4. Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева, ее структура.

Периодический закон Д. И. Менделеева (1869г) - естественная система химических элементов, разработанная Д. И. Менделеевым на основе открытого им (1869) периодического закона. Современная формулировка этого закона звучит так: свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер. Заряд ядра Z равен атомному (порядковому) номеру элемента в системе. Элементы, расположенные по возрастанию Z (H, He, Li, Be...), образуют 7 периодов. В 1-м — 2 элемента, во 2-м и 3-м — по 8, в 4-м и 5-м — по 18, в 6-м — 32. В 7-м периоде (на 1990) известны 23 элемента. В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам. Вертикальные столбцы — группы элементов, сходных по свойствам. Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (напр., у щелочных металлов при переходе от Li к Fr возрастает химическая активность). Элементы с Z = 58-71, а также с Z = 90-103, особенно сходные по свойствам, образуют 2 семейства — соответственно лантаноиды и актиноиды. Периодичность свойств элементов обусловлена периодическим повторением конфигурации внешних электронных оболочек атомов. С положением элемента в системе связаны его химические и многие физические свойства. Тяжелые ядра неустойчивы, поэтому, напр., америций (Z = 95) и последующие элементы не обнаружены в природе; их получают искусственно при ядерных реакциях. Полное научное объяснение периодическая система элементов Менделеева получила на основе квантовой механики. Закон и система Менделеева лежат в основе современного учения о строении вещества, играют первостепенную роль в изучении всего многообразия химических веществ и в синтезе новых элементов.Св-ва эл-тов, а также форма и св-ва их соединений нахожится в переодической зависимости от их атомной массы. Благодаря работам Мозли: от заряда ядра. Таблица состоит из горизонтальных рядов – периодов и верт. столбцов – групп. В группы объединяются элементы электронные аналоги, имеющие одинаковую структуру валентных подуровней. В малых периодах (1,2,3) расположены только элементы главных подгрупп. В 1 и 2 группе только s-элементы. Номер группы = количеству электронов на внешнем уровне у элементов главных подгрупп. У элементов побочных подгрупп количество электронов на внешнем уровне равно 2 или 1. Строение электронных оболочек атомов и порядок заполнения их электронами: 1) Номер периода – это количество энергетических уровней в атоме. Максимальное количество электронов в уровне: 2n². 2) Порядковый номер элемента – количество электронов в атоме. 3) Мах. количество электронов на внешнем уровне = 8. 4) Принцип Паули. 5) Принцип наименьшей энергии.

5. Основные этапы развития представлений о строении атома и ядра. Квантово-механическая модель атома.

Развитие теории строения атома. Резерфорд предл.1 модель атом состоит из ядра, имеющ. + заряд и вращ. вокруг него ê. Ядро имеет бесконечно малые размеры, однако в нем сосредоточ. почти вся m атома. r орбиты ê и его V меняются как угодно и непрерывно. Впоследствии было показано, что ядра состоят из нуклонов протонов и нейтронов. Состав атома 1) Заряд электрона ê = - 1,6  10^-19 Кул. ( -1) m_ê = 9,1  10^-31кг  2) Заряд протона р = + 1,6  10^-19 Кул. (+1) m_Р  1836m_ê  3) Заряд нейтрона n = 0 m_n  1840m_ê. Кол-во р в ядре, а также ê у нейтрона атома можно опр. по порядковому номеру эл-та z. Кол-во n опр. По разности атомной m и порядк. номера (А_r - z ). Кол-во эл-нов в атомах одного элемента может разл. Это изотопы. Недостатки теории Резерфорда (противоречия). 1)Любое движение тела по круговой орбите происходит с ускорением  электроны, двигаясь по круг. Орбитам, дожны непременно излучать энергию и вскоре должны упасть на ядро, т. е атомы должны быть неуст. системами. 2)Непрерывно излучая энергию спектр должен быть сплошным. Были получены линейчатые спектры  теория Резерфорда не могла объяснить уст. состояния атома и просхожд. линий в спектре атома. Теория Бора

А)Бор создал первую колич. Теорию для атома . Теория Бора основана на законах классич. механики и на законах квантовой теории излучения Макса Планка.

Б)Е = h,  - частота излучения, h – постоянная Планка = 6,62  10^-34 Джсек.

. Бор ввел понятие стационарных орбит (энерг. уровеней), момент кол-ва движения на которых = h(2  n), h – постоянная Планка, n – главное квантовое число. Находясь на этих орбитах ê не излуч. и не поглощ. энергию. 1-я орбита соответствует основному уровню и ей соответствует наименьшая энергия. С 1 на 2 – это поглощение энергии атомом, переход в возбужденное состояние. Если ê переходит в менее возбужденное, состояние энергия излучается. . Излучение и поглащ. энергии происходит только при переходе ê с одной орбиты на другую. ê излуч. энергию при переходе с дальней орбиты на ближ. ê поглащ. энергию при переходе с ближ. орбиты на дальнюю. излуч. или поглощ. энергии происходит отдельными порциями (квантами). Каждому переходу ê соответствует своя длина волны, поэтому если поток излучения разложить с помощью призмы в спектр, спектр получится линейчатым. Достоинства теории Бора Бор объяснил, почему атомы явл. уст системами (1 постулат). Бор объяснил просхожд. Линий в спектре атома ( 2 постулат). Бор показал, что природа света обладает как св-вами волны, так и св-вами частицы, т. е. гипотеза М. Планка нашла экспер. подтверждение в постулатах Бора. Недостатки теории Бора Теория Бора справедлива только для атома  и водородоподобных атомов. Осн. Положения квантовой ( волновой ) механики 1) Принцип неопределенности ( Гейзенберг). Одновременное точное измерение координаты и импульса частицы принципиально невозможно ХР  h – постоянная Планка, Х – изменение координаты, Р – изменение импульса. 2) Теория Луи де Бройля высказал предположение, что все частицы микромира (ê, р, n) обладают двойственной природой, как св-вами волны, так и св-вами частицы. Ур-ние де Бройля  = h( mv), v – скорость частицы,  - длина волны. Т.к. ê обладает двойственной природой (св-вами частицы и волны)  точную траекторию движ. ê указать нельзя. Можно говорить только о вероятности нахожд. ê в разл. Точках эл-ного облака. Движение ê в атома описывается волновой ф-цией . Вел-на ² – (квадрат модуля волновой ф-ции) пропорциональна вероятности нахожд. эл-на в разл. точках пространства.