пользователей: 21228
предметов: 10455
вопросов: 177496
Конспект-online
зарегистрируйся или войди через vk.com чтобы оставить конспект.
РЕГИСТРАЦИЯ ЭКСКУРСИЯ

II семестр:
» Химия элементов
I семестр:
» Н.Г.
» Общая химия
» Физика

БЛОК 2. Строение атома, периодический закон Д.И. Менделеева.

2.Строение атома и переодический закон Менделеева.

Доказательства сложной структуры атома: фотоэффект - явление, при котором при освещении металлов с их поверхности испускаются носители электрического заряда; катодные лучи - поток электронов в вкауумированной трубке, содержащей катод и анод; рентгеновские лучи - электромагнитное излучение, испускаемое веществами при сильном воздействии на них катодных лучей; радиактивность - явление самоприозвольного превращения одного химического элемента в другой, сопровождающееся испусканием электронов, положительно заряженных частиц, других элементарных частиц и рентгеновского излучения.

В планетарно модели Резерфорд описывает атом состоящим из крохотного положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого вращаются электроны, — подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца.

Планетарная модель атома соответствует современным представлениям о строении атома с уточнениями, что движение электронов не может быть описано законами классической механики и имеет квантовомеханическое описание.

Создание Резерфордом планетарной, или ядерной, модели атома было крупным шагом вперед в познании строения атома. Но в некоторых случаях эта теория вступала в противоречие с твердо установленными фактами.

Так планетарная модель не могла объяснить устойчивости атома. Вращаясь вокруг ядра, электрон должен часть своей энергии испускать в виде электромагнитных колебаний, что должно привести к нарушению равновесия между электростатическим притяжением электрона к ядру и центробежной силой, обусловленной вращением электрона вокруг ядра.

Для восстановления равновесия электрон должен переместиться ближе к ядру. Следовательно, непрерывно излучая электромагнитную энергию, электрон должен постепенно приближаться к ядру и в конце концов упасть на него - существование атома должно прекратиться. В действительности атом очень устойчив и может существовать бесконечно долго.

Модель Резерфорда не могла объяснить также характер атомного спектра. Известно, что солнечный свет, проходя через стеклянную призму, образует спектр - цветную полосу, содержащую все цвета радуги.

Это явление объясняется тем, что солнечный свет состоит из электромагнитных волн различных частот. Волны различных частот неодинаково преломляются призмой, что приводит к образованию сплошного спектра.

Аналогично ведет себя свет, излучаемый раскаленными жидкостями и твердыми телами. Спектр раскаленных газов и паров представляет собой отдельные цветные линии, разделенные темными промежутками, - линейчатый спектр. При этом атомы одного элемента дают вполне определенный спектр, отличающийся от спектра другого элемента.

Линейчатый характер спектра водорода не согласуется с теорией Резерфорда, так как излучающий энергию электрон должен приближаться к ядру непрерывно, и его спектр должен быть непрерывным, сплошным.

Следовательно, планетарная модель атома не могла объяснить ни устойчивости атомов, ни линейчатый характер спектра газов и паров.

Квантовый постулат Планка гласит:

Лучистая энергия испускается и поглощается телами не непрерывно, а дискретно, то есть отдельными порциями или квантами. При этом энергия каждой такой порции и связана с частотой излучения соотношением E=h*v, получившим название уравнения Планка

В 1913 году датский физик Нильс Бор разработал теорию строения атома водорода, используя модель Резерфорда и квантовый постулат Планка.

1. Электроны движутся в атоме по стационарным орбитам, при этом они не излучают и не поглощают энергии.

2. При переходе электрона с одной стационарной орбиты на другу атом излучает или поглощает энергию в виде светового кванта

3. Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разности энергии атома в конечном и исходном состояниях.

 

Недостатки теории Бора

·         Не смогла объяснить интенсивность (совокупность волн) спектральных линий.

·         Справедлива только для водородоподобных атомов и не работает для атомов, следующих за ним в таблице Менделеева без экспериментальных данных (энергии ионизации или других).

·         Теория Бора логически противоречива: не является ни классической, ни квантовой. 

