Периодический закон и строение атома

Лекция

Химия – это наука о веществах и законах их превращений.

Объектом изучения химии являются химические элементы и их соединения. Химическим элементом (Х,Э.) называется вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Атом – наименьшая частица Х.Э., сохраняющая все его химические свойства.

« Атом» - в переводе с древнегреческого – «неделимый». т.е. мельчайшая частица (вещества), каковым он и считался вплоть до конца ХIX века, до открытия элементарных частиц, явления радиоактивности, фотоэффекта и др.

Фундаментальным законом природы и теоретической базой химии является периодический закон (П.З.), открытый в 1869 году Д.И.Менделеевым: "Свойства Х.Э. и их простых соединений находятся в периодической зависимости от их атомных масс". Теоретическую интерпретацию П.З. получил позднее после множества открытий, подтверждающих сложное строение атома, а также после создания теории относительности и квантовой механики.

Основой современной теории строения атома являются законы и положения квантовой механики - раздела физики, изучающего движение микрообъектов - электронов, протонов и др. элементарных частиц, обладающих ничтожной массой.

Основоположником квантовой механики считается М.Планк, который в 1900 г. высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию не непрерывно, а дискретно, т.е. порциями, или "квантами ". А энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (колебания) движущегося тела n:

Е = h n:

Эта гипотеза получила название Постулата Планка.

Атом - электронейтральная микросистема, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Ядро атома. Наличие в центре атома положительно заряженного ядра малого размера было установлено Э.Резерфордом (Англия). Им же была предложена планетарная модель атома: согласно которой: В атоме отрицательно заряженные электроны вращаются вокруг тяжелого положительно заряженного ядра, подобно тому, как планеты вращаются вокруг Солнца.

Согласно современным представлениям, основные составляющие ядер атомов - элементарные частицы протоны и нейтроны.

Протон - "р" - частица с массой покоя 1,673х10^{-27 кг (1,007276 а.е.м.) и зарядом 1,602х10-19}Кл (относительный - +1);

Нейтрон - "n" - частица с массой покоя 1,675х10^{-27 кг (1,00865 а.е.м.) и зарядом 0; Линейные размеры атома лежат в пределах 10-8 см, ядра - 10-12}см.

Масса атома сосредоточена в ядре, размер которого чрезвычайно мал по отношению к размерам всего атома.

Масса атома характеризуется атомным числом А, равным сумме чисел протонов (заряду ядра Z) и нейтронов N: А = Z + N.

Главной характеристикой атома является заряд ядра Z. Он определяет число электронов, находящихся вокруг ядра, т.е. принадлежность атома к данному химическому элементу (Х.Э.), и соответствует атомному, или порядковому номеру элемента в П.С.Э. Менделеева (^АЭ).

Атомы с одинаковыми Z, но различными А и N называются изотопами. Относительная атомная масса является средней величиной массовых чисел его природных изотопов с учетом их распространенности. Поэтому относительные атомные массы Х.Э. в П.С.Э. выражены не целыми числами. Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определенные соотношения чисел -протонов и нейтронов. При нарушении устойчивого протонно-нейтронного соотношения ядро, а вместе с ним и атом становятся радиоактивными. Радиоактивностью называется самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц, а также квантов жесткого электромагнитного излучения.

В ходе химических процессов ядра атомов химических элементов не претерпевают изменений, в отличие от их электронных оболочек.

Электронная оболочка атома. Строение электронной оболочки атома (или иона) определяет его химические свойства. В химических процессах электронные оболочки атомов могут претерпевать существенные изменения. Электроны внешних электронных оболочек могут участвовать в химических реакциях (ОВР). Поэтому для химика в строении атома особенно важно знать закономерности строения именно электронной оболочки, а также природу и свойства электрона.

Электрон - "е"- элементарная частица с массой (покоя 9,109^{-31 кг) 0,000549 а.е.м. и относительным зарядом -1 (1,602х10-19}Кл).

В 1910 г. датский физик Н.Бор, используя модель атома Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения простейшего атома - атома водорода.

