атом- найменша частка речовини, неподільна хімічним шляхом. У XX столітті було з'ясовано складну будову атома. Атоми складаються із позитивно зарядженого ядрата оболонки, утвореної негативно зарядженими електронами. Загальний заряд вільного атома дорівнює нулю, оскільки заряди ядра і електронної оболонкиврівноважують один одного. При цьому величина заряду ядра дорівнює номеру елемента в періодичній таблиці ( атомному номеру) і дорівнює загальній кількості електронів (заряд електрона дорівнює −1).
Атомне ядро складається з позитивно заряджених протонівта нейтральних частинок - нейтронів, які не мають заряду. Узагальнені характеристики елементарних частинок у складі атома можна подати у вигляді таблиці:
Число протонів дорівнює заряду ядра, отже, дорівнює атомному номеру. Щоб знайти число нейтронів в атомі, потрібно від атомної маси (що складається з мас протонів і нейтронів) відібрати заряд ядра (число протонів).
Наприклад, в атомі натрію 23 Na число протонів p = 11, а число нейтронів n = 23 − 11 = 12
Число нейтронів в атомах одного і того ж елемента може бути різним. Такі атоми називають ізотопами .
Електронна оболонка атома також має складну будову. Електрони розміщуються на енергетичних рівнях (електронних шарах).
Номер рівня характеризує енергію електрона. Пов'язано це з тим, що елементарні частинки можуть передавати і приймати енергію як завгодно малими величинами, а певними порціями - квантами. Чим вищий рівень, тим більшу енергію має електрон. Оскільки чим нижче енергія системи, тим вона стійкіша (порівняйте низьку стійкість каменю на вершині гори, що має велику потенційну енергію, і стійке положення того ж каменя внизу на рівнині, коли його енергія значно нижча), спочатку заповнюються рівні з низькою енергією електрона і тільки потім - Високі.
Максимальне число електронів, яке може вмістити рівень, можна розрахувати за такою формулою:
N = 2n 2 де N - максимальна кількість електронів на рівні,
n – номер рівня.
Тоді для першого рівня N = 2 · 1 2 = 2,
для другого N = 2 · 2 2 = 8 і т.д.
Число електронів на зовнішньому рівні для елементів головних (А) підгруп дорівнює номеру групи.
У більшості сучасних періодичних таблиць розташування електронів за рівнями вказано у клітині з елементом. Дуже важливорозуміти, що рівні читаються знизу вгорущо відповідає їхній енергії. Тому стовпчик цифр у клітині з натрієм:
1
8
2
на 1-му рівні - 2 електрони,
на 2-му рівні – 8 електронів,
на 3-му рівні - 1 електрон
Будьте уважні, дуже поширена помилка!
Розподіл електронів за рівнями можна подати у вигляді схеми:
11 Na)))
2 8 1
Якщо в періодичній таблиці не вказано розподіл електронів за рівнями, можна керуватися:
- максимальною кількістю електронів: на 1-му рівні не більше 2 e − ,
на 2-му - 8 e − ,
на зовнішньому рівні - 8 e −; - числом електронів на зовнішньому рівні (для перших 20 елементів збігаються з номером групи)
Тоді для натрію перебіг міркувань буде наступним:
- Загальне число електронів дорівнює 11, отже, перший рівень заповнений містить 2 e − ;
- Третій зовнішній рівень містить 1 e − (I група)
- Другий рівень містить інші електрони: 11 − (2 + 1) = 8 (заповнений повністю)
* Ряд авторів для чіткішого розмежування вільного атома і атома у складі сполуки пропонують використовувати термін «атом» лише позначення вільного (нейтрального) атома, а позначення всіх атомів, зокрема й у складі сполук, пропонують термін «атомні частки». Час покаже, як складеться доля цих термінів. На наш погляд, атом за визначенням є часткою, отже, вираз «атомні частинки» можна розглядати як тавтологію («олія олія»).
2. Завдання. Обчислення кількості речовини одного з продуктів реакції, якщо відома маса вихідної речовини.
Приклад:
Яка кількість речовини водню виділиться при взаємодії цинку із соляною кислотою масою 146 г?
Рішення:
- Записуємо рівняння реакції: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
- Знаходимо молярну масу соляної кислоти: M(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)
(молярну масу кожного елемента, чисельно рівну відносній атомній масі, дивимося в періодичній таблиці під знаком елемента і округляємо до цілих, крім хлору, який береться 35,5) - Знаходимо кількість речовини соляної кислоти: n(HCl) = m/M = 146 г/36,5 г/моль = 4 моль
- Записуємо над рівнянням реакції наявні дані, а під рівнянням - число моль відповідно до рівняння (як коефіцієнт перед речовиною):
4 моль x моль
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2 моль 1 моль - Складаємо пропорцію:
4 моль - xмоль
2 моль - 1 моль
(або з поясненням:
з 4 моль соляної кислоти вийде xмоль водню,
а з 2 моль - 1 моль) - Знаходимо x:
x= 4 моль 1 моль / 2 моль = 2 моль
Відповідь: 2 моль.