 

Современная модель строения атома базируется на четырех положениях:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома (например, радиус атома водорода сост. 0,046 нм, а радиус протона или ядра атома водорода составляет 6,5.10-7 нм).

2. Положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в ядре атома.

3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов (p) и нейтронов (n) соответствует его массовому числу.

4. Вокруг ядра по орбиталям вращаются электроны. Число электронов в невозбужденном (основном) сост. равно заряду ядра

В соответствии с представлениями квантовой механики, электрон обладает двойственной природой, т.е. корпускулярно-волновым дуализмом: с одной стороны электрон – это частица, которая имеет массу, заряд и скорость движения; а с другой стороны электрон проявляет волновые свойства, такие как способность к дифракции, интерференции и особенности движения, о чем высказал предполоэение в 1924г. французский физик Луи де Бройль. Согласно уравнению волны де Бройля: ƛ=h/(m*V)

Принцип неопределенности Гейзенберга: невозможно описать с высокой степенью точности местонахождение электрона (координаты), и его энергию (импульс) в один и тот же момент времени.

Уравнение Шрёдингера (1926 г) описывает волновые и корпускулярные свойства электрона в атоме водорода. Решениями уравнения Шредингера являются энергии электрона и волновая функция ψ(пси)

H(оператор гамильтона)* ψ=Е(полная енергия е)* ψ

Для описания свойств электронов используют волновую функцию y (пси).

Квадрат волновой функции ψ2 определяет плотность вероятности нахождения электрона в данный момент времени.  Чем больше   , тем больше вероятность нахождения электрона в данной области атомного пространства, тем больше вероятность обнаружить е в данной точке в указанное время.

Волновая функция, являющаяся решением ур-ия Шредингера - атомная орбиталь.

Квантовые числа

Атомы характеризуются определенным значением заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по энергетическим уровням. Поведение электронов в атоме можно охарактеризовать четырьмя квантовыми числами.

Главное квантовое число n - определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия зависит от расстояния между электроном и ядром: чем ближе к ядру электрон, тем меньше его энергия. Т.е. главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Установлено, что n совпадает с номером периода

Орбитальное квантовое число l  - определяет форму электронного облака и расщепление энергетического уровня на подуровни.

Пусть n = 1, l = 0. Таким значением l характеризуются электронные облака, имеющие сферическую симметрию. Такие электроны называются s – электронами

Пусть = 2, = 0, 1.Согласно квантовомеханическому расчету орбитальному квантовому числу = 1 соответствует гантелевидная форма электронного облака (объемная восьмерка). Электроны, у которых = 1, называются p-электронами. Электроны 2-го энергетического уровня образуют два подуровня: 2s и 2p.

Если n = 3, l = 0, 1, 2. Орбитальному квантовому числу = 2 соответствует более сложная форма электронных облаков. Электроны, орбитальное квантовое число которых равно 2, называются d-электронами. Третий энергетический уровень содержит три подуровня: 3s, 3p, 3d.

Если = 4, = 0, 1, 2, 3.Орбитальному квантовому числу = 3 соответствует еще более сложная форма электронных облаков, а электроны с = 3, называются - электронами. Четвертый энергетический уровень содержит четыре подуровня: 4s, 4p, 4d, 4f.

Магнитное квантовое число ml. Характеризует ориентацию облаков в пространстве.  В зависимости от значений ml определяются возможные ориентации орбиталей одной формы и их число, которое равно количеству значений ml. Так, для s - орбиталей (= 0, m= 0), возможна одна ориентация, поскольку шар симметричен относительно трех осей ординат. Для р - орбиталей (l=1, ml= -1, 0, +1), что соответствует трем ориентациям р - орбиталей относительно трех осей. Для d - орбиталей (l=2, m= -2, -1, 0, +1, +2) число возможных ориентаций – пять, для f – орбиталей - семь. 

