Строение атома. Периодический закон

Лекция 1.
Строение атома. Периодический закон
Лектор: асс. каф. ОХХТ
Абрамова Полина
Владимировна
еmail: [email protected]
«Атомы бесчисленны по величине и многообразию, носятся они во Вселенной,
кружась в вихре, и таким образом рождается все сложное: огонь, вода, воздух, земля»
Демокрит
ПЛАН ЛЕКЦИИ
I. Модели строения атома
II. Современная теория строения
атома. Квантовая механика
III. Квантовые числа
IV. Порядок заполнения электронами
энергетических уровней
V. Периодический закон
Д. И. Менделеева
2
Основные открытия
на рубеже XIX – XX веков
 Атомные спектры (1859 г., Кирхгофф)
 Фотоэффект (1888 г., Столетов)
 Катодные лучи (1859 г., Перрен)
 Рентгеновское излучение (1895 г.)
 Радиоактивность урана (1896 г. Бекккерель)
 Открытие электрона (1897 г., Томсон)
 Открытие ядра атома (1911 г., Резерфорд)
3
I. Модели строения атома
1. Модель Томсона (1904 г.) –
«Пудинг с изюмом»
2. Модель Резерфорда (1911 г.) –
Планетарная модель
4
Положения модели Резерфорда:
1. Атомы химических элементов имеют сложное
внутреннее строение.
2. В центре атома
заряженное ядро.
находится
положительно
3. Весь положительный заряд и почти вся масса
атома сосредоточена в ядре атома.
4. Вокруг ядра по замкнутым орбиталям движутся
электроны. Их число равно заряду ядра.
5
 Ядро атома состоит из протонов и нейтронов
 Число протонов (р) в ядре атома элемента –
равно порядковому номеру элемента в
периодической системе – Z
 Число нейтронов (n) в ядре атома элемента:
n=A-Z
(где А – относительная атомная масса элемента)
 Заряд
ядра атома определяется числом
протонов.
 Масса ядра определяется суммой протонов и
нейтронов.
6
3. Модель Бора (1913 г.)
Постулаты Бора
1. Электроны способны находиться в атоме
только
на
некоторых
разрешенных
–
стационарных орбитах. По этим орбитам
электроны движутся, не испуская и не поглощая
энергии.
2. Излучение или поглощение порции энергии
происходит при переходе электрона с одной
стационарной орбиты на другую.
7
II. Современная теория строения атома.
Квантовая (волновая) механика
Квантовая механика - наука, изучающая
закономерности движения микрообъектов.
Двойственная природа электрона
(корпускулярно-волновой дуализм)
1924 г. Гипотеза Луи де Бройля:
Любая частица массой (m) и движущаяся со
скоростью (v), является одновременно волной с
длиной (λ).
λ = h/mv
Чем больше скорость движущегося
выражены его волновые свойства.
объекта,
тем
больше
8
Принцип неопределённости
Гейзенберга
Невозможно одновременно точно определить
координаты и импульс движущегося в атоме
электрона в силу его волновых свойств.
х·рх ≥ h/2π
х – неопределённость положения электрона
рх - неопределённость импульса электрона
Таким образом, в данный момент времени можно
говорить лишь о вероятности нахождения электрона в
различных точках околоядерного пространства.
9
Уравнение Шрёдингера
В 1926 г. Эрвин Шрёдингер предложил волновое
уравнение, учитывающее двойственную природу
электрона.
h – постоянная Планка;
m – масса электрона; Е – его полная энергия;
U – потенциальная энергия; x, y, z – координаты;
ψ – волновая функция электрона (амплитуда его волнового
движения в трёхмерном пространстве);
10
ψ2 –
определяет
вероятность
нахождения
электрона в точке пространства возле ядра.
Физический
смысл
имеет
величина
ψ2dV – определяет вероятность нахождения
электрона в элементарном объёме.
Атомная орбиталь (АО) – область атомного
пространства, в котором движется электрон.
11
III. Квантовые числа
Следствием решения уравнения Шрёдингера
являются квантовые числа, характеризующие
поведение электрона в атоме.
1) Главное квантовое число (n) – определяет
энергетический уровень электрона, удаленность
уровня от ядра, размер электронного облака.
- Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 ... ∞) и
соответствует номеру периода.
12
2)
Орбитальное
квантовое
число
(ℓ)
характеризует геометрическую форму орбитали.
