Электроны распределяются по подуровням, образуя вокруг ядра облака определенной формы, это распределение зависит от количества их энергий, то есть чем ближе электрон к ядру атома, тем меньше его количество энергии.
Электроны стремятся занять положение, соответствующее минимальному значению энергии, и располагаются вокруг ядра согласно принципу Паули. Как известно из предыдущих тем, наибольшее число электронов, которые могут расположиться в каждом электронном слое, определяется по формуле N = 2n 2 . Первый электронный слой или слой К находится на самом близком расстоянии от ядра атома и имеет n=1. В соответствии с этим на этом слое совершают движение N=2-1 2 =2 электрона. На втором электронном слое могут разместиться 8, на третьем - 18, а на четвертом - 32 электрона.
Во внешних электронных слоях всех элементов (кроме элементов 1 периода) находится не более восьми электронов. Внешние электронные слои инертных газов (за исключением гелия) заполнены восемью электронами, поэтому эти газы химически устойчивы.
На внешнем энергетическом уровне элементов основной подгруппы периодической таблицы число электронов равно номеру группы. Число электронов во внешнем слое элементов побочной подгруппы не превышает двух, при переходе от одного элемента ко второму притягиваемые электроны переходят из внешнего слоя во внутренний, так как внешний пополняется ns 2 ·nр 6 электронами, а присоединяющиеся электроны занимают подуровень nd.
Так, атом марганца имеет следующее строение: Мn(+25) 2, 8, 13, 2, а его электронная формула: 1s 2 · 2s 2 · 2p 6 · 3s 2 · 3p 6 · 3d 5 · 4s 2 .
Согласно принципу Паули, в любом атоме не может быть двух электронов с одинаковыми квантовыми числами.
Следовательно, на каждой орбитали атома значение трех квантовых чисел - n, l, m (главного, орбитального и магнитного) может быть одинаковым, однако спиновые квантовые числа (s) различаются, то есть имеются электроны с противоположными спинами .
Пополнение подуровней электронами было выяснено с помощью правила В.М. Клечковского (1900-1972 гг.) согласно которому, электроны заполняют энергетические подуровни в следующем порядке:
Порядок заполнения ячеек (клеточек) энергических уровней электронами подчиняется правилу Хунда. Сначала происходит заполнение ячеек 2р заняты шестью электронами. Следующий электрон, согласно правилу Клечковского, переходит в энергетический подуровень 3s:
19. Правило Клечковского гласит:
Правило n + l предложено в 1936 г. немецким физиком Э. Маделунгом; в 1951 г. было вновь сформулировано В. М. Клечковским.
Электронная оболочка атома - область пространства вероятного местонахождения электронов, характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа n и, как следствие, располагающихся на близких энергетических уровнях. Число электронов в каждой электронной оболочке не превышает определенного максимального значения.
Порядок заполнения электронных оболочек (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числаl) определяется Правилом Хунда.
20.А́томное ядро́ - центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %). Ядро заряжено положительно, заряд ядра определяет химический элемент, к которому относят атом. Размеры ядер различных атомов составляют несколько фемтометров, что более чем в 10 тысяч раз меньше размеров самого атома.
Атомное ядро состоит из нуклонов - положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов, которые связаны между собой при помощи сильного взаимодействия
Количество протонов в ядре называется его зарядовым числом - это число равно порядковому номеру элемента, к которому относится атом, в таблице (Периодической системе элементов) Менделеева. Количество протонов в ядре определяет структуруэлектронной оболочки нейтрального атома и, таким образом, химические свойства соответствующего элемента. Количество нейтронов в ядре называется его изотопическим числом . Ядра с одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов называютсяизотопами. Ядра с одинаковым числом нейтронов, но разным числом протонов - называются изотонами. Термины изотоп и изотон используются также применительно к атомам, содержащим указанные ядра, а также для характеристики нехимических разновидностей одного химического элемента. Полное количество нуклонов в ядре называется его массовым числом () и приблизительно равно средней массе атома, указанной в таблице Менделеева. Нуклиды с одинаковым массовым числом, но разным протон-нейтронным составом принято называть изобарами.
