Тема 3. Строение атома

Атом – наименьшая частица химического элемента – носитель всех его химических свойств. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро составляет основу атома и опре­деляет индивидуальность элементов. В ядро атомов всех элементов (исклю­чение H) входят протоны и нейтроны, которые могут взаимно превра­щаться друг в друга. Протон (р)-элементарная частица с массой покоя 1,00728 и положительным зарядом, по абсолютной величине равным заряду электрона. Число протонов в ядре характеризует его заряд и принадлеж­ность атома данному химическому элементу. Нейтрон (n) также представ­ляет собой элементарную частицу, но не обладающую электрическим заря­дом; масса покоя нейтрона составляет 1,00867. Сумма числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома (ядра). Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разным числом ней­тронов, называют изотопами. Как правило, каждый элемент представляет собой совокупность нескольких изо­топов. Именно этим объясняются значительные отклонения атомных масс многих элементов от целочисленных величин.

При всех химических процессах ядра атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, не изменяются. Изменения при этом претерпе­вают только электронные оболочки. Химическая энергия, таким образом, связана с энергией электронов. Электрон ē – частица, обладающая эле­ментарным отрицательным электрическим зарядом, равным 1,602-10^-19 Кл. Масса покоя электрона составляет 1/1837 массы протона.

Электрону, как и любому микрообъекту, присуща двой­ственная корпускулярно-волновая природа. Движение электрона в атоме носит вероятностно-волновой характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). АО характеризуется тремя параметрами (координата­ми), получившими название квантовых чисел (п, l, m_l). Они определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (m_l) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную АО, электрон образует электронное облако (электронную орбиталь). Электронное облако характеризуется четырьмя квантовыми числами (п, l, m_l ,m_s). Набором этих чисел можно полностью охарактеризовать состояние любого электрона в атоме.

n – главное (радиус орбитали и возможные энергетические состояния электронов, принимают значения от 1 до 7),

l - орбитальное (форма орбитали, значения от 0 до n-1):

n	l	Орбиталь
1 (K)	0	1s
2 (L)	0, 1	2s, 2p
3 (M)	0, 1, 2	3s, 3p, 3d
4 (N)	0, 1, 2, 3	4s, 4p, 4d, 4f

m_l - магнитное (ориентация эл. облака, значения от 0 до ±l):

Подуровень	l	m	Число орбиталей
S	0	0	1
P	1	1, 0, -1	3
D	2	2, 1, 0, -1, -2	5
F	3	3, 2, 1, 0, -1, -2, -3	7

m_s - спиновое (вращение электрона вокруг оси, значения: ±1/2).

Размещение электронов в атомах определяется несколькими принципами и правилами:

1. Принцип Паули – в атоме не бывает 2-х электронов с одинаковым набором квантовых чисел: т.е. на одной квантовой ячейке могут находиться только 2 электрона с противоположными спинами; максимальное число электронов в подуровне составляет s²p⁶d¹⁰f¹⁴ и максимальное число электронов на уровне N=2n².

2. Принцип наименьшей энергии. Правило Клечковского: с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на орбиталях с возрастающей суммой (n+l), при одинаковых значениях этой суммы они заполняют подуровни с меньшим значением n. Согласно этому правилу электроны заполняют подуровни в следующем порядке:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²5p⁶6s²5d¹4f¹⁴…

3. Правило Хунда - для невозбужденного атома - электроны в пределах подуровня располагаются так, чтобы их максимальное спиновое число было максимальным.

Свойства элементов тесно связаны со строением их атомов. Открытие периодического закона гениальным русским ученым Д. И. Мен­делеевым (1869 г.) создало новую эпоху в химии, определив пути ее развития на много десятков лет вперед.

Периодиче­ская повторяемость свойств элементов обусловлена периодическим повторе­нием сходных электронных группировок атомов.

Например: все атомы эле­ментов I главной подгруппы Н, Li, Na, К, Rb, Cs, Fr имеют на внешнем энер­гетическом уровне по одному s‑электрону; все атомы элементов II главной подгруппы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra — по два s-электрона (это — s-элементы); атомы элементов III главной подгруппы В, Al, Ga, In, Tl — два s-электрона и один р‑электрон; атомы элементов IV главной подгруппы С, Si, Ge, Sn, Pb— два s-электрона и два р-электрона. Соответственно элементы III - VIII главных подгрупп называются р-элементами и принадлежат к р-электронному семейству. Элементы побочных подгрупп принадлежат к d-электронному семейству. Элементы, следующие за лантаном (лантоноиды) и за акти­нием (актиноиды), принадлежат к f-электронному семейству.

