов сыграли важную конструктивную роль при проверке и уточнении свойств многих элементов.

Предсказывая свойства неизвестных элементов, Д. И. Менделеев использовал вытекавшее из периодического закона правило звездности, в соответствии с которым свойства любого химического элемента, например, Mg, находятся в закономерной связи со свойствами соседних элементов, расположенных по горизонтали (Na, Al), вертикали (Be, Ca) и диагонали (Li, Sc и K, B).

Спустя несколько лет шведский ученый Л. Нильсон открыл предсказанный Д.И. Менделеевым экабор, назвав его скандием. Наконец, в 1886 г. немецкий химик К. Винклер открыл новы элемент – германий, свойства которого полностью совпали со свойствами, указанными Д. И. Менделеевым для экасицилия. После этого периодический закон получил всемирное признание, а периодическая система стала неотъемлимой частью любого учебника по химии.

Периодический закон – величайшее достижение химической науки, основа всей современной химии. С его открытием химия перестала быть описательной наукой, в ней стало возможным научное предвидение.

Более детальное изучение строения вещества показало, что периодичность свойств элементов обусловлена не атомной массой, а электронным строением атомов.

Заряд ядра является характеристикой, определяющей электронное строение атомов, а следовательно, и свойства элементов. Поэтому в современной формулировке Периодический закон звучит так:

свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера (от величины заряда ядра их атомов).

Выражением Периодического закона является периодическая система элементов.

Физический смысл химической периодичности

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

Строение атома

Атом — это наименьшая химически неделимая частица, входящая в состав молекул простых и сложных веществ.

В свою очередь, атом состоит из более мелких частиц – протонов, нейтронов и электронов.

Английский физик Дж. Дж. Томсон предположил, что атом представляет собой некую субстанцию, в которой равномерно распределены протоны, нейтроны и электроны. Число протонов равно числу электронов, поэтому атом в целом электронейтрален. Эту модель строения атома Томсона образно называют «сливовый пудинг», булочка с изюмом (где «изюминки» – это электроны), или «арбуз» с «семечками» – электронами.

Частица	Обозначение	Заряд	Относительная атомная масса
Протон	p+	+	1
Нейтрон	n0	0	1
Электрон	e-	–	1/1840

Однако от этой модели отказались, т. к. были получены экспериментальные данные, противоречащие ей.

В 1910 году английский физик Эрнст Резерфорд со своими учениками Гейгером и Марсденом провели эксперимент, который дал поразительные результаты, необъяснимые с точки зрения модели Томсона. Эрнст Резерфорд доказал на опыте, что в центре атома имеется положительно заряженное ядро, в котором сконцентрирована основная масса атома, поскольку ядро содержит протоны и нейтроны; вокруг ядра, подобно планетам вокруг Солнца, на огромной скорости вращаются электроны, так называемая планетарная модель строения атома Резерфорда. Атом в целом электронейтрален, а электроны удерживаются в атоме за счет сил электростатического притяжения (кулоновских сил). Эта модель имела много противоречий и главное, не объясняла, почему электроны не падают на ядро, а также возможность поглощения и излучения им энергии.

Характеристика атома

1. Атом состоит из ядра и электронной оболочки. Ядро состоит из протонов и нейтронов, а электронная оболочка – из электронов. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

2. Так как масса электрона незначительна по сравнению с массами протона и нейтрона, то ею можно пренебречь, то есть масса атома (называется массовым числом) сосредоточена в ядре:

m _ат= m_p + m_n + m_e

3. Ядро заряжено положительно за счёт протонов.

4. Электроны заряжено отрицательно, вращаются вокруг ядра и вокруг своей оси по «часовой стрелки» или против «часовой стрелки». Движение электрона вокруг своей оси называется «спин».

5. Число протонов равно числу электронов, поэтому атом будет электронейтрален. Атом из периодической таблицы – всегда электронейтрален.

6. Число протонов соответствует порядковому номеру элемента в таблице ПСХЭ (Периодической системе химических элементов).

7. Число нейтронов: n_n = m _ат – n_p (масса атома минус число протонов).

Fe 26 Железо 55,8

Порядковый номер

Относительная масса

⁵⁶₂₆Fe (26р⁺; 30n⁰) 26e^-

При изменении числа протонов образуется другой химический элемент.

Химический элемент – это вид атома с одинаковым числом протонов, т.е. с одинаковым зарядом ядра.

При изменении числа нейтронов элемент не изменяется, а изменяется его масса и образуется изотоп.

Изотопы – это разновидности атома данного химического элемента, различающиеся массой атома, т.е атомы с одинаковым числом протонов, но разным числом нейтронов.

Например, элемент водород имеет три изотопа: протий (₁¹H), дейтерий (₁²H) и тритий (₁³H). Первые два существуют в природе, тритий получен искусственным путем. Подавляющее большинство химических элементов имеет разное число природных изотопов с разным процентным содержанием каждого из них.

Относительная атомная масса элемента, которая приводится в периодической системе, – это средняя величина массовых чисел природных изотопов данного элемента с учетом процентного содержания каждого из этих изотопов. Химические свойства всех изотопов одного химического элемента одинаковы. Следовательно, химические свойства элемента зависят не от атомной массы, а от заряда ядра.

При изменении числа электронов ни элемент, ни его масса не изменяется, а изменяется заряд атома и образуются ионы.

Ионы – это заряженные разновидности атомов данного химического элемента, у которых одинаковое число протонов, но разное число электронов.

Задача.

Ч то получим, если в цинке +1p⁺, -3n⁰, -2e^-?

6530Zn0

30 p+ 35 n0 30 e-

+1p+ -3n0 -2e-

31 p+ 32 n0 28 e-

6331Ga+3

6931Ga0

Катион изотопа галлия

Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может. Почему это так, Бор в то время объяснить не мог. Но он показал, что такая модель позволяет объяснить многие экспериментальные факты, например, почему при химических реакциях тепло или выделяется, или поглощается – из-за перехода электрона с уровня на уровень. Данная модель строения атома получила названия «модель Бора».

Квантовая механика представила более современную модель строения атома.

В настоящее время согласно современным квантово-механическим представлениям электроны обладает свойствами частицы и волны одновременно, т. е. корпускулярно-волновым дуализмом (электрон одновременно – это и частица, и волна) и при вращении образуют различной формы электронные облака.