Ядерная реакция - процесс превращения атомных ядер, происходящий при их взаимодействии с элементарными частицами, гамма-квантами и друг с другом. Ядерная реакция – это процесс взаимодействия атомного ядра с другим ядром или элементарной частицей, сопровождающийся изменением состава и структуры ядра и выделением вторичных частиц или γ-квантов. Впервые ядерную реакцию наблюдал Резерфорд в 1919 году, бомбардируя α-частицами ядра атомов азота, она была зафиксирована по появлению вторичных ионизирующих частиц, имеющих пробег в газе больше пробега α-частиц и идентифицированных как протоны. Впоследствии с помощью камеры Вильсона были получены фотографии этого процесса.
По механизму взаимодействия ядерные реакции делятся на два вида:
· реакции с образованием составного ядра, это двухстадийный процесс, протекающий при не очень большой кинетической энергиисталкивающихся частиц (примерно до 10 МэВ).
· прямые ядерные реакции, проходящие за ядерное время, необходимое для того, чтобы частица пересекла ядро. Главным образом такой механизм проявляется при больших энергиях бомбардирующих частиц.
Лишь небольшая часть нуклидов являются стабильными. В большинстве случаев ядерные силы оказываются неспособны обеспечить их постоянную целостность, и ядра рано или поздно распадаются. Это явление получило название радиоактивности.
Радиоактивность
Радиоактивностью называется способность атомного ядра самопроизвольно распадаться с испусканием частиц. Радиоактивный распад характеризуется временем жизни радиоактивного изотопа, типом испускаемых частиц, их энергиями.
Основными видами радиоактивного распада являются:
- α-распад – испускание атомным ядром α-частицы;
- β-распад – испускание атомным ядром электрона и антинейтрино, позитрона и нейтрино, поглощение ядром атомного электрона с испусканием нейтрино;
- γ-распад – испускание атомным ядром γ-квантов;
· спонтанное деление – распад атомного ядра на два осколка сравнимой массы.
21. периодическая система и периодический закон К началу XIX в. было известно около 30 элементов, к середине XIX в.- около 60. По море накопления числа элементов возникла задача их систематизации. Таких попыток до Д.И. Менделеева было не меньше пятидесяти; за основу систематизации принимались: и атомный вес (ныне называемый атомной массой), и химический эквивалент, и валентность. Подходя к классификации химических элементов метафизически, пытаясь систематизировать только известные в то время элементы, ни один из предшественников Д. И. Менделеева не мог открыть всеобщую взаимосвязь элементов, создать единую стройную систему, отражающую закон развития материи. Эта важная, для науки задача была блестяще разрешена в 1869 г. великим русским ученым Д. И. Менделеевым, открывшим периодический закон.
За основу систематизации Менделеевым были взяты: а) атомный вес и б) химическое сходство между элементами. Наиболее ярким, выразителем сходства свойств элементов является их одинаковая высшая валентность. Как атомный вес (атомная масса), так и высшая валентность элемента представляют собой количественные, числовые константы, удобные для систематизации.
Расположив все известный в то время 63 элемента в ряд по возрастанию атомных масс, Менделеев заметил периодическую повторяемость свойств элементов через неодинаковые промежутки. В результате Менделеевым был создан первый вариант периодической системы.
Закономерный характер изменения атомных масс элементов по вертикалям и горизонталям таблицы, а также образовавшиеся в ней пустые мecта позволили Менделееву смело предсказать наличие n природе ряда элементов, еще не известных в то время науке и даже наметить их атомные массы и основные свойства, исходя из предполагаемого положения элементов в таблице. Это можно било сделать лишь на основе системы, объективно отражающей закон развития материи. Сущность периодического закона Д. И. Менделеев сформулировал в 1869 г.: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов (масс) элементов".
