План лекц.. Строение вещества. I. Строение атома

• Название: Строение вещества. I. Строение атома
• Анкор: План лекц..doc
• Дата: 11.01.2018
• Размер: 14.08 Mb.
• Имя файла: План лекц..doc
• Тип: Документы; #13867
• страница: 2 из 17

В данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния (АО) таким образом, чтобы суммарный спин их был максимальным, т.е. электроны заполняют АО (квантовые ячейки) сначала по одному электрону с m_S = +1/2, затем – по второму, с m_S = –1/2.

При любом ином размещении электронов в подуровне атом находится в возбужденном, неустойчивом состоянии с более высокой энергией.

Суммарный спин электронов в подуровнеопределяют какS(n_е-) = ½ ^.n_е-, где n_е-– число электронов в подуровне, S - спин электрона, равный 1/2.

Электронные конфигурации атомов (ионов)

Указанные принципы и правила являются выражением квантово-механических законов и позволяют построить электронные оболочки атомов элементов или ионов, т.е. их электронные конфигурации – распределение электронов по квантовым уровням, подуровням и атомным орбиталям.

Существуют следующие виды электронных конфигураций атомных структур, условно отражающих их электронное строение:

а) электронные схемы, когда в центре изображают ядро в виде круга с атомным номером (т.е. зарядом ядра, числом электронов) и справа – дугами – квантовые уровни п= 1, 2, 3, 4 и т.д.; под каждой дугой пишут число электронов на данном уровне;

б) электронные формулы - строчной записью энергетической последовательности квантовых уровней и подуровней, используя символы подуровней, перед которыми ставят число номера уровня, а в виде показателей степеней у символов указывают числа электронов в каждом подуровне.

При этом сумма показателей степеней должна быть равна общему числу электронов в атоме, т.е. порядковому номеру элемента;

в) электронно-графические формулы - схемы, представляющие, в соответствии с электронной формулой, энергетическую последовательность квантовых уровней и подуровней, а также атомные орбитали с помощью квантовых ячеек, каждая из которых графически, условно, изображаетоднуАО на подуровне– квадратиком, кружком или чертой.

Электрон в квантовой ячейке изображают стрелкой, направление вверх которой условно принято за положительное значение спинового квантового числа m_s (+1/2), вниз – за отрицательное (–1/2). По принципу Паули в каждой АО (квантовой ячейке) могут находиться или один, неспаренный, электрон или пара электронов с противоположными (антипараллельными) спинами.

Пример: запишем электронную конфигурацию атома кремния в основном (невозбужденном) состоянии в виде электронной формулы (б):

¹⁴Si (n=3, IVA –группа): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p².

Учитывая, что р-электроны имеют три, 2l+1, состояния (m_l = +l,0 = +1,0,-1 для соответственно р_x,р_y и р_z), а d- электроны – пять квантовых состояний (m_l= +2, +1, 0, -1, -2, для d_xy , d_xz , d_yz , d_z²и d_{x2 – y2}), электронные формулы можно записывать более подробно, например, для атома кремния:

¹⁴Si (n=3, IVA –группа): 1s² 2s² 2p_x² 2p_y² 2p_z² 3s² 3p_x¹ 3p_y¹.

Химические свойства элемента, по современной теории строения вещества, определяются прежде всего электронной конфигурацией валентных - внешних квантовых уровней, подуровней и орбиталей, поэтому часто записывают сокращенную электронную формулу, показывающую строение именно валентных слоев электронов, а внутренние, завершенные слои заменяют символом ближайшего благородного газа с указанием его порядкового номера (общего числа электронов в атоме) и номера периода, в котором находится.

Валентные электроны:

у s- и р-элементов находятся на одном энергетическом уровне – внешнем п-уровне атома;

у d–элементов - на двух, внешнем (п) и предвнешнем (п – 1), квантовых уровнях;

у f–элементов - на трех уровнях: внешнем (п), предвнешнем (п – 1) и предпредвнешнем (п - 2).

Пример: Запишем сокращенную электронную формулу для атома р-элемента – кремния: ¹⁴Si (n=3, IVA– группа): [¹⁰Ne, n=2] 3s² 3p² .