Спиновое квантовое число ms. Изучение атомных спектров показало, что каждый электрон характеризуется собственным механическим моментом движения, который называется спин

Спиновое квантовое число имеет только два значения + 1/2 и -1/2. Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками

Главное квантовое число n и принимает значения 1, 2, 3, … Оно характеризует главные характеристики электрона: размер электронного облака и энергию электрона (энергетический уровень). Электроны, имеющие одинаковое значение n – это электроны одного энергетического уровня. Второе квантовое число носит название орбитальное. Оно характеризует орбитальный момент количества движения электронов относительно ядра атома. А от орбитального момента количества движения зависит форма электронного облака

Третье магнитное число называется линейным, т.к. характерный магнитный момент движения электронов от которого зависит ориентация электронного облака в пространстве. Число значений магнитного квантового числа определяет число возможных ориентаций данного электронного облака или число электронных облаков на подуровне.

Спиновое квантовое число характеризует момент движения электрона относительно собственной внутренней оси.

Электронные облака - орбитали

Единственный электрон атома водорода образует вокруг ядра сферическую орбиталь - шарообразное электронное облако. s-орбиталь. Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру.

Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания и наконец превращается в гантелеобразную p-орбиталь

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства xy и z. Это легко объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от друга.

Все вместе три электронных облака, которые называют px-, py- или pz-орбиталями, образуют симметричную геометрическую фигуру, в центре которой находится атомное ядро.

Распределение электронов в невозбужденном атоме происходит на основе двух принципов:

1. принцип наименьшей энергии: электроны в атоме размещаются так, чтобы их связь с ядром была максимальной, а энергия минимальной;

2. принцип запрета Паули, который может быть сформулирован для атома в следующем виде: в одном и том же атоме, не может быть более одного электрона с одинаковым набором четырех квантовых чисел. В соответствии с принципом запрета Паули электроны в атоме распределяются по слоям и оболочкам.

Электронная ёмкость энергетического уровня определяется ёмкостью составляющих его энергети­ческих подуровней и численно равна 2n2, гдеn– значение главного квантового числа для электронов рассмат­риваемого энергетического уровня:

ПЕРВОЕ ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО .

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.

ВТОРОЕ ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО.

При одинаковых значениях n+l заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания главного квантового числа

 

Правило Гунда: на одном подуровне электроны располагаются таким образом, чтобы абсолютное значение суммы спиновых чисел было максимальным.

Энергия ионизации - энергия, необходимая для отрыва наиболее слабосвязанного электрона из атома в его  нормальном состоянии.

Э.и. - мера восстановительной способности атома. Чем ниже ее значение, тем легче атом теряет электрон, тем выше его восстанвоительная способность, тем сильнее выражены Ме свойства.

Еи                                                        Ме св-ва, вос. св-ва

 

 

Сродство к элетрону - энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательно заряженный ион.

Сродство к элетрону - мера окислительной способности атома. Чем выше ее значение, тем легче атом присоединяет электрон, тем большим неМе и окислительными свойствами он обладает

Еи                                                        неМе св-ва, оксил св-ва

 

 

 

Электроотрицательность  — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны.

Электроотрицательность зависит не только от расстояния между ядром и валентными электронами, но и от того, насколько валентная оболочка близка к завершенной. Атом с 7 электронами на внешней оболочке будет проявлять гораздо большую электроотрицательность, чем атом с 1 электроном.

Согласно закону Мозли -  корень квадратный из частоты νспектральной линии характеристического излучения элемента есть линейная функция его порядковогономера Z:

         

     

 

   где R — Ридберга постоянная, Sn — постоянная экранирования, n — главное квантовое число.

 

З-н Мозли установил простую связь между длинами волн определённых линий рентгеновского спектра и его порядковым номером.

 

Современная формулировка период. закона - свойства хим элементов, а также форма и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

 

Главный принцип построения Периодической системы - выделение в ней периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов.

Период — строка периодической системы химических элементов, последовательность атомов по возрастанию заряда ядра и заполнению электронами внешней электронной оболочки, имеющих одинаковое число частично или полностью заполненных энерг.уровней

Группа - совокупность элементов, атомы которых имеют одинаковое число валентных электронов.

Номер периода совпадает:

  • с количеством заполняющих электронных оболочек атома;
  • главным квантовым числом внешней, заполняющейся электронами, оболочки
  • главным квантовым числом, заполняющейся s-подоболочки
  • главным квантовым числом, заполняющейся р-подоболочки
  • главным квантовым числом +1, заполняющейся d-подоболочки
  • главным квантовым числом +2, заполняющейся f-подоболочки

 

У атомов элементов главных подгрупп на внешней эл оболочке находится число электронов, численно совпадающих с нмоером группы.