Конструкция современной периодической системы в принципе мало отличается от варианта 1871 г. Символы элементов в периодической системе расположены по вертикальным и горизонтальным графам. Это приводит к объединению элементов в группы, подгруппы, периоды. Каждый элемент занимает в таблице определенную клетку. Вертикальные графы – это группы (и подгруппы), горизонтальные – периоды (и ряды).
Ковалентная связь
Связь, возникающая при взаимодействии электронов с образованием обобщенных электронных пар, называется ковалентной.
В случае если взаимодействующие атомы имеют равные значения электроотрицательности, общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, то есть находится на равном расстоянии от обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной . Она имеет место в простых веществах-неметаллах: H22, О22, N22, Cl22, P44, O33.
При взаимодействии атомов, имеющих различные значения электроотрицательности, например водорода и хлора, общая электронная пара оказывается смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью, то есть в сторону хлора.
Атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд, а атом водорода - частичный положительный. Это пример полярной ковалентной связи .
Свойства ковалентной связи
Характерные свойства ковалентной связи - направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость - определяют химические и физические свойства органических соединений.
Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.
Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.
Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.
23. Ионная связь
- химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностьюэлектроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.
Так как ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении, ионная связь от ковалентной отличается ненаправленностью.
Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому они могут притягивать и другие ионы противоположного знака, то есть ионная связь отличается ненасыщенностью.
24. Металлическая связь - химическая связь между атомами в металлическом кристалле, возникающая за счёт обобществления их валентных электронов.
Металлическая связь - связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.
Металлическая связь отличается от ковалентной также и по прочности: ее энергия в 3-4 раза меньше энергии ковалентной связи.
Водородная связь
Атом водорода, соединенный с атомом фтора, кислорода или азота (реже - хлора, серы или других неметаллов), может образовывать еще одну дополнительную связь. Это открытие, сделанное в восьмидесятых годах девятнадцатого столетия, связывают с именами русских химиков М.А. Ильинского и Н.Н. Бекетова. Было установлено, что некоторые водородсодержащие группы атомов часто образуют устойчивую химическую связь с электроотрицательными атомами, входящими в состав другой или той же самой молекулы. Такая химическая связь получила название водородной связи.
Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками - водородная связь).
Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением атома водорода (несущим положительный заряд δ+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд δ−. В большинстве случаев она слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах. В отличие от межмолекулярных взаимодействий водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости, поэтому ее нередко считают одной из разновидностей ковалентной химической связи. Она может быть описана с помощью метода молекулярных орбиталей как трехцентроваядвухэлектронная связь.
Одним из признаков водородной связи может служить расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов. Чаще встречаются несимметричные водородные связи, в которых расстояние Н... В больше, чем А−В. Однако в редких случаях (фтороводород, некоторые карбоновые кислоты) водородная связь является симметричной. Угол между атомами во фрагменте А−Н... В обычно близок к 180 o . Наиболее сильные водородные связи образуются с участием атомов фтора. В симметричном ионе − энергия водородная связи равна 155 кДж/моль и сопоставима с энергией ковалентной связи. Энергия водородная связи между молекулами воды уже заметно меньше (25 кДж/моль).
26. Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции - отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.
Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:
· Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q v (изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q p (изобарный процесс).
· В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.
Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔH r O . В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.
Закон Гесса (1841г.)
Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое.
28. Скорость химической реакции - изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции - величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.
В 1865 году Н. Н. Бекетовым и в 1867 году Гульдбергом и Вааге был сформулирован закон действующих масс: скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам
Для элементарных реакций показатель степени при значении концентрации каждого вещества часто равен его стехиометрическому коэффициенту, для сложных реакций это правило не соблюдается. Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы:
· природа реагирующих веществ,
· наличие катализатора,
· температура (правило Вант-Гоффа, Уравнение Аррениуса),
· давление,
· площадь поверхности реагирующих веществ.
