Строение атома: ядро, электронная оболочка. Валентные возможности атома

План ответа:

1. Строение атома модель Резерфорда и Бора.
2. Электронные оболочки.
3. Валентные возможности.

Первым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью (А.Беккерель 1896г.). Последовавшее за этим установление природы α,β,γ – лучей, образующихся при радиоактивном распаде (Э.Резерфорд, 1899-1903 гг.); открытие ядер атомов (Э.Резерфорд, 1909-1911 гг.), определение заряда электрона (Р.Милликен, 1909г.) позволили Э.Резерфорду в 1911г. предложить одну из первых моделей строения атома.

1. Модель Резерфорда.

Суть планетарной модели строения атома можно свести к следующим утверждениям: в центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожное пространство внутри атома;

 весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточена в его ядре;

 вокруг ядра вращаются электроны, их число равно положительному заряду ядра.

Данную модель позднее доработал датский физик Н.Бор. Он не отрицал полностью предыдущие представления о строении атома как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца.

Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определённым (стационарным) орбитам; при движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергию.

Атом. Центральная часть атома, состоящая из протонов и нейтронов. Число протонов определяет заряд ядра. В ядре сосредоточена почти вся масса. Протон – элементарная частица, заряд который принят равным +1, а масса равна атомной единице массы (а.е.м.). Нейтрон – элементарная частица, не имеющая заряда ядра, масса которого равна массе протона (а.е.м.).

Электрон. Элементарная частица, заряд которой принят равным -1.

Спин электрона. Свойство электрона, обусловленное движением электрона вокруг своей оси. Имеет только два значения.

2. Заполнение электронных уровней и подуровней.

Атомная орбиталь. Характеризуется состоянием электрона в атоме. Атомные орбитали различаются энергией, формой, размером (s,p,d,f).

       Энергетический уровень. Это совокупность атомных орбиталей, близких по энергии и размерам.

Энергетический подуровень. Это совокупность одинаковых по форме атомных орбиталей (s,p,d,f) одного энергетического уровня.

 

Заполнение. Заполнение происходит последовательно 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶. При изменении энергии атома (возбуждённое состояние атома) возможен провал электрона, т.е. переход его на свободную орбиталь того же уровня.

Например, углерод имеет 6 электронов. В основном состоянии его электронная формула  С 1s² 2s² 2p², а в возбуждённом С* 1s² 2s¹ 2p³, произошёл перескок электрона с 2s подуровня на 2p. Отсюда углерод имеет следующие валентные возможности в основном состоянии (II) валентен (СО), а в возбуждённом (IV) валентен (СО₂).

       В четвёртом периоде происходит перескок электронов на более энергетически выгодный уровень, поэтому у К и Са заполняется не 3d, а 4s.

 

Виды химической связи ионная, металлическая, ковалентная (полярная неполярная); простые и кратные связи в органических соединениях.

План ответа:

1. Определение химической связи.
2. Виды ковалентной связи.
3. Ионная связь.
4. Водородная связь.
5. Металлическая связь.
6. Простые и кратные связи.

 

Химическая связь - это совокупность сил, обуславливающих взаимодействие атомов друг с другом в химических соединениях.

Виды химической связи:

Ковалентная связь - это связь между атомами при помощи общих связывающих электронных пар. При образовании ковалентной связи происходит перекрывание атомных орбиталей.

1. Неполярная ковалентная связь - это связь между одинаковыми атомами, которые не отличаются электроотрицательностью. Электронная пара находится симметрично относительно атомов, между которыми реализуется связь.

Например: простые вещества Н:Н F:F

1. Полярная ковалентная связь - это связь между атомами, которые отличаются электроотрицательностью. В этом случае общая электронная пара смещается к более электроотрицательному атому.

Например: некоторые оксиды и кислоты Н^δ+:Сl^δ-  

                                                                       Н^δ+:О:^δ- Н^δ+

1. Донорно-акцепторная связь - это разновидность ковалентной связи. Осуществляется за счёт свободной электронной пары донора и свободной орбитали акцептора.

Например, в ионе аммония (NH₄⁺) азот даёт неподелённую пару электронов и является донором, а протон водорода принимает эту пару на свободную орбиталь и играет роль акцептора.

Ионная связь - это связь между ионами за счёт сил электростатического притяжения. Образуется при высокой разности электроотрицательности элементов, происходит полный перенос электрона с одного атома на другой.

Например: Соли и основания (щёлочи) Na⁺:Cl^-

Металлическая связь - особый тип химической связи в кристаллах металлов между атомами или катионами металлов благодаря наличию относительно свободных электронов - электронного газа.

Водородная связь - атом водорода способен соединяться одновременно с двумя другими атомами (входящими в состав разных молекул или внутри одной молекулы).

Простые и кратные связи.

Кратность ковалентной связи - это число, показывающее, сколько электронных пар связывают между собой два атома.

а) Одинарная σ-связь (сигма-связь) осуществляется за счёт одной пары электронов.

С:Н (С-Н)

б) Двойная σ-связь и π-связь (пи-связь) осуществляется за счёт двух пар электронов. С::С (С=С)

в) Тройная две σ-связи и одна π-связь осуществляется за счёт трёх пар электронов.

С ≡ С