Тема - 1: Будова атома. Заряд ядра, порядковий номер та маса атома.
Студент повинен:
Знати:
· Сучасне формулювання періодичного закону та будова таблиці
Вміти:
· Визначати елементи за описаними властивостями, визначати елемент за електронною формулою.
· Встановлювати за порядковим номером елемента номер періоду та номер групи, в яких він знаходиться, а також формули та характер вищого оксиду та відповідного йому гідрооксиду.
· Записувати електронну формулу даного елемента і порівнювати з оточуючими його елементами в періоді та групі.
1.1. Порядковий номер хімічного елемента та значення заряду ядра його атома. Ізотопи
Класифікуючи хімічні елементи, використовував дві їх ознаки: а) відносну атомну масу; б) властивості простих речовин і сполук елементів.
Перший ознака – провідний, другий – проявляється пов'язані з першим: властивості елементів змінюються періодично із зростанням відносної атомної маси.
Але при побудові періодичної системи, маючи хімічні елементи щодо зростання відносної атомної маси, в деяких місцях порушив це правило: змінив кобальт і нікель, телур і йод. Пізніше довелося вчинити ще з двома парами хімічних елементів: аргон – калій і торій – протактиній. Адже активний лужний метал калій не можна включити до сімейства хімічно стійких інертних газів, які або зовсім не утворюють хімічних сполук (гелій, неон), або вступають у реакції важко.
не міг пояснити ці винятки із загального правила, так само, як і причину періодичності у зміні властивостей хімічних елементів, розташованих за зростанням відносної атомної маси.
У XX ст. Вчені встановили, що атом складається з ядра і електронів, що рухаються біля нього. Електрони, що рухаються навколо ядра, утворюють електронну оболонку атома. атом – електро – нейтральна частка, тобто не має заряду. Ядро заряджено позитивно, і його заряд нейтралізується сумарним негативним зарядом всіх електронів в атомі. Наприклад, якщо ядро атома має заряд +4, то навколо нього рухаються чотири електрони, кожен із яких має заряд, рівний -1.
Експериментально було встановлено, що порядкові номери елементів у періодичній системі збігаються із значеннями зарядів ядер їх атомів. Заряд ядра атома водню дорівнює +1, гелію +2, літію +3 іт. д. Позитивний заряд атома у кожного наступного елемента на одиницю більший, ніж у попереднього, і в його електронній оболонці на один електрон більше.
Порядковий (атомний) номер хімічного елемента чисельно дорівнює заряду його атома.
Відколи вчені виявили фізичний зміст порядкового номера елемента, періодичний закон формулюється так: властивості простих речовин, і навіть склад і властивості сполук хімічних елементів перебувають у періодичної залежність від заряду ядра атомів.
Як можна пояснити, чому значення зарядів ядер атомів хімічних елементів у періодичній системі зростають, а правильна послідовність збільшення відносної атомної маси у ряді випадків порушується? Для відповіді на це запитання треба залучити відомості про склад атомних ядер, відомі вам із курсу фізики.
Ядра атомів заряджені позитивно, оскільки до їх складу входять протони. Протон - це частка з зарядом +1 і відносною масою, що дорівнює 1. Ядро атома водню має відносну атомну масу, що дорівнює 1, - це протон. У ядрі гелію два протони, але відносна атомна маса гелію дорівнює 4. Це пов'язано з тим, що в ядро атома гелію входять не тільки протони, але і нейтрони - незаряджені частинки з відносною атомною масою, що дорівнює 1. Отже, щоб знайти число нейтронів в атомі, з відносної атомної маси треба відняти кількість протонів (заряд ядра атома, порядковий номер) Маса електронів мізерна, мала, її до уваги не враховують.
Саме за кількістю протонів у ядрі відрізняються атоми різних елементів. Хімічний елемент – це вид атомів із однаковим зарядом ядра. Число нейтронів в ядрах атомів одного і того ж елемента може бути різним.
Різновиди атомів хімічного елемента, що мають у ядрах різне число нейтронів, називають ізотопами. Саме наявністю ізотопів пояснюються ті перестановки, які свого часу. Сучасна наука підтвердила його правоту. Так, природний калій утворений переважно атомами його легких ізотопів, а аргон – важких. Тому відносна атомна маса калію менша, ніж аргону, хоча порядковий номер (заряд) калію більший.
Більшість хімічних елементів є сумішшю ізотопів. Наприклад, природний хлор містить ізотопи з атомними масами 35 і 37. Відносна атомна маса 35,5 отримана розрахунковим шляхом з урахуванням не тільки маси ізотопів, а й вмісту кожного з них у природі. Через те, що хімічні елементи мають ізотопи, а значення відносних атомних мас елементів – це усереднені за вмістом ізотопів величини, вони є дробовими, а не цілими числами.