Если мы рассмотрим самую простую химическую реакцию A + B → C, то мы заметим, что мгновенная скорость химической реакции величина непостоянная
29.Закон действия масс. В 1865 г. профессор Н.Н. Бекетов впервые высказал гипотезу о количественной взаимосвязи между массами реагентов и временем течения реакции.Эта гипотеза нашла подтверждение в законе действующих масс, который был установлен в 1867 г. двумя норвежскими химиками К. Гульдбергом и П. Вааге. Современная формулировка закона действующих масс такова:
При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Распределение электронов по энергетическим уровням объясняет металлические, а также неметаллические свойства любых элементов.
Электронная формула
Существует определенное правило, согласно которому и размещаются свободные и спаренные отрицательные частицы на уровнях и подуровнях. Рассмотрим подробнее распределение электронов по энергетическим уровням.На первом энергетическом уровне располагается всего два электрона. Заполнение ими орбитали осуществляется по мере увеличения запаса энергии. Распределению электронов в атоме химического элемента соответствует порядковый номер. У энергетических уровней с минимальным номером максимально выражена сила притяжения валентных электронов к ядру.
Пример составления электронной формулы
Рассмотрим распределение электронов по энергетическим уровням на примере атома углерода. Его порядковый номер 6, следовательно, внутри ядра располагается шесть протонов, имеющих положительный заряд. Учитывая, что углерод является представителем второго периода, для него характерно наличие двух энергетических уровней. На первом располагается два электрона, на втором – четыре.Правило Хунда объясняет расположение в одной ячейке только двух электронов, которые имеют разные спины. На втором энергетическом уровне находится четыре электрона. В итоге распределение электронов в атоме химического элемента имеет следующий вид: 1s22s22p2.
Существуют определенные правила, согласно которым происходит распределение электронов по подуровням и уровням.
Принцип Паули
Этот принцип был сформулирован Паули в 1925 году. Ученый оговорил возможность размещения в атоме только двух электронов, которые имеют одинаковые квантовые числа: n, l, m, s. Отметим, что распределение электронов по энергетическим уровням происходит по мере увеличения запаса свободной энергии.
Правило Клечковского
Заполнение энергетических орбиталей осуществляется согласно возрастанию квантовых чисел n + l и характеризуется увеличением энергетического запаса.Рассмотрим распределение электронов в атоме кальция.
В нормальном состоянии его электронная формула имеет следующий вид:
Са 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
У элементов подобных подгрупп, относящихся к d- и f-элементам, наблюдается «провал» электрона с внешнего подуровня, имеющего меньший запас энергии, на предыдущий d- или f-подуровень. Подобное явление характерно для меди, серебра, платины, золота.
Распределение электронов в атоме предполагает заполнение подуровней неспаренными электронами, которые обладают одинаковыми спинами.
Только после полного заполнения всех свободных орбиталей одиночными электронами, происходит дополнение квантовых ячеек вторыми отрицательными частицами, наделенными противоположными спинами.
Например, в невозбужденном состоянии у азота:
1s2 2s2 2p3.
На свойства веществ оказывает влияние электронная конфигурация валентных электронов. По их количеству можно определить высшую и низшую валентность, химическую активность. Если элемент находится в главной подгруппе таблицы Менделеева, можно по номеру группы составить внешний энергетический уровень, определить его степени окисления. К примеру, у фосфора, который находится в пятой группе (главной подгруппе), содержится пять валентных электронов, следовательно, он способен принимать три электрона либо отдавать пять частиц другому атому.
В качестве исключений из этого правила выступают все представители побочных подгрупп таблицы Менделеева.
Особенности семейств
В зависимости от того, какое строение имеет внешний энергетический уровень, существует подразделение всех нейтральных атомов, входящих в таблицу Менделеева, на четыре семейства:- s-элементы находятся в первой и второй группах (главных подгруппах);p-семейство располагается в III-VIII группах (А подгруппах);d-элементы можно найти в подобных подгруппах с I-VIII группы;f-семейство составляют актиноиды и лантаноиды.
У d-элементов в невозбужденном состоянии есть валентные электроны и на последнем s-, и на предпоследнем d- подуровне.
