Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева. План:

Лекция № 2
Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева.
План:
1. Квантовые числа, энергетические уровни и подуровни.
2.Принцип Паули, емкость уровней и подуровней.
3.Распределение электронов в атоме, проблема верхней
границы периодической системы.
4.Электронные формулы электронов, правило Гунда.
Известно, что атомы состоят из ядра и электронов, а ядро - из
протонов и нейтронов.
Электроны, протоны, нейтроны - элементарные частицы.
Электроны вращаются вокруг ядра по своим орбитам.
Модель электрона в атоме, которая описывает вероятность
нахождения электрона в данной области атомного пространства,
называют электронным облаком.
1. Квантовые числа, энергетические уровни и подуровни.
Электроны в атоме располагаются по отдельным энергетическим
уровням. Чтобы знать, сколько электронов может находиться на
уровне, надо знать квантовые числа, которые полностью
определяют состояние электрона в атоме.
Орбиталь можно описать с помощью набора целых чисел,
называемых квантовыми.
n, l, m, ms.
Главное квантовое число – n - характеризует общий запас
энергии электрона в атоме, а также размеры электронного облака.
Электроны с одинаковыми значениями n образуют один
энергетический уровень (слой). Главное квантовое число может
принимать значения от 1 до ∞ (практически от 1 до 7).
n = 1, 2, 3, 4…..
Наименьшей энергией обладают электроны при n=1, т.е.
электроны первого энергетического уровня. С увеличением n
энергия электронов возрастает.
Если n = 1 это первый энергетический уровень.
n=2, второй
n=3, третий и.т.д.
n=
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
Слои К, L, M, N, O, P, Q.
Переход электрона из одного квантового состояния в другое связан
со скачкообразным изменением его энергии, в соответствии с
уравнением Планка.
Орбитальное квантовое число – l характеризует форму
электронного облака, форму орбитали.
Принимает целочисленные значения от 0 до (n-1), т.е. меняется в
зависимости от n:
При n=1,
l=0
n=2,
l=1,0
n=3,
l=2,1,0
n=4,
l=3,2,1,0
l = 0, 1, 2, 3
s p
d
f
- обозначение орбитали при разных значениях - буквенные,
s- орбиталь, p- орбиталь и.т.д.
Т.о. для электрона первого энергетического уровня (n=1) возможна
только одна форма орбитали, для второго уровня – 2, для третьего –
3, и.т.д.
Согласно квантово – механическим расчетам s–орбиталь имеет
форму шара, p–орбиталь – форму гантели, d – и f - более сложные
формы.
Электроны с одинаковым значением орбитального квантового
числа образуют один энергетический подуровень.
s- подуровень (l=0)
p- подуровень (l=1) и т.д.
При данном значении n, наименьшей энергией обладают s–
электроны, затем p–электроны, d - электроны и.т.д.
Состояние электрона, которое характеризуется определенной
формой и расположением в пространстве электронного облака,
называется атомной орбиталью.
Магнитное квантовое число m – характеризует пространственную
ориентацию электронного облака. Оно принимает целочисленные
значения от +l до –l , включая ноль, т.е. меняется в зависимости от
орбитального квантового числа
Число орбиталей с данным значением l равно (2L+1).
число орбиталей
Если l=0,
то m=0,
s- орб. (1)
l=1,
m = -1, 0, +1,
p- орб. (3)
l=2,
m= -2, -1, 0, +1, +2,
d- орб. (5)
l=3,
m= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3,
f- орб. (7)
Орбиталь схематически изображается «—».
Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение
электрона вокруг своей оси. Может принимать два значения: +1/2, 1/2. Знаки + и – соответствуют различным направлениям вращения
электрона.
Два электрона с одинаковым значением квантовых чисел n,l,m, но с
разнонаправленными спинами, называются спаренными.
Они изображаются
2. Принцип Паули, емкость уровней и подуровней.
В многоэлектронных атомах большое значение имеет принцип
Паули (1925 г.) - в атоме не может быть двух электронов с
одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Т.е. данными
значениями n, l, m, ms можно характеризовать только один
электрон. Для любого другого электрона в атоме должно быть
иным хотя бы одно квантовое число.
Из принципа Паули вытекает, что на одной орбитали может
находиться только 2 электрона с разнонаправленными спинами.
s- подуровень
2e
p- подуровень
6e
d – подуровень
10e
f- подуровень
14e
Число орбиталей на одном энергетическом уровне равно n²
Максимальное число электронов на одном уровне определяется
соотношением
Ne=2 n²
I
уровень
2
(n=1)
II
уровень
8
(n=2)
III
уровень
18
(n=3)
IV
уровень
32
(n=4)
3. Распределение электронов в атомах
Распределением электронов по уровням определяется требованием
минимума энергии: «электрон в атоме в невозбужденном состоянии
должен обладать наименьшей энергией, что отвечает его
наибольшей связи с ядром».
Наименьшую энергию имеют электроны первого энергетического
уровня, для которого n=1, это самый близкий к ядру слой.
Электроны последующих уровней имеют уже больший запас
энергии. Электроны внешнего уровня наиболее слабо связаны с
ядром и могут оторваться от атомов. За счет электронов может
происходить взаимодействие атомов друг с другом. При отрыве
электронов образуются положительные ионы – катионы, при
присоединении – отрицательные, анионы.
