7. Основные хар-ки атома

1. радиус атома – половина кратчайшего расстояния между центрами ядер, сильно зависит от внешних термодинамических условий состояния системы, поэтому говорят об эффективных радиусах. В ПСХЭ радиус ↑ в рядах и ↓ в периодах.

2. энергия ионизации I – наименьшая энергия, которую необходимо приложить к нейтральному атому для удаления ℮ с атома для превращения его в катион э⁰-℮→э⁺ ; энергия необходимая для удаления 1 моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента - первой энергией ионизаци; хар-ет Ме св-ва элемента (чем меньше его значение, тем большими Ме св-вами обладает элемент). Различают потенциал ионизации по 1, 2, 3 и т.д. ступеням ионизации. Напр. если эл. формула заканчивается на S², то для отрыва 1го и 2го ℮ требуется примерно одинаковая энергия (I₁=I₂); если на p⁶s¹ → I₁˂˂I₂, то энергия ионизации для 2го ℮ на p-подуровне требуется гораздо большая. Т.о. можно судить об эл. строении атома. В ПСХЭ потенциальная ионизация ↑ в периодах и ↓ в рядах.

3. сродство к ℮ E - работа, которую необходимо затратить для присоединения ℮ к атому, т.е. при превращении атома в анион (-): э⁰+℮→э^-+Е_ср.; хар-ет неМе св-ва элемента.

4. электроотрицательность – хар-ет способность того или инного атома притягивать к себе ℮, хар-ет хим. активность элемента; можно определить как полусумму энергии ионизации и сродства к ℮

а) Все атомы состоят из положительно заряженного ядра и обращаю­щихся вокруг него отрицательно заряженных частиц - электронов. б) Электрический заряд электрона q_e = - 1.6022 ^.10^-19 Кл - наимень­ший электрический заряд, обнаруженный экспериментально, и это дало по­вод назвать его элементарным зарядом, а заряды других частиц и струк­тур на микроуровне - измерять в элементарных зарядах. в) Атомный номер элемента z - есть не что иное, как суммарное ко­личество электронов в атоме. г) Поскольку устойчивый атом любого химического элемента электро­нейтрален, отрицательный заряд электронных оболочек в атоме нейтрали­зуется равным по величине положительным зарядом ядра. Поэтому другое представление об атомном номере состоит в том, что атомный номер хими­ческого элемента - это положительный заряд ядра его атома, выражен­ный в величинах элементарных электрических зарядов (то есть в зарядах электрона). д) Масса покоя одиночного электрона m_е = 9.1095^.10^-28 г, что соот­ветствует приблизительно 5.486^.10^-4 а.е.м. Разница в порядках величин масс всего атома (от единицы до сотен а.е.м.) и электронов в нём (от 5.486^.10^-4 до величин порядка 10^-2 а.е.м.), которая, как видно из при­веденных цифр, составляет четыре порядка, приводит к выводу о том, что практически вся масса атома сосредоточена в его ядре. е) Размеры атомов, найденные в экспериментах, выполненных по раз­личным методикам, имеют порядок 10^{-8 см,} тогда как размеры их ядер - величины порядка 10-13 см. Эти цифры говорят о том, что ядро занимает ничтожную часть объёма атома.

8. Электронная структура атома. Принцип Паули.

При l=0, т.е. на s-подуровне, имеется всего одна орбиталь, которую принято изображать в виде клетки. В атоме Н единственный электрон находится на самом низком из возможных энергетических состояний, т.е. на s-подуровне первого электронного слоя (на 1s-подуровне). Электронную структуру атома Н можно представить схемой:

В атоме гелия, порядковый номер которого в периодической системе (или заряд ядра Z) равен 2, второй электрон тоже находится в состоянии 1s. Электронная структура атома гелия:

Рассмотренные для атомов H и He способы описания электронных оболочек называются электронно-графическими формулами (орбитали изображаются в виде клеток) и электронными формулами (подуровни обозначаются буквами, а количество электронов на них указано верхним индексом).

У следующего за гелием элемента Li (Z=3) третий электрон уже не может разместиться на орбиталиK-слоем называется первый электронный слой атома.: это противоречило бы принципу Паули, поэтому он занимает s-состояние второго энергетического уровняL-слоем называется второй электронный слой атома.. Его электронная структура записывается формулой  1s²2s¹,

Далее формирование электронных оболочек у элементов 2-го периода происходит следующим образом: Принцип Паули: в атоме не может быть 2х ℮ с одинаковыми кв. ч. (m, l, n). Следствие:наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений. Количество электронов в отдельном атоме равно количеству протонов. Так как электроны являются фермионами, принцип Паули запрещает им принимать одинаковые квантовые состояния. В итоге, все электроны не могут быть в одном квантовом состоянии с наименьшей энергией (для невозбуждённого атома), а заполняют последовательно квантовые состояния с наименьшей суммарной энергией . Примером может служить невозбуждённый атом лития (Li), у которого два электрона находятся на 1S орбитали и третий электрон не может занимать 1S орбиталь, так как будет нарушен запрет Паули. Поэтому, третий электрон занимает 2S орбиталь (следующая, низшая по энергии, орбиталь после 1S).