Заключение
Состояние любого электрона в атоме можно описать с помощью набора основных чисел. В зависимости от особенностей его строения, можно вести речь об определенном запасе энергии. Пользуясь правилом Хунда, Клечковского, Паули для любого элемента, входящего в таблицу Менделеева, можно составить конфигурацию нейтрального атома.Самым небольшим запасом энергии в невозбужденном состоянии обладают электроны, расположенные на первых уровнях. При нагревании нейтрального атома наблюдается переход электронов, что всегда сопровождается изменением количества свободных электронов, приводит к существенному изменению показателя степени окисления элемента, изменению его химической активности.
Тема урока: «Распределение электронов по атомным орбиталям»
Цель: изучить распределение электронов по орбиталям
Развивающая: развитие логического мышления по средствам установления причинно-следственных связей.
Образовательная: изучить такие понятия как: электронное облако, орбиталь, атомная орбиталь, формы существования орбиталей, правила заполнения орбиталей.
Положение элемента в периодической таблице обуславливает его свойства, порядковый номер- показывает заряд ядра атома, номер периода-количества энергетических уровней, номер группы-число электронов на последнем энергетическом уровне.
Электроны распределяются вокруг ядра по энергетическим уровням и движутся по определенным атомным орбиталям.
Атомная орбиталь – это область наиболее вероятного пребывания электрона в электрическом поле ядра атома
Положение элемента в пс определяет тип его орбиталей, различающихся формой, размерами
s-орбиталь
p- орбиталь
d- орбиталь
для элементов первого периода характерна одна эс орбиталь, у элементов 2 периода к эс орбитали добавляется п орбиталь, у элементов 3 периода появляется d
Порядок заполнения уровней и подуровней электронами .
I. Электронные формулы атомов химических элементов составляют в следующем порядке:
· Определяем по номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева общее число электронов в атоме;
· По номеру периода необходимо определить число энергетических уровней;
· Уровни разбиваются на подуровни и орбитали, и заполняются электронами в соответствии Принципом наименьшей энергии
· Для удобства электроны можно распределить по энергетическим уровням, воспользовавшись формулой N=2n2 и с учётом того, что:
1. у элементов главных подгрупп (s-;p-элементы) число электронов на внешнем уровне равно номеру группы.
2. у элементов побочных подгрупп на внешнем уровне обычно два электрона (исключение составляют атомы Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh , у которых на внешнем уровне один электрон, у Pd на внешнем уровне ноль электронов);
3. число электронов на предпоследнем уровне равно общему числу электронов в атоме минус число электронов на всех остальных уровнях.
II. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется :
1.Принципом наименьшей энергии
Шкала энергий :
III. Семейства химических элементов.
Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнего s-элементами . Это первые 2 элемента каждого периода, составляющие главные подгруппы I и II групп.
Элементы, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнего энергетического уровня, называются p-элементами . Это последние 6 элементов каждого периода (за исключением I и VII ), составляющие главные подгруппы III-VIII групп.
Элементы, в которых заполняется d-подуровень второго снаружи уровня, называются d-элементами . Это элементы вставных декад IV, V, VI периодов.
Элементы, в которых заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня, называются f-элементами . К f-элементам относятся лантаноиды и актиноиды.
Первый способ : Электроны легко можно распределить по подуровням исходя из некоторых правил. Во первых нужна цветная таблица. Представим каждый элемент как один новый электрон, Каждый период – это соответствующий уровень, s.p-электроны всегда в своём периоде, d-электроны на уровень ниже (3 d-электроны в гостях в 4-ом периоде), f-электроны на 2 уровня ниже. Просто берём таблицу и читаем исходя из цвета элемента, у s, p- элементов номер уровня соответствует номеру периода, если доходим до d-элемента пишем уровень на один меньше, чем номер периода, в котором этот элемент находится (если элемент в 4-м периоде, следовательно, 3 d). Также поступаем и с f-элементом, только уровень указываем меньше чем номер периода на 2 значения (если элемент в 6-м периоде, следовательно, 4 f).