Основную часть энергии электрона определяет n – главное
квантовое число, с начала заполняется К – слой (самый близкий к
ядру), затем L – слой и т.д.
Если электронов много, то заполнение идет в соответствии со
значением n – гл. кв. числа и l– орбитального, т.е. определяется
их суммой:
- заполнение электронных уровней в атомах происходит
последовательно с ростом суммы (n +l), а при равных значениях (n
+l), заполняется тот подуровень, которому соответствует большее
число l, (меньшее число n).
Например, орбиталь 1s (n+l=1+0=1) энергетически более выгодна,
чем орбиталь 2 s, и поэтому заполняется раньше.
Орбиталь 2 s энергетически более выгодна чем 2p, где (n+l) = 2+1=3
У атома К 19-тый электрон начинает заполнять 4–тый уровень, а 3тий остается незаполненным (d-орбиталь)
Куда же пойдет очередной электрон – 3d или 4s – подуровень? По
правилу Клечковского надо сопоставить суммы (n+l) для 19-го
электрона.
Для 3d-орбиталя сумма (n+l) = 3+2=5,для 4s орбиталя (n+l) = 4+0=4,
таким образом будет заполняться 4s орбиталь и очередной электрон
пойдет в 4s – подуровень.
Рассмотрим Sc. Для 21 электрона скандия теоретически возможны
2 состоянии 3d и 4p. Для орбиталя 3d сумма (n+l) =3+2=5, для 4p
соответственно (n+l)=4+1=5. В соответствии с правилом минимума
энергии очередной электрон пойдет в тот энергетический
подуровень, у которого меньше значение главного квантового
числа n, т.е. в 3d. На основании выше изложенного можно дать ряд
последовательного заполнения орбиталей атомов в периодической
системе Д.И.Менделеева.
1s,
I
2s 2p,
II
3s 3p,
III
4s 3d 4p,
IV
5s 4d 5p
V
6s 4f 5d 6p,
VI
7s 5f 6d 7p
VII- периоды.
Такой порядок заполнения позволяет предсказать строение VIII и
IX периодов и свойства их элементов, если изотопы этих элементов
будут открыты.
В VII периоде должно быть 32 элемента, он будет заканчиваться
экарадоном (Z=118).
В VIII периоде – 50 элементов, он будет заканчиваться элементом
с Z=168.
В IX периоде также 50 элементов, он закончиться элементом с
Z=218.
В н/в с помощью сложных расчетов на ЭВМ предсказаны
структуры элементов и их свойства вплоть до 184 элемента.
Сколько всего элементов может быть в периодической системе?
Это проблема верхней границы системы, она наиболее трудная.
Пока, путем ядерного синтеза получен 118 элемент.
Нижняя граница периодической системы обозначена водородом с
Z=1.
4. Электронные формулы элементов.
Правило Гунда.
H n=1, l=0
Электрон может находиться на самом низком энергетическом
уровне, в К – слой, s– подуровень, s– орбитали.
1
1s¹- электронная формула невозбужденного атома
s
водорода.
В соответствии с принципом Паули на одной орбитали могут
находиться
два электрона с разнонаправленными спинами.
Следующая электронная формула следующего за водородом
элемента He, будет He
1s².Этим элементом заканчивается 1
период. Второй и третий период содержит 8 элементов. У
элементов 2-го периода заполняется L– слой (2S, 2P - подуровень)
При заполнении электронами
возможны 3 варианта
Для электрона 2p–
подуровня
m
одинаково,msразнонаправленные
атомных
орбиталей
углерода
m–различные,т.к.
Электроны
электрон находиться на распределяются
на
разных орбиталях, ms- разных
орбиталях,
разнонаправленные
спины
однонаправленны
По спектрам атома углерода было установлено, что
невозбужденный атом углерода имеет 3-ю схему распределения
электронов по орбиталям, которая отвечает наибольшему значению
суммарного спина атома (+0,5+0,5)= 1
На этом примере подтверждается правило Гунда:
При данном значении l электроны в атоме располагаются так, что
суммарное спиновое число их максимально. Другими словами,
орбитали подуровня заполняться сначала по одному электрону, а
затем – по второму с противоположно направленным спином.
У неона заканчивается заполнение 2p–подуровня, т.е. заполняется
L-энергетический слой. Так заканчивается второй период
элементов.
Теория строения атома позволила по-новому сгруппировать
элементы. Элементы, у которых происходит заполнение s–
подуровня, называться s–элементы. Если заполняется p–
подуровень, то это p–элементы, при заполнении d–подуровня, d–
элемент.
Третий период начинается с s-элементов (натрий и магний). У них
появляется 3 уровень со значением главного квантового числа n=3.
Начиная с алюминия и заканчивая аргоном, происходит заполнение
3p–подуровня
Т.о. 3 период подобно 2-му начинается с 2 s–элементов, за
которыми идут p–элементы.
Структура внешнего электронного слоя соответствующих
элементов второго и третьего периодов оказывается аналогичной.
Т.е. с увеличением заряда ядра электронная структура внешних
электронных слоев атомов периодически повторяются.
Значение теории строении атома.
Теория необходима при изучении периодического закона,
химической связи и свойств молекул, комплексных соединений. На
основе этой теории были разработаны новые соединения, которые
применяются при исследовании обмена веществ в растениях и
живых организмах, а так же в экологических системах.