–
- Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1).
Каждому значению ℓ соответствует
определенной формы:
Значение ℓ
0 1 2 3 4 5
Обозначение ℓ
s p d f g h
s-АО
р-АО
орбиталь
d-АО
13
3) Магнитное квантовое число (m) – характеризует
положение электронной орбитали в пространстве
и принимает целочисленные значения от - ℓ до +
ℓ, включая 0.
- На одном подуровне может находиться (2ℓ + 1) АО.
4) Спиновое квантовое число (s) – характеризует
магнитный момент, возникающий при вращении
электрона вокруг своей оси.
Принимает только два
значения +1/2 и –1/2
соответствующие
противоположным
направлениям вращения.
14
IV. Порядок заполнения электронами
энергетических уровней
1) Принцип наименьшей энергии
Электрон в атоме в первую очередь стремиться
занять энергетический уровень и подуровень с
наименьшей энергией.
15
- Правила Клечковского
1 правило: Электрон в атоме в первую очередь
занимает подуровень с наименьшим значением (n + ℓ).
Например, можно было бы предположить, что
3d-подуровень по энергии ниже, чем 4s.
Однако согласно правилу Клечковского,
энергия 4s-состояния меньше, чем 3d:
для 4s сумма (n + l) = 4 + 0 = 4, а для 3d  (n + l) = 3 + 2 = 5
2 правило: При равенстве суммы (n + ℓ) двух
подуровней, электрон занимает подуровень с
наименьшим значением ℓ.
Ряд заполнения электронов атомных орбиталей:
1S<2S<2P<3S<3P<4S~3d<4P<5S~4d<5P<6S~4f~5d<6P<7S~5
f~6d<7p
16
2) Принцип запрета Паули
В атоме не может быть двух электронов с
одинаковым набором четырёх квантовых
чисел.
Следствие: на одной атомной орбитали может
располагаться не более двух электронов с
антипараллельными спинами.
Максимальная ёмкость:
 атомной орбитали – 2 электрона
 подуровня – 2(2 ℓ + 1) электронов
 уровня – 2n2 электронов
17
3) Правило Гунда
При прочих равных условиях суммарный спин
системы должен быть максимальным.
18
Электронные формулы
Полная электронная формула отражает порядок
заполнения электронами атомных орбиталей, уровней
и подуровней.
Пример: 32Ge 1s22s22p63s23p64s23d104p2
Электронная
формула
валентных
электронов
записывается только для электронов, которые могут
принимать участие в образовании химических связей:
Пример: 32Ge …4s24p2
19
Явление «провала» электронов
Атом стремится перейти в состояние с устойчивой
электронной конфигурацией.
Повышенной устойчивостью обладают полностью
или
наполовину
заполненные
электронами
подуровни: р3 и р6, d5 и d10, f7 и f14
Пример:
элемент
Cr
Pd
Cu
каноническая формула
4s23d4
5s24d8
4s23d9
реальная формула
4s13d5
5s04d10
4s13d10
20
V. Периодический закон
Д.И. Менделеева
Периодический закон открыт Д.И.Менделеевым в 1869 г.
Свойства простых веществ, а так же образованных
ими соединений находятся в периодической
зависимости от заряда ядра атома.
Периодическая сист ема элемент ов – графическое
(табличное) выражение периодического закона.
21
Короткопериодная периодическая система
22
Периодическая таблица
 Содержит 7 периодов и 8 групп
Группы - вертикальные столбцы элементов с
одинаковым числом валентных электронов, равным
номеру группы.
- Различают главные (А) и побочные (Б) подгруппы.
- В главных подгруппах сверху вниз металлические
свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают.
Периоды - горизонтальные ряды элементов с
одинаковым максимальным значением главного
квантового числа валентных электронов.
- Номер периода обозначает число энергетических
уровней в атоме элемента.
23
От строения электронной
зависят такие свойства, как:
оболочки
атомов
Энергия ионизации (I) – энергия, необходимая для
отрыва электрона от атома.
-Возрастает по периоду, уменьшается по группе.
Сродство к электрону (Еср) – энергия, которая
выделяется (или затрачивается) при присоединении
электрона к нейтральному атому.
-Уменьшается по периоду, увеличивается по группе.
Электроотрицательность (ЭО) – способность атома
притягивать к себе электроны.
- Возрастает по периоду, уменьшается по группе.
24
Спасибо за
внимание!