Второй способ : Нужно отобразить все подуровни в виде одной клеточки, и уровни расположить друг под другом симметрично подуровень под подуровнем. В каждой ячейке написать максимальное количество электронов данного подуровня. И последним этапом нанизать подуровни по диагонали (от верхнего уголка к нижнему) стрелой. Считывать подуровни сверху вниз в сторону кончика стрелы, до количества электронов нужного атома.
Скачать:
Предварительный просмотр:
Мастер класс на тему: «Порядок заполнения электронами энергетических уровней атомов».
Цель занятия: Рассмотреть варианты более быстрой формы записи краткой электронной конфигурации атома.
В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами. У s-элементов валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них валентные электроны расположены на p- и s-подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.
Электронная конфигурация атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположно направленными спинами ↓ . Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется правилом Хунда: в пределах подуровня электроны размещаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.
Для записи электронной конфигурации атома можно применить несколько способов.
Первый способ:
Для выбранного элемента по его местоположению в периодической таблице химических элементов Д.И.Менделеева можно записать матрицу строения электронной оболочки атома, соответствующую данному периоду.
Например , элемент иод: 127 53 I 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f
По таблице, последовательно переходя от элемента к элементу, можно заполнить матрицу в соответствии с порядковым номером элемента и порядком заполнения подуровней:
127 53 I 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 0 5s 2 5p 5 5d 0 5f 0
Но, подуровни заполняются в последовательности s-f-d-p, и при использовании данного способа мы не наблюдаем поочерёдности в заполнении электронных оболочек.
Второй способ:
Можно рассмотреть порядок заполнения уровней и подуровней электронами, используя понятия основного принципа - принципа наименьшего запаса энергии: наиболее устойчиво состояние атома, при котором его электроны имеют наименьшую энергию.
Т.е. основываясь на Запрете Паули, Правилах Хунда и Клечковского
Запрет Паули : в атоме не может быть двух электронов, четыре квантовых числа которых одинаковы (т.е. каждая атомная орбиталь не может быть заполнена более чем двумя электронами, причем с антипараллельными спинами.)
Правило Хунда : электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным, т.е. наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспаренных электронов с одинаковыми спинами.
Правила Клечковского : А) Заполнение электронных слоев электронами начинается с уровней и подуровней, обладающими самыми низкими значениями n и l, и идет в порядке возрастания n+l;
Б) Если для двух орбиталей сумма n+l окажется одинаковой, то в первую очередь электронами заполняется орбиталь с меньшим значением n.
Первый случай не показывает последовательность заполнения подуровней, а второй- требует время для построения таблицы.
Таблица № 2
Порядок заполнения электронами энергетических уровней атомов.
Квантовые числа | Сумма квантовых чисел n + l | Заполняемая орбиталь |
|
При распределении электронов в атоме К в соответствии с правилом Клечковского предпочтение отдается орбитали 4s
Следовательно, для атома калия распределение электронов по орбиталям (электронно-графическая формула) имеет вид
Скандий относится к d-элементам, и его атом характеризуется следующим распределением электронов по орбиталям:
Исходя из правила Клечковского мы видим порядок последовательного заполнения подуровней. Первый случай не показывает последовательность заполнения подуровней, а второй - требует время для построения таблицы. Поэтому я вам предлагаю более приемлемые варианты последовательного заполнения орбиталей.
Первый способ : Электроны легко можно распределить по подуровням исходя из некоторых правил. Во первых нужна цветная таблица. Представим каждый элемент как один новый электрон, Каждый период – это соответствующий уровень, s.p-электроны всегда в своём периоде, d-электроны на уровень ниже (3 d-электроны в гостях в 4-ом периоде), f-электроны на 2 уровня ниже. Просто берём таблицу и читаем исходя из цвета элемента, у s, p- элементов номер уровня соответствует номеру периода, если доходим до d-элемента пишем уровень на один меньше, чем номер периода, в котором этот элемент находится (если элемент в 4-м периоде, следовательно, 3 d). Также поступаем и с f-элементом, только уровень указываем меньше чем номер периода на 2 значения (если элемент в 6-м периоде, следовательно, 4 f).