Химическая природа элемента обусловливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергией ионизации называют количество энергии, необходимое для отры­ва электрона от невозбужденного атома. Сродством к электрону называют энергетический эффект процесса присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательно заряженный ион. Энергия ионизации служит мерой металлических и в первом приближении восстановительных свойств элементов. Энергия сродства к электрону является мерой неметалли­ческих и косвенно окислительных свойств элементов. Наиболее полную харак­теристику металлических и неметаллических свойств элементов, а также спо­собность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотно­сти по сравнению с другими элементами соединения дает величина, называе­мая относительной электроотрицательностью (ОЭО). Согласно определению Малликена, ОЭО атома может быть выражена как арифметическая полусумма его энергий ионизации и сродства к электрону. Чем больше эта величина, тем в большей степени элемент проявляет неметаллические свойства. Наибольшей ОЭО обладает F (4,0), наименьшей — Cs, Fr (0,7).

В пределах главных подгрупп сверху вниз энергия ионизации, энергия сродства к электрону и ОЭО уменьшаются, следовательно, в главных подгруп­пах сверху вниз увеличиваются металлические свойства элементов, основные свойства гидроксидов и восстановительные свойства соответствующих соеди­нений. В периодах слева направо энергия ионизации, энергия сродства к элект­рону и ОЭО увеличиваются. В периодах слева направо происходит постепенное уменьшение металлических и нарастание неметаллических свойств.

Самый активный неметалл F является наиболее сильным окислителем, самые активные металлы Rb, Cs, Fr — наиболее сильными восстановителями, а их гидроксиды — самыми сильными основаниями.

Свойства химического элемента в целом определяются зарядом ядра (числом электронов), а положение в периодической системе определяется следующими данными: номер последнего электронного уровня (наибольшее значение n)соответствует номеру периода, число внешних s, s+p или s+d электронов – номеру группы (для d6). s- и p-элементы образуют главные подгруппы, d – побочные.

Вступая в химическую связь, атомы либо принимают электроны, комплектуя внешний уровень до 8 электронов, либо теряют их, обнажая предыдущий укомплектованный уровень. Атомы металлов содержат небольшое число электронов на внешнем уровне, отдают их и при этом проявляют положительную степень окисления. Максимальная валентность соответствует номеру группы. Атомы неметаллов могут, как отдавать, так и принимать электроны, проявляя в соединениях с кислородом положительную степень окисления (максимальная валентность равна № группы), а в соединениях с водородом – отрицательную (максимальная валентность = (8 - №) группы).

Исходя из строения внешних электронных уровней атомов, можно выделить следующие группы элементов, у которых наблюдается общность химических свойств:

• Элементы с 1-2 s-электронами на внешнем уровне. Это металлы, характеризуются восстановительной активностью, способностью образовывать прочные соединения с неметаллами, вытеснять водород из растворов кислот. Характер оксидов и гидроксидов – основный.

• Элементы с 3-4 электронами на внешнем уровне – ns²np^1-2. Это р-элементы, проявляющие свойства как металлов, так и неметаллов. Их оксиды и гидроксиды – амфотерны.

• Элементы с 5-7 электронами на внешнем уровне – ns²np^3-4. Это р-элементы, проявляющие характерные свойства неметаллов – высокую окислительную способность, кислотный характер оксидов. Их оксиды и гидроксиды – амфотерны.

• Элементы с завершенными внешними уровнями – ns²np⁶ – благородные газы. Отличаются отсутствием химической активности.

• Элементы с заполняющимся d-подуровнем. Типичные металлы. Наиболее устойчивы состояния d-подуровня – d⁰, d⁵, d¹⁰. Оксиды d-элементов проявляют основный характер в низших степенях окисления, амфотерный в промежуточных и кислотный – в высших степенях окисления. d-элементы, завершающие подгруппу – ns²(n-1)d¹⁰ близки по свойствам s²-элементам благодаря высокой устойчивости d¹⁰.

Пример 1. Приведите электронную формулу элемента с порядковым номером Z =16. Укажите положение этого элемента в периодической системе элементов. Охарактеризуйте его основные химические свойства.

Z = 16. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ . Элемент 3 периода, 6 группы, главной подгруппы. Это р-элемент – типичный неметалл. Характер оксидов – кислотный. Максимальная положительная степень окисления равна +6 (ЭО₃), максимальная отрицательная равна -2 (Н₂Э).

Невозбужденное состояние: 3d

		3p
3s			


1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ В = 2 (Н₂Э)

Возбужденное состояние 1 (*): 3d

		3p		
3s			


1s²2s²2p⁶3s²3p³3d¹ В = 4 (ЭО₂)

Возбужденное состояние 2 (**): 3d

		3p			
3s			


1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d² В = 6 (ЭО₃)