I Принцип минимума энергии: в устойчивом состоянии элек­троны находятся на наиболее низких энергетических уровнях и подуровнях.

Это означает, что каждый новый электрон попадает в атоме на самый низкий (по энергии) свободный подуровень. Для мно­гоэлектронного атома энергия орбиталей на уровнях и подуров­нях изменяется следующим образом: 1s < 2 s < 2р < З s < Зр < 4 s < 3d < 4р < 5 s <4d < 5р < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈6d < 7p .

II Правило Клечковского (правило n+l). Энергия орбиталей возрастает с увеличением суммы n+l. При значении такой суммы для двух орбиталей большая энергия той орбитали, у которой больше главное квантовое число.

III Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Каждая орбиталь — это энергетическое состояние, которое характеризуется значениями трех квантовых чисел: п, l и ml Эти числа определяют размер, форму и ориентацию орбитали в пространстве. Следовательно, на одной орбитали может быть не более двух электронов, и различаться они будут значением чет­вертого (спинового) квантового числа: тs = +1/2 или - 1/2

IV Правило Хунда: при формировании электронного подуровня электроны заполняют максимальное число свободных орбиталей так, чтобы число неспаренных электронов было наибольшим.

Структура электронной оболочки атома и положение эле­мента в периодической системе связаны между собой. Зная по­ложение элемента в периодической системе, можно определить структуру электронной оболочки атома любого элемента.

Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода, в котором находится эле­мент

Характер изменения свойств элементов:

По периоду атомный радиус уменьшается. Это связано с тем, что постепенно прибавляющиеся электроны описываются орбиталями в почти равными характеристиками (главное квантовое число электронов внешней оболочки - постоянно). Поэтому увеличивающийся по периоду заряд ядра притягивает электроны с большей силой, что уменьшает радиус.

Уменьшение радиуса проявляется сильнее всего тогда, когда на валентную оболочку добавляется второй s-электрон.

Меньше снижается радиус от прибавления p-, d-, f-электронов. Для d- и f-элментов вдоль периода радиусы уменьшаются незначительно, так как происходит заполнение глубинных подоболочек. Такое закономерное уменьшение радиусов в ряду лантаноидов получило название лантаноидного сжатия. Радиусы атомов, стоящих за лантаноидами, меньше, чем значения, ожидаемые в отсутсвии лантаноидов.

Основная причина лантаноидного сжатия заключается в недостаточном экранировании заряда ядра электронами 4f-орбитали.

В атомах, обладающих единственным электроном, среднее расстояние между ядром и электроном определяется электронной орбиталью, на которой находится электрон, и уменьшается с ростом заряда ядра, тем самым приводя к уменьшению величины атомного радиуса. В атомах, обладающих более чем одним электроном, степень уменьшения атомного радиуса вследствие увеличения заряда ядра ослабляется вследствие увеличения электростатического отталкивания между электронами.

Актино́идное сжа́тие — эффект уменьшения атомных и ионных радиусов актиноидов с ростом атомного номера. Аналогичный эффект — лантаноидное сжатие — наблюдается в ряду лантаноидов.

Основная причина актиноидного сжатия заключается том, что у актиноидов, начиная с протактиния, при росте атомного номера электроны заполняют не 6d-оболочку, а сравнительно глубоко расположенную 5f-оболочку. Заряд ядра недостаточно экранируется от внешних (7s, 6s, 6p, 6d) электронов, поэтому его рост с увеличением атомного номера приводит к уменьшению радиуса 7s-орбитали и орбиталей с главным квантовым числом 6.

В группах сверху вниз растет число электронных оболочек, увеличивается главное квантовое число внешней эл оболочки, поэтому радиус увеличивается.

 

Вдоль каждого периода радиусы атомов в целом уменьшаются, а заряд ядра увеличивается. В то же время главное квантовое число электронов внешней эл оболочки остается постоянным. В результате энергия ионизации и сродство к элетрону увеличиваются. Поэтому восстановительная активность атомов уменьшается, а окислительная увеличивается.