Второй способ : Нужно отобразить все подуровни в виде одной клеточки, и уровни расположить друг под другом симметрично подуровень под подуровнем. В каждой ячейке написать максимальное количество электронов данного подуровня. И последним этапом нанизать подуровни по диагонали (от верхнего уголка к нижнему) стрелой. Считывать подуровни сверху вниз в сторону кончика стрелы, до количества электронов нужного атома.
Периодическая система элементов Менделеева.
Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева ) - классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра.
Группы
Группа, или семейство, - одна из колонок периодической таблицы. Для групп, как правило, характерны более существенно выраженные периодические тенденции, нежели для периодов или блоков.
В соответствии с международной системой именования группам присваиваются номера от 1 до 18 в направлении слева направо - от щелочных металлов к благородным газам.
Периоды
Период - строка периодической таблицы. В рамках периода элементы демонстрируют определенные закономерности во всех трех названных выше аспектах (атомный радиус, энергия ионизации иэлектроотрицательность), а также в энергии сродства к электрону.
Блоки
Ввиду значимости внешней электронной оболочки атома различные области периодической таблицы иногда описываются как блоки, именуемые в соответствии с тем, на какой оболочке находится последний электрон. S-блок включает первые две группы, то есть щелочные и щелочноземельные металлы, а также водород и гелий; p-блок состоит из последних шести групп (с 13 по 18 согласно стандарту именования ИЮПАК, или с IIIA до VIIIA по американской системе) и включает, помимо других элементов, все металлоиды. D-блок - это группы с 3 по 12 (ИЮПАК), они же - с IIIB до IIB по-американски, в которые входят все переходные металлы. F-блок, выносимый обычно за пределы таблицы, состоит из лантаноидов и актиноидов.
Периодическая система Д. И. Менделеева стала важнейшей вехой в развитии атомно-молекулярного учения. Благодаря ей сложилось современное понятие о химическом элементе, были уточнены представления о простых веществах и соединениях.
Состав и характеристики атомного ядра.
А́томное ядро́ - центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %). Ядро заряжено положительно, заряд ядра определяет химический элемент, к которому относят атом.
Атомное ядро состоит из нуклонов - положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов, которые связаны между собой при помощи сильного взаимодействия.
Атомное ядро, рассматриваемое как класс частиц с определённым числом протонов и нейтронов, принято называть нуклидом .
Количество протонов в ядре называется его зарядовым числом - это число равно порядковому номеру элемента, к которому относится атом, в таблице (Периодической системе элементов) Менделеева. Количество протонов в ядре определяет структуру электронной оболочки нейтрального атома и, таким образом, химические свойства соответствующего элемента. Количество нейтронов в ядре называется его изотопическим числом . Ядра с одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов называются изотопами. Ядра с одинаковым числом нейтронов, но разным числом протонов - называются изотонами.
Полное количество нуклонов в ядре называется его массовым числом () и приблизительно равно средней массе атома, указанной в таблице Менделеева. Нуклиды с одинаковым массовым числом, но разным протон-нейтронным составом принято называть изобарами.
Масса
Из-за разницы в числе нейтронов изотопы элемента имеют разную массу , которая является важной характеристикой ядра. В ядерной физике массу ядер принято измерять в атомных единицах массы (а. е. м. ), за одну а. е. м. принимают 1/12 часть массы нуклида 12 C [сн 2] . Следует отметить, что стандартная масса, которая обычно приводится для нуклида - это масса нейтрального атома. Для определения массы ядра нужно из массы атома вычесть сумму масс всех электронов(более точное значение получится, если учесть ещё и энергию связи электронов с ядром).
