2.СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

2.4.Квантовые числа. Принцип паули

Или: в атоме не может быть даже двух электронов в одинаковом энергетическом состоянии.

Следовательно, в атоме все электроны разные, независимо от их количества. Это значит, что каждая атомная орбиталь с определенными значениями квантовых чисел n, l, ml может быть занята не более чем двумя электронами, спины которых противоположны по знаку.

Следствия из принципа Паули:

1.Максимальное число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа 2n2.

2.Максимальное число электронов на энергетическом подуровне равно

2(2l + 1), где l – орбитальное квантовое число.

2.5. Правило Гунда

Предложено в 1927 г. ученым Ф. Гундом. Согласно этому правилу, ус-

тойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.

Орбиталь обычно обозначают в виде квадрата внутри которого изображают стрелками электроны с разными значениями спинового квантового числа (↑↓). Число орбиталей на подуровне равно количеству значений магнитного квантового числа.

Например, рассмотрим распределение электронов на р-подуровне элементов II периода (n = 2). У них значение орбитального квантового числа будет равно 1 (l = 1), а магнитного ml = –1, 0, +1, т. е. три значения магнитного квантового числа, которым соответствуют три орбитали на р-подуровне. Первая орбиталь заполняется электроном атома бора (В), у которого на р-подуровне имеется один р-электрон В 2s22р1. У следующего за ним атома углерода С 2s22р2 на р-подуровне имеется два электрона. При этом второй электрон займет вторую свободную р-орбиталь и суммарный спин будет равен 1 (½ + ½).

У следующего за углеродом атома азота N 2s22p3 третий р-электрон займет третью свободную орбиталь и суммарный спин будет равен 1,5 (½ + ½ + ½ ), т. е. будет иметь максимальное значение из всех возможных других вариантов заполнения р-подуровня электронами атома азота:

2.СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

2.5.Правило гунда

Упоследующих р-элементов будет идти заполнение каждой р- орбитали вторым электроном с противоположным спином, т. е. их спаривание.

Аналогично идет заполнение электронами d-подуровня и f-подуровня, которые имеют по пять и семь орбиталей соответственно.

2.6. ПравилаВ. М. Клечковского. Последовательность заполнения электронамиэнергетическихсостоянийватоме

Приведенный ниже порядок заполнения подуровней электронами определяется двумя правилами В. М. Клечковского.

Первое правило гласит: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) к орбиталям с большим значением этой суммы.

Осложнений не возникает до подуровня 3d у элементов IV периода. Для 3d-подуровня n = 3, l = 2, тогда (n + l) = 5; для 4s-подуровня n = 4,

l = 0, тогда (n + l) = 4. Поэтому будет заполняться сначала 4s-, а затем 3d-подуровень. При одинаковых величинах суммы (n + l) энергия электрона тем выше, чем больше значение главного квантового числа. Для скандия (Z = 21) имеем следующие значения квантовых чисел:

3d; (n + l) = (3 + 2) =5, 4p; (n + l) = (4 + 1) = 5, 5s; (n + l) = (5 + 0) = 5.

В этом случае порядок заполнения определяет второе правило Клеч-

ковского: при одинаковых значениях (n + l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания главного квантового числа.

Таким образом, у скандия после 4s-подуровня начинает заполняться подуровень 3d. Заполнение 3d-подуровня завершается у атома цинка. Эти элементы называются d-элементами или переходными элементами.

Особенность заполнения электронных оболочек d-элементов заключается в том, что при переходе к каждому последующему элементу новый электрон появляется не во внешнем (n = 4), а во втором снаружи (n = 3) электронном слое, т. е. идет заполнение (n − 1) d-подуровня.

После заполнения 3dидет заполнение 4p-подуровня (с Ga до Kr). Начиная с рубидия Rb (Z = 37) заполняется подуровень 5s.

После заполнения 5s2-подуровня у стронция Sr (элемент V периода) идет заполнение 4d-подуровня (Y − Cd) – d-элементы, затем 5p (In − Xe) – р-элементы.

Шестой период начинается с s-элементов цезия Cs и бария Ba, у них

(n + l) = 6, затем 4f, (n + l) = 7. Но у лантана La (Z = 57) появляется

5d1-электрон. У следующего элемента церия Ce (Z = 58) начинает заполнять-

2.СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

2.6.Правила в. М. Клечковского. Последовательность заполнения электронами энергетических состояний в атоме

ся 4f-подуровень, туда же переходит и электрон с 5d1, т. е. происходит про-

скок электрона 5d1 на 4f-подуровень. Этот процесс сопровождается выделением энергии, поскольку электрон переходит с более высокого энергетиче-

ского уровня на меньший. В результате получается более устойчивая электронная конфигурация атома, отвечающая более низкому значению энергии. Проскок электрона характерен для d- и, особенно, для f-элементов. Электронная формула атома церия имеет вид

C гафния Hf, (Z = 72) начинается заполнение 5d-подуровня, оно заканчивает-

ся у Hg (Z = 80).