Основные положения модели Н.Бора:

1. Электрон в атоме движется не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых он обладает определенными энергиями.

2. В обычном, т.н."нормальном", или спокойном состоянии при движении по "нормальным" орбитам электрон не испускает и не поглощает квантов энергии.

3. При поглощении атомом квантов энергии извне электрон может перейти на другую более удаленную от ядра дозволенную орбиту. Такое состояние электрона иатома называется возбужденным. Оно нестабильно. Электрон возвращается на "нормальную" орбиту, испуская при этом квант света, что можно обнаружить экспериментально методами спектрального анализа в виде серий атомного спектра, измерить длину волны l, рассчитать n = с/l и Е.

Каждая дозволенная орбита имеет номер n (1,2,3,4...), который в последствии получил название главного квантового числа. Бор вычислил радиусы дозволенных орбит: при n=1

r₁= 5,29х10^-13м, радиус любой другой орбиты равен:

r_n = n²(5,29х 10^-13), м

Энергия электрона также зависит от главного квантового числа n:

Е_n = - 13,6(1/n²), эВ

Отрицательный знак энергии означает устойчивость системы, которая тем выше, чем ниже (отрицательнее) энергия. Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите, при n=1. Такое состояние называется основным в отличие от возбужденного.

Теория Бора позволила рассчитать энергию электронов, значения квантов энергии, испускаемых электроном. Теория Бора получила экспериментальное подтверждение. Но она оказалась неприменимой для многоэлектронных атомов. Их строение объясняет квантовая теория.

Согласно квантово-механическим представлениям электрон, как и всякий движущийся микрообъект имеет двойственную природу, одновременно являясь частицей ("корпускулой") и волной. (Математически это выражается уравнением де Бройля:

l = h/ mv,

В уравнении h - постоянная Планка, равная 6,626 х 10^-34 Дж с (квант энергии, наименьшее количество энергии); mv - импульс частицы).

Принципа неопределенности (Гейзенберга): Микрочастица (так же, как и волна) не имеет одновременно точных значений координат и импульса. Это проявляется в том, что чем точнее определяются координаты частицы, тем неопределеннее ее импульс (скорость). Поэтому для описания движения микрочастиц используется вероятностный подход. Т.о. можно говорить не о точных местонахождении электрона и скорости его движения, а о вероятности его нахождения в какой либо области околоядерного

пространства атома.

Состояние (в квантовой механике - это синоним слова "движение")электрона в атоме описывается с помощью квантово-механической модели - электронного облака, плотность соответствующих участков которого пропорциональна вероятности нахождения там электрона. Так как такая вероятность существует теоретически везде, электронное облако не имеет определенных четких границ.

Наиболее плотная часть электронного облака, где вероятность нахождения электрона ≥ 95% называется орбиталью. Понятие орбиталь существенно отличается от понятия орбита, которая в теории Бора означала путь электрона вокруг ядра, своим вероятностным характером. Орбиталь ограничена в трехмерном пространстве поверхностями той или иной формы.

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное - n; орбитальное (побочное) - l; магнитное - m и спиновое - s.

Главное квантовое число n определяет основной запас энергии электрона, степень его удаленности от ядра, а следовательно - размеры орбитали. n принимает значения 1,2,3,4,5,....

Совокупность состояний электрона, имеющиходинаковое значение n, называется электронным слоем, или электронной оболочкой, или энергетическим уровнем. Уровни обозначаются цифрами - 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7... или соответствующими буквами - K, L, M, N, O, P, Q (К - n =1; L - n =2 и т.д.)

n=1 соответствует наименьшее значение энергии электрона и наименьшее расстояние его от ядра. Остальным состояниям с n >1 отвечают более высокие значения энергий. Электроны, находящиеся на более удаленных от ядра энергетических уровнях, менее прочно связаны с ядром. Чем больше n, тем выше энергия. Переходы электронов с более высоких уровней на более низкие сопровождаются выделением квантов энергии. Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки (уровни) расщеплены на подоболочки (подуровни). Другими словами, электронная оболочка (энергетический уровень) объединяет подуровни (подоболочки) с близкими значениями энергий. Поэтому орбитальное квантовое число l также характеризует энергию электрона. Оно принимает ряд целочисленных значений от 0 до (n- 1).