Кроме того, в ядерной физике часто используется энергетический эквивалент массы. Согласно соотношению Эйнштейна, каждому значению массы соответствует полная энергия:
Где - скорость света в вакууме.
Соотношение между а. е. м. и её энергетическим эквивалентом в джоулях:
а так как 1 электронвольт = 1,602176·10 −19 Дж, то энергетический эквивалент а. е. м. в МэВ равен
Радиус
Анализ распада тяжёлых ядер уточнил оценку Резерфорда [сн 3] и связал радиус ядра с массовым числом простым соотношением:
где - константа.
Так как радиус ядра не является чисто геометрической характеристикой и связан прежде всего с радиусом действия ядерных сил, то значение зависит от процесса, при анализе которого получено значение , усреднённое значение м, таким образом радиус ядра в метрах
Заряд
Число протонов в ядре определяет непосредственно его электрический заряд, у изотопов одинаковое количество протонов, но разное количество нейтронов. .
Впервые заряды атомных ядер определил Генри Мозли в 1913 году. Свои экспериментальные наблюдения учёный интерпретировал зависимостью длины волны рентгеновского излучения от некоторой константы , изменяющейся на единицу от элемента к элементу и равной единице для водорода:
, где
И - постоянные.
Энергия связи ядер.
Энергия связи ядра равна минимальной энергии, которую необходимо затратить для полного расщепления ядра на отдельные частицы. Из закона сохранения энергии следует, что энергия связи равна той энергии, которая выделяется при образовании ядра из отдельных частиц.
Энергию связи любого ядра можно определить с помощью точного измерения его массы. В настоящее время физики научились измерять массы частиц – электронов, протонов, нейтронов, ядер и др. – с очень высокой точностью. Эти измерения показывают, что масса любого ядра M я всегда меньше суммы масс входящих в его состав протонов и нейтронов :
Эта энергия выделяется при образовании ядра в виде излучения γ-квантов.
Ядерные силы.
Ядерные силы являются короткодействующими силами. Они проявляются лишь на весьма малых расстояниях между нуклонами в ядре порядка 10 –15 м. Длина (1,5 – 2,2)·10 –15 м называется радиусом действия ядерных сил.
Ядерные силы обнаруживают зарядовую независимость : притяжение между двумя нуклонами одинаково независимо от зарядового состояния нуклонов – протонного или нейтронного. Зарядовая независимость ядерных сил видна из сравнения энергий связи зеркальных ядер . Так называются ядра , в которых одинаково общее число нуклонов , но число протонов в одном равно числу нейтронов другом .
Ядерные силы обладают свойством насыщения , которое проявляется в том , что нуклон в ядре взаимодействует лишь с ограниченным числом ближайших к нему соседних нуклонов . Именно поэтому наблюдается линейная зависимость энергий связи ядер от их массовых чисел A . Практически полное насыщение ядерных сил достигается у α-частицы, которая является очень устойчивым образованием.
Ядерные силы зависят от ориентации спинов взаимодействующих нуклонов . Это подтверждается различным характером рассеяния нейтронов молекулами орто- и параводорода. В молекуле ортоводорода спины обоих протонов параллельны друг другу, а в молекуле параводорода они антипараллельны. Опыты показали, что рассеяние нейтронов на параводороде в 30 раз превышает рассеяние на ортоводороде. Ядерные силы не являются центральными.
Итак, перечислим общие свойства ядерных сил :
· малый радиус действия ядерных сил (R ~ 1 Фм);
· большая величина ядерного потенциала U ~ 50 МэВ;
· зависимость ядерных сил от спинов взаимодействующих частиц;
· тензорный характер взаимодействия нуклонов;
· ядерные силы зависят от взаимной ориентации спинового и орбитального моментов нуклона (спин-орбитальные силы);
· ядерное взаимодействие обладает свойством насыщения;
· зарядовая независимость ядерных сил;
· обменный характер ядерного взаимодействия;
· притяжение между нуклонами на больших расстояниях (r > 1 Фм), сменяется отталкиванием на малых (r < 0,5 Фм).