Седьмой период построен аналогично шестому периоду: франций Fr и радий Ra − s-элементы, актиний Ac (Z = 89) – d-элемент, затем четырнадцать f-элементов − актиноидов.

2.7. Периодический закон Д. И. Менделеева

Важнейшая задача химии заключается в изучении свойств элементов, в выявлении общих закономерностей их химического взаимодействия. Самое крупное научное обобщение в решении этой проблемы сделал Д. И. Менделеев, открывший в 1869 г. периодический закон и табличное его выражение – периодическую систему элементов. Вследствие этого величайшего открытия стало возможным химическое предвидение, предсказание свойств новых химических элементов и соединений.

Формулировка периодического закона, высказанная Д. И. Менделее-

вым, звучит так: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов.

Периодическая система Д. И. Менделеева является естественной систематикой атомов химических элементов. Новые сведения о строении атома вскрыли физический смысл периодического закона и его философсконаучное значение, которое состоит в установлении взаимной связи между всеми химическими элементами, их физическими и химическими свойствами.

Оказалось, что периодичность изменения свойств элементов и их соединений зависит от повторяющейся сходной структуры электронной оболочки их атомов. Химические и некоторые физические свойства являются функцией электронного строения атома, особенно его внешних слоёв.

Д. И. Менделееву пришлось отступить от принципа возрастания атомной массы для трех элементов и поставить аргон Z = 18 (атомная масса

2.СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

2.7.Периодический закон Д. И. Менделеева

39,948) до калия Z = 19 (атомная масса 39,098), кобальт Z = 27 (атомная масса 58,9332) до никеля Z = 28 (атомная масса 58,70) и теллур Z = 52 (атомная масса 127,60) до йода Z = 53 (атомная масса 126,9045). Отступление было сделано исходя из свойств элементов, требовавших именно такой последовательности их расположения.

Внастоящее время в периодической системе элементов 7 периодов и 8 групп, состоящих из элементов, сходных по свойствам. Первые три ряда образуют три малых периода. Последующие периоды – большие и имеют по два ряда. Кроме того, начиная с шестого периоды включают дополнительные элементы лантаноиды (шестой период) и актиноиды (седьмой период), вынесенные за пределы периодов.

Вбольших периодах наблюдается периодичность изменения свойств внутри самих периодов. Например, высшая валентность по кислороду сначала равномерно растет, затем, достигнув максимума в середине периода, падает до +2, затем снова возрастает и достигает +7 в конце периода.

Периодический закон и периодическая система элементов постоянно развиваются и уточняются. Доказательством этому служит современная формулировка периодического закона: свойства элементов, а также фор-

мы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов. Таким образом, положительный заряд ядра (а не атомный вес по Менделееву) оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений.

Свойства элементов находятся в периодической зависимости от изменения их радиусов по периодам и группам в таблице Д. И. Менделеева. По периодам с ростом заряда ядра радиус атома r, нм (нанометры), уменьшается, что объясняется увеличением взаимного притяжения электронов и ядер (табл. 2.2).

Таблица 2.2

Атомные радиусы элементов в периоде

По группам с ростом заряда ядра радиусы атомов увеличиваются (табл. 2.3), т. к. растет количество энергетических уровней.

2.СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

2.7.Периодический закон Д. И. Менделеева

Если атом отдает часть своих электронов, то образуются положительно заряженные ионы – катионы, если же он присоединяет электроны, то образуются отрицательно заряженные ионы – анионы. Радиус катиона всегда меньше, а аниона – больше, чем радиус электронейтрального атома.

Впределах одной группы радиус ионов одинакового заряда возрастает

сувеличением заряда ядра, что связано с ростом числа энергетических уровней в атоме (табл. 2.4).

Таблица 2.4

Радиусы ионов в группах

В периодах слева направо наблюдается ослабление металлических свойств и усиление неметаллических, т. к. увеличивается количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Конечный элемент периода представляет собой инертный (благородный) газ. Каждый последующий период начинается с активного щелочного металла, т. е. по мере роста атом-

ной массы элементов изменение химических свойств имеет периодический характер.

Металлы легко отдают внешние электроны, а неметаллы их присоединяют. Энергия, затрачиваемая на отрыв электронов от атома или иона, называется энергией ионизации J, эВ. Ее определяют бомбардировкой атомов или ионов пучком электронов, ускоренных в электрическом поле. Наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов, бомбардирующих атом, достаточна для его ионизации, называется потенциалом ионизации данного элемента.