Коли хочуть підкреслити про який саме ізотоп йде мова, біля хімічного знака зліва вгорі пишуть значення відносної атомної маси атома цього ізотопу, а зліва внизу – заряд ядра, наприклад 37Cl17.
1.2. Стан електронів в атомі
Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергіїпевного електрона та проподорожі,у якому він перебуває. Ми вже знаємо, що електрон в атомі не має траєкторії руху, тобто можна говорити лише про ймовірностізнаходження його у просторі навколо ядра. Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність різних положень його розглядають як електронна хмараз певною густиною негативного заряду.
В. Гейзенберг увів поняття про принцип невизначеності,тобто показав, що неможливо визначити одночасно і точно енергію та розташування електрона. Чим точніше визначена енергія електрона, тим невизначенішим буде його положення, і навпаки, визначивши положення, не можна визначити енергію електрона. Область ймовірності виявлення електрона немає чітких меж. Однак можна виділити простір, де ймовірність знаходження електрона буде максимальною.
Простір навколо атомного ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю.
Число енергетичних рівнів (електронних шарів) ватомі дорівнює номеру періоду в системі,до якого належить хімічний елемент: атомов елементів першого періоду- один енергетичнийрівень, другого періоду- два, сьомого періоду – сім.
Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою
N = 2 n 2 ,
де N - максимальна кількість електронів; п - Номер рівня або головне квантове число. Отже, на першому, блінайжайшому до ядра енергетичному рівні може перебуватитрохи більше двох електронів;
на другому- трохи більше 8;
на третьому- трохи більше 18;
на четвертому- трохи більше 32.
А як, у свою чергу, влаштовано енергетичні рівні (електронні верстви)?
Починаючи з другого енергетичного рівня (п= 2), кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром.
Число підрівнів дорівнює значенню головного квантового числа:перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий – чотири підрівні. Підрівні, у свою чергу, утворені орбіталями.
Кожному значенню пвідповідає число орбіталей, що дорівнює п2.За даними, наведеними в таблиці 1, можна простежити зв'язок головного квантового числа пз числом підрівнів, типом та числом орбіталей та максимальним числом електронів на підрівні та рівні.
s-Подуровень- перший, найближчий до ядра атома під рівень кожного енергетичного рівня, складається з однієї s-орбіталі;
р-підрівень- другий підрівень кожного, крім першого, енергетичного рівня, складається з трир-орбіталей;
d-підрівень- третій підрівень кожного, починаючи з третього, енергетичного рівня, складається із п'яти d-орбіталей;
f-підрівенькожного, починаючи з четвертого, енергетичного рівня, складається із семи - орбіталей.
На малюнку представлена схема, що відображає число, форму та положення у просторі електронних орбіталей перших чотирьох електронних шарів окремого атома.
1.3. Електронні конфігурації в атомах хімічних елементах
Швейцарський фізик В. Паулі 1925 р. встановив, що в атомі однією орбітами може бути трохи більшедвох електронів,мають протилежні (антипаралельні) спини(у перекладі з англійської «веретено»), тобто які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки. Цей принцип має назву принципу Паулі.
Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспареним,якщо два, то це спарені електрони,тобто електрони із протилежними спинами.
s-Орбіталь, як ви знаєте, має сферичну форму. Електрон атома водню ( п= 1) розташовується у цій орбіталі і неспарен. Тому його електронна формула,або електронна конфігурація,буде записуватись так: 1s1. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою (1...), латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.
На другому енергетичному рівні (n = 2) є чотири орбіталі: одна s і три р. Електрони s-орбіталі другого рівня (2p-орбіталі) мають більш високу енергію, оскільки знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони ls-орбіталі (n = 2)
Взагалі, для кожного значення піснує одна s-орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що росте в міру збільшення значення п.
р-орбіталь має форму гантелі або об'ємної вісімки. Всі три р-орбіталі розташовані в атомі перпендикулярно взаємно вздовж просторових координат, проведених через ядро атома. Слід підкреслити ще раз, що кожен енергетичний рівень (електронний шар), починаючи з п = 2,має три р-орбіталі. Зі збільшенням значення пелектрони займають. р-орбіталі, розташовані на великих відстанях від ядра і спрямовані по осях х, у, р.
У елементів другого періоду (п= 2) заповнюється спочатку одна s-орбіталь, а потім три р-орбіталі.
У елементів третього періоду заповнюються відповідно 3s- та 3р-орбіталі. П'ять d-орбіталей третього рівня при цьому залишаються вільними:
У елементів великих періодів (четвертого та п'ятого) перші два електрони займають відповідно 4s - і 5s - орбіталі.
Починаючи з третього елемента кожного великого періоду наступні десять електронів надійдуть на попередні 3d - і 4d - орбіталі відповідно.
У елементів великих періодів - шостого та незавершеного сьомого - електронні рівні та підрівні заповнюються електронами, як правило, так: перші два електрони надійдуть на