Недостатком электронных формул является использование только двух квантовых чисел: п и l.

Электронно-графические формулы более полно описывают состояние электронов в атомах, с помощью 4-х квантовых чисел.

Периодический Закон химических элементов Д.И.Менделеева

– один из важнейших законов природы, который в современной трактовке имеет следующую формулировку: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов (или порядковых номеров).

Периодический Закон позволяет уточнить понятие «химический элемент»: это совокупность атомов с одинаковым (положительным) зарядом ядра.

Периодическая Система элементов – это естественная классификация химических элементов на основе Периодического Закона, строго упорядоченное множество химичес-ких элементов, их систематизация.

Периодическая Система отражает закономерное изменение химических и ряда физических свойств элементов. Основные особенности химического поведения элементов определяются зарядом ядер и строением электронных оболочек внешних энергетических уровней их атомов.

Химические соединения элементов, сходные по химическому составу и электронной струк-туре, т.е. имеющие аналогичные молекулярные и электронные формулы, называют однотипными соединениями.

Они различаются лишь одним химическим элементом, причем эти элементы принадлежат к одной группе или подгруппеПериодической системы и находятся в этих соединениях в одинаковом валентном состоянии.

К ним относятся бинарные и более сложные соединения разных классов: оксиды, гидроксиды, гидриды и другие.

Например, однотипными оксидами являются СО₂,SiO₂, GeO₂.

В соответствии с Периодическим Законом химические и физические свойства таких соединений периодически изменяются в зависимости от заряда ядра.

Существует понятие и однотипных химических реакций. Это такие реакции, в которых участвуют однотипные соединения, находящиеся в одинаковых агрегатных состояниях, причем стехиометрические коэффициенты при формулах соответствующих веществ равны.
Периодическая Таблица элементов Д.И.Ме-нделеева – это табличная форма выражения Периодической Системы.

Известно более 500 графических форм Периодической системы элементов, из которых около 100 – «геометрические» (треугольные, цилиндрические, пространственные и плоскостные фигуры, кривые и т.п.) и более 400 – табличные. Однако общее признание и использование получили всего три табличных варианта, близких по форме к предложенным самим Д.И.Менделеевым: длинно-, полудлинно- и короткопериодная.

Наиболее распространена привычная для нас короткопериодная таблица, представляющая собой сочетание 10 горизонтальных рядов (7 периодов, из которых 3 первых называют малыми, с 4 по 7 – большими) и 8 вертикальных столбцов элементов – групп, каждая из которых разделена на две подгруппы.

В каждом периоде располагаются элементы с одинаковым для электронов внешнего энергетического уровня главным квантовым числом (п), т.е. с одинаковым числом энергетических уровней в атомах этих элементов.

Номер периода равен числу энергетических (квантовых) уровней в атоме.

Группы отражают последовательность заполнения электронами АО подуровней и состоят из элементов с одинаковым числом валентных электронов, определяющих высшую валентность элемента (как его способность образовывать наибольшее число химических связей), и отсюда - высшую положительную степень окисления атома при образовании химических соединений.

Именно поэтому Д.И.Менделеев в группы (и особенно в подгруппы) выделил химические элементы, имеющие сходные химические свойства.

В главной подгруппе (А) валентные электроны атомов - внешние s– или р– электроны находятся на одном, внешнем, энергетическом уровне; у атомов элементов побочных (Б) подгрупп валентные электроны располагаются на двух или трех энергетических уровнях: у d–элементов – на внешнем п и предвнешнем (п – 1), т.е. их число равно сумме внешних s– и предвнешних d– электронов); у f–элементов – на внешнем, предвнешнем и предпредвнешнем (п - 2), и число их валентных электронов равносумме внешних s-, предвнешних s–, p–, d– и предпредвнешних s–, p–, d–, f– электронов).