Отрыв каждого последующего электрона идет c большей затратой энергии. Поэтому второй и третий потенциалы ионизации значительно выше первого. Металлические свойства элемента выражены тем сильнее, чем меньше у него потенциал ионизации, чем меньше электронов находится на его внешнем энергетическом уровне и чем дальше они расположены от ядра.

2.СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

2.7.Периодический закон Д. И. Менделеева

Сувеличением заряда ядра в пределах группы потенциал ионизации уменьшается. Это связано с возрастанием радиусов атомов и увеличением числа электронных слоев, экранирующих ядро, за счет чего уменьшается его связь с внешними электронами.

По периоду заряд ядра растет, радиус уменьшается, поэтому потенциал ионизации увеличивается, а металлические свойства ослабевают.

Когда элементы присоединяют электроны, что сопровождается выделением энергии, говорят о сродстве к электрону Е. Оно характерно для неметаллов, а у металлов близко к нулю или отрицательно. Сродство к электрону, так же как и энергию ионизации, измеряют в электронвольтах (эВ). 1 эВ – энергия, которую приобретает электрон в ускоряющем электрическом

поле с разностью потенциалов 1 В (1 эВ = 1,6 · 10−9 Дж). По группе снизу вверх сродство к электрону возрастает, т. к. уменьшается радиус атома. Самое большое сродство к электрону имеет атом фтора (Z = 9), самое минимальное у атома франция (Z = 87).

Для оценки способности атома данного элемента оттягивать на себя общую электронную плотность введено понятие относительной электроотрицательности (ОЭО), которая возрастает по периодам слева направо и по группам снизу вверх. Электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и сродства к электрону.

Контрольныевопросыизадания

1.Назвать имена великих ученых, которые способствовали становлению атомно-молекулярного учения.

2.Кто впервые ввел понятие «атомный вес», химию из науки качест- венно-описательной сделал количественной?

3.Что такое атом, нуклоны? Дать их характеристику.

4.Назвать имена ученых, предложивших первые значимые модели строения атома. Перечислить положительные и отрицательные стороны этих моделей.

5.Что означает двойственная природа материальной частицы?

6.Что такое волны де Бройля?

7.Что такое изотопы и изобары?

8.Что дает решение волнового уравнения Шредингера?

9.Что такое атомная орбиталь? Какие орбитали существуют?

10.Какие квантовые числа известны? Что они характеризуют?

11.Сколько подуровней на энергетическом уровне при данном значе-

нии n?

12.Что такое электронные формулы элементов?

13.Каков порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней? Какие правила при этом соблюдаются? Каково максимальное число электронов на подуровнях и уровнях при данном значении n?

14.Зачем нужно знать электронные структуры атомов элементов?

15.Рассказать о система элементов Д. И. Менделеева, дать формулировки периодического закона, его философско-научное значение.

2. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Контрольные вопросы и задания

16.В чем заключается причина периодического изменения свойств элементов и их соединений?

17.Как по положению элемента в таблице Д. И. Менделеева можно определить:

состав ядра (число протонов и нейтронов), количество электронов; структуру электронной оболочки атома; число валентных электронов;

свойства самого элемента и его основных соединений?

18.Калий и медь − элементы одной группы, одного периода, а свойства их резко отличаются (калий очень активный металл, а медь очень пассивна). Назвать причины.

Компетенциистудента

Изучив содержание этой темы, студент должен:

знать историю развития представлений о строении атома; модели строения атома (Дж. Томпсона, Э. Резерфорда и Н. Бора), их достоинства и недостатки; виды элементарных частиц и состав ядра атома; двойственность свойств электрона, уравнение де Бройля; волновое уравнение Шредингера; принцип неопределенности В. Гейзенберга; физический смысл порядкового номера элемента; изотопы, изобары; квантовые числа, их физический смысл; принцип Паули и следствия из него; распределение электронов на внешнем энергетическом уровне атома в соответствии с правилами Ф. Гунда (Хунда); правила В. М. Клечковского; формулировки периодического закона Д. И. Менделеева, его философско-научное значение; понятие об энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности атомов; периодичность изменения свойств элементов по группам и периодам таблицы Д. И. Менделеева;

уметь определять количество электронов и протонов в атоме, зная его порядковый номер; вычислять количество нейтронов, содержащихся в разных изотопах одного и того же элемента; обосновать волновые и корпускулярные свойства электрона; доказать математически, что практически вся масса сосредоточена в ядре; определять количество элементов в периодах таблицы Д. И. Менделеева (реальное и максимально возможное); устанавливать связь

между положением элемента в периодической таблице и электронным строением атома; составлять электронные и электронно-графические формулы атомов, исходя из их положения в таблице; сопоставлять физические и химические свойства элементов, руководствуясь их положением в периодической системе; рассчитывать количество энергетических уровней, подуровней и электронов на данном уровне; уметь определять форму и расположение электронных облаков в объеме атома, применяя квантовые числа.