Теоретически n и l могут принимать бесконечное число согласно значений (n = 1, 2, 3.....до бескон.; l = 0, 1, 2....до (беск.-1). Но согласно данным спектрального анализа, для атомов реальных Х.Э. n и l имеют ограниченное число значений, а именно: n = 1, 2......7; l = 0, 1, 2, 3.

Подоболочки также обозначаются буквами:

Подоболочка (подуровень)s p d f

Орбитальное квантовое число, l 0 1 2 3

Формы орбиталей (и соответственно, электронных облаков) для различных значений l:

s сфера (шар)

p "гантель"

d сдвоенная "гантель

f утроенная"гантель"

Таким образом, энергетический подуровень - это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l. Такое состояние электрона, соответствующее определенным значениям n

и l, записывается в виде сочетания цифрового обозначения n ибуквенного - l, например, 3р (n = 3 и l = 1); 5f (n = 5 и l = 3).

Электроны с орбитальным квантовым числом l =0 называются s -электронами, с l =1 - р-электронами, соответственно, с l = 2 - d- электронами l = 3 - f -электронами. В одной и той же оболочке (уровне) энергия подоболочек (подуровней) возрастает в ряду: Е_s < E_p < E_d < E_f.

На К-оболочке (уровне с n=1), согласно теории, l может принимать только одно значение - l = 0.

На L-оболочке (уровне с n=2) l _max- 2-1= 1, следовательно есть два подуровня (подоболочки): l =0 - s-подуровень и l =1 - р-подуровень. На М-уровне (n=3), l = 0, 1,2. (l_max = 3-1=2), т.е. существует 3

подуровня - s, p, d. Соответственно на N-уровне при n=4 l = 0, 1, 2, 3, т.е. существует 4 подуровня: s,p,d,f.

Магнитное квантовое число m_l характеризует ориентацию орбитали в пространстве. В отсутствии внешнего (электро)магнитного поля все орбитали одного подуровня имеют одинаковое значение энергии. Под действием внешнего магнитного поля происходит расщепление энергии подоболочек. При этом s-подоболочка (l =0) не расщепляется, на ней существует только одна s-орбиталь; р-подоболочка (l= 1) расщепляется на 3 подоболочки;; d-подоболочка (l =2) расщепляется на 5 подоболочек; f-подоболочка расщепляется 7 подоболочек. Для расщепленных подоболочек магнитное квантовое число m_l принимает значения от -l до +l, включая 0, т.е. для каждого l всего 2l+1 значение m_l. Например, для f-подуровня (l=3) m_l принимает значения: -3; -2; -1; 0; +1;+2; +3 - всего 7 значений (2l+1= 2х3 +1 =7)

Т.о. в данной подоболочке (f- подоболочке) существует 7 орбиталей; соответственно - на s-подоболочке 1 орбиталь (m_l = 0); на р-подоболочке 3 орбитали (m_l - 1;0;+1); на d- подоболочке - 5 орбиталей (m_l=- 2;-1;0;+1;+2 ).

Все орбитали,принадлежащие одному подуровню, имеют одинаковую энергию и называются вырожденными.

Общее число орбиталей, из которых состоит любой энергетический уровень (слой), равно n² (а число орбиталей на любом подуровне - 2 l +1).

Атомная орбиталь (АО). Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел n, l, m_l т.е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, и называется атомной орбиталью (АО). Условно атомную орбиталь (АО) обозначают в виде клетки - . Соответственно, для s-подоболочки - 1, для р- подоболочки 3 -  и т.д. Каждой  соответствует свое значение m_l, например..........

Спиновое квантовое число. Изучение атомных спектров показало, что 3-х квантовых чисел недостаточно для описания свойств электронов. Каждый электрон характеризуется также собственным механическим моментом движения, который получил название спина. Спиновое квантовое число m_s имеет только 2 значения - +1/2 и -1/2. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками - ­¯. Т.о., состояние электрона в атоме полностью характеризуется 4-мя квантовыми числами.