Квантово-механическая модель строения атома.

Строение атома и периодическая система.

Квантово-механическая модель строения атома.

Атом состоит из ядра и электронов ( ). В состав ядра входят протоны ( ) и нейтроны ( ). Например, в атоме железа содержится протонов 26, электронов 26, нейтронов 30 (56-26=30).

Современная теория строения атома основывается на законах, описывающих поведение микрообъектов – микрочастиц (электронов, протонов, нейтронов и др.), которые рассматриваются в квантовой или волновой механике. Отличают её от классической механики, изучающей макрообъекты (тела нашего окружения), идеи о корпускулярно-волновом дуализме и вероятностном характере законов микромира.

В основе квантовой теории строения атома лежат следующие положения:

1.Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Как частица (корпускула) он обладает массой и зарядом, а движущийся электрон характеризуется способностью к дифракции и интерференции. Длина волны электрона ( ), вычисленная по формуле де Бройля, соизмерима с размерами атома

,

h – постоянная Планка, m – масса частицы, - скорость.

2.Для электрона, обладающего волновыми свойствами, невозможно одновременно точно измерить координату и скорость (Принцип неопределённости Гейзенберга).

3.Электрон в атоме движется не по определённым траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства с различной степенью вероятности. Область наиболее вероятного нахождения электрона в атоме называется электронным облаком.

Часть электронного облака, в которой вероятность нахождения электрона достаточно велика (> 90%) называется атомной или электронной орбиталью (А.О.).

S облака имеют форму шара; р облака – форму в виде гантели; d облака – четырехлопастный цветок.

Форма и размер атомной орбитали определяют на основании значений квантовых чисел (n, , , m_s), которые получают при решении уравнения Шредингера, имеющего сложный математический аппарат.

Квантовые числа и их характеристика.

Главное квантовое число (n) характеризует запас энергии электрона на энергетическом уровне и удалённость уровня от ядра. Оно соответствует номеру периода в периодической системе и принимает значения целых чисел, практически до семи.

Значения главного → численные 1 2 3 4 5 6 7

квантового числа (n) → буквенные K L M N O P Q

Орбитальное квантовое число ( ) характеризует энергетический подуровень: запас энергии электронов на подуровне и форму электронного облака. Принимает значение от 0 до n-1.

Значения орбитального → численные 0 1 2 3

квантового числа ( ) → буквенные s p d f

Магнитное квантовое число ( ) характеризует ориентацию орбиталей в пространстве. Принимает значения от - до + через ноль.

= 0, = 0  - s подуровень

= 1, = -1, 0, +1  - p подуровень

= 2, = -2, -1, 0, +1,  - d подуровень

= 3, = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 - f подуровень

Спиновое квантовое число (m_s) характеризует способность движения электрона вокруг собственной оси. Оно принимает два значения:

+ - по часовой стрелке (↑)

- - против часовой стрелки (↓)

На основании значений квантовых чисел устанавливается предельная ёмкость уровней.

Предельная емкость уровней:

Правила заполнения орбиталей электронами:

1. Принцип наименьшей энергии – сначала заполняются орбитали с самой низкой энергией, которые наиболее ближе к ядру.

2. Принцип Паули – на каждой орбитали помещается не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины E .

3. Правило Хунда – электроны в пределах подуровня распределяются таким образом, чтобы неспаренных электронов было больше.

В зависимости от того, какой подуровень завершается, все элементы периодической системы делятся на четыре электронных семейства:

s-элементы – элементы групп IА, IIА, водород, гелий;

p-элементы – элементы групп III A – VIII A, кроме водорода и гелия;

d-элементы – элементы побочных подгрупп;

f-элементы – лантаноиды и актиноиды.

В периодической системе номер периода указывает на число энергетических уровней, а номер группы - на число валентных электронов.

2. Особенности заполнения электронами электронных оболочек у атомов элементов главных и побочных подгрупп.

У элементов главных подгрупп (s- и р-элементов) завершается последний энергетический уровень. Все валентные электроны у них находятся на последнем уровне.

У элементов побочных подгрупп (d-элементов) завершается предпоследний энергетический уровень, а на последнем уровне, как правило, находится два электрона. Валентные электроны находятся на последнем уровне (два) и на завершаемом d-подуровне остальные.

3. Периодический закон

Свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов (современная формулировка Периодического закона).

Причина периодичности – периодическое изменение строения внешних электронных слоев атомов.

Периодическая таблица – это графическое табличное отражение Периодического закона. Периодическая система основана на закономерностях, проявляемых в горизонтальных и вертикальных рядах.

Период – это горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов атомных ядер (протонов в ядре), начинающийся щелочным металлом и завершающийся инертным газом. В периодах с ростом зарядов атомных ядер усиливается притяжение электронов к ядру, возрастает способность электрона принимать, т.е. усиливаются неметаллические (окислительные) свойства, а металлические (восстановительные) свойства ослабевают.

Группа – это ряд элементов, объединенных по признаку высшей степени окисления в оксидах. Отсюда следует, что номер группы, как правило, указывает на число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней в атоме, валентные электроны отодвигаются от ядра дальше и слабее к нему притягиваются. Поэтому металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают.

Группы делятся на подгруппы: главные (группы А) и побочные (группы В). В подгруппах находятся электронные аналоги, т.е. элементы, имеющие одинаковую конфигурацию внешних электронных слоев. В группах А – s- и p-элементы, а в группах В – d- и f-элементы.

4. Периодические свойства атомов элементов.

Радиус атома – важнейшая характеристика атома. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны и наоборот. Радиус атома по Ван – дер – Вальсу – это половина кратчайшего расстояния, на которое могут сблизиться ядро двух атомов, сферы которых соприкасаются.

В периодах атомные радиусы слева направо уменьшаются. Это объясняется ростом силы притяжения электронов с ростом зарядов их атомных ядер. Вподгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, так как увеличивается число электронных слоев.

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Она является мерой металличности (восстановительных) свойств. Возрастает по периодам и уменьшается в группах. Наименьшая энергия ионизации у франция.

Сродством к электрону называется энергетический эффект при присоединении к атому одного электрона. Изменяется по периодам и группам, также как и энергия ионизации. Является мерой неметалличности (окислительных) свойств. Наибольшее сродство к электрону у фтора.

Электроотрицательность (ЭО) – есть способность атома данного элемента в соединениях притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи.

Широко распространена относительная школа электроотрицательностей (ОЭО), введенная Л.Полингом, в которой Э.О. фтора принята равной четырем. Электроотрицательности с ростом порядкового номера элемента увеличивается в периодах и уменьшается в группах.