 

Чем выше электроотрицательность, тем сильнее у элементов выражены неметаллические    свойства.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету.

При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

Электроотрицательность зависит от способности атомного ядра притягивать электроны внешнего энергетического уровня. Чем сильнее это притяжение, тем электроотрицательность больше. Сила притяжения электронов внешнего энергетического уровня тем больше, чем меньше атомный радиус

Потенциал ионизации зависит в основном от величины заряда ядра и радиуса атома. Чем больше радиус атома, тем слабее приятгивается электрон к ядру, а следовательно, и меньше энергии необходимо затратить на отрыв элетрона и превращение атома в положительный ион.

Наиболее трудно первый элетрон отрывается от атома, имеющего законченные энергетические уровни. Второй элетрон труднее всего оторвать от атомов элементов 1 группы, третий - от атомов элементво 2 группы, так как в этих случаях отрываемый электрон принадлежит к законченному энергетическому уровню. Очень легко отрывается первый элетрон от атомов щелочных металлов, у которых он является единственным валентным элетроном, дающим начало новому эл слою.

В периодах потенциал ионизации увеличивается сдлева направо.

В пределах главной подгруппы электрон связан тем слабее, чем больше порядковый номер (потенциал уменьшается)

Энегрия ионизации элементов в побочных подгруппаз меняется незакономерно и с ростом заряда обычно не уменьшается, а растет.

У атомов элементов главных подгрупп по мере увеличчения порядкового номера увеличивается радиус атома, следовательно ослабляется связь этих элетронов с ядром и поэтому уменьшаются потенциалы ионизации.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Эффект экранирования заряда ядра обусловлен наличием в атоме между данным электроном и ядром других электронов, которые экранируют, ослабляют воздействие на этот электрон положительного заряда ядра и тем самым ослабляют связь его с ядром. Экранирование возрастает с увеличением внутренних электронных слоев.

Эффект проникновения электронов к ядру обусловлен тем, что, согласно квантовой механике, все электроны (даже внешние) определенное время находятся в области, близкой к ядру. Поэтому можно сказать, что внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних электронов.

С усилением металлических свойств соответствующих химических элементов усиливаются и основные свойства их оксидов и гидроксидов.

Металлические свойства тем больше и, соответственно, неметаллические свойства тем меньше, чем легче отдается электрон с внешнего энергетического уровня. Отдать электрон с внешнего энергетического уровня тем легче, чем больше атомный радиус, благодаря тому, что сила притяжения ядра и электронов уменьшается с ростом расстояния между ними. Следовательно, изменение металлических свойств химических элементов будет аналогична изменении их атомных радиусов. Поэтому в главных подгруппах металлические свойства с увеличением порядкового номера увеличиваются, а в периодах с увеличением порядкового номера металлические свойства уменьшаются. Неметаллические свойства, наоборот, в главных подгруппах с увеличением порядкового номера уменьшаются, а в периодах с увеличением порядкового номера увеличиваются.

Существенное влияние на кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-элементов оказывает степень окисления атома металла: с увеличением степени окисления атома металла кислотные свойства соответствующего оксида и гидроксида усиливаются. 

Если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными степенями окисления, то чем выше степень окисления элемента в оксиде, тем выше его кислотные свойства.

Переход от основных к кислотным оксидов, и, соответственно, от основ до кислот осуществляется в периоде через амфотерный оксид или гидроксид. Такая закономерность справедлива для второго и третьего периодов периодической системы.

В побочных (В) подгруппах располагаются d- и f-элементы. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-подуровне внешнего иd-подуровне предвнешнего энергетических уровней и их максимальное число равно номеру группы. В побочных подгруппах, кроме подгруппы скандия, при переходе сверху вниз усиливаются неметаллические свойства, кислотный характер соединений и их устойчивость

d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, в промежуточной – амфотерный.


16.01.2016; 23:38
хиты: 99
рейтинг:0
Естественные науки
химия
неорганическая химия
для добавления комментариев необходимо авторизироваться.
  Copyright © 2013-2016. All Rights Reserved. помощь