Элементы одной и той же подгруппы, имеющие сходные окончания электронных формул с распределением валентных электронов, называют электронными аналогами. Таковыми являются, например, элементы IIIA- подгруппы Al, Ga и In. Они изоэлектронны. Изоэлектронными друг другу (но не электронными аналогами!) могут быть также ионы и атомы элементов разных групп, например: Al³⁺, Si⁴⁺ и Ne.

Идентичность электронного строения атомов элементов подгрупп определяет сходство не только их химических, но и физических свойств.

Строго говоря, свойства химического элемента объединяют все без исключения его характеристики в состоянии свободных атомов или ионов, гидратированных или сольватированных, простого вещества, а также формы и свойства образуемых им многочисленных сложных соединений, хотя обычно под свойствами элемента подразумевают свойства его свободных атомов и простого вещества. Большинство этих свойств проявляет явную периодическую зависимость от порядкового номера элемента.

Важнейшие среди физических и химических свойств, особо значимые при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений, это: размеры атомов и ионов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления.

Радиус атома (иона) как принятый показатель размера атома или иона – наиболее важное физическое свойство атома (иона), влияющее на его химические свойства. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются ядром внешние валентные электроны и тем легче вступают во взаимодействие, и, наоборот, с уменьшением радиуса атома притяжение электронов к ядру усиливается, и их отрыв требует больше энергии. Истинные размеры изолированных атомов или ионов – абсолютные радиусы – непосредственно измерить невозможно, т.к. атомы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому на практике используют так называеиые эффективные размеры – радиусы атомов или ионов в соединениях, определяемые экспериментально, в основном спектроскопическими и дифракционными физическими методами. Обычно измеряют межъядерные расстояния либо в молекулах газовой фазы, либо в кристаллах, из значений которых вычисляют радиусы связанных атомов, атомные или ионные, разделяя каждое межъядерное расстояние на две части и считая одну из них радиусом атома (иона) первого из двух связанных, а другую – радиусом второго атома (иона). При таком разделении учитывают степени окисления атомов, природу химической связи между атомами, ионами или молекулами вещества, характер координации частиц и др. факторы. Получаемый таким способом радиус, в зависимости от типа химической связи или кристаллической решетки, называют ковалентным (равен половине расстояния между ядрами двух одинаковых атомов, связанных ординарной ковалентной сигма-связью), металлическим (в металлах и сплавах), ионным (между ядрами ионов) или ван-дер-ваальсовым (между не взаимодействующими химически, но связанными невалентными межмолекулярными силами, ассоциированными атомами или молекулами, например, атомами аргона в твердом аргоне или молекулами твердого азота), который можно приближенно считать радиусом свободного атома. В квантово-механических расчетах используют орбитальный радиус атомаr, который считают лучшим описанием эффективных размеров атома – это теоретически рассчитанное положение (расстояние от ядра) главного максимума зарядовой плотности - энергии его внешних электронов или иначе - расстояние от ядра атома до наиболее удаленной точки поверхности, описывающей атомную орбиталь: r = r_Бn², гдеr_Б– коэффициент пропорциональности, радиус Бора (53 пм), n – главное квантовое число, номер уровня энергии.

В периодах атомные радиусы изменяются периодически от максимальных для щелочных металлов до минимальных у благородных газов. Уменьшение значений радиусов при переходе от щелочного металла к ближайшему по периоду благородному газу имеет, за исключением ряда Li – Ne (2 период), немонотонный характер, особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов, d-металлов и f- лантаноидов или актиноидов. В больших периодах в семействах d- и f- элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполняются электронами орбитали пред-внешних и пред-предвнешних - уплотняющих слоев.

В подгруппах, с ростом номера периода (числа электронных слоев), радиусы атомов элементов и однотипных ионов в общем увеличиваются, за некоторыми исключениями: r(Ga)
Энергия (потенциал, энтальпия) ионизации (I) – минимальная энергия, которую необходимо затратить для отрыва и удаления электрона от свободного атома, иона или молекулы, находящихся в газовой фазе в устойчивом, низшем энергетическом состоянии.

Простейшей химической реакцией, характеризующей свойства свободных атомов, является процесс отрыва электронов от невозбужденного атома:

Э(г) = Э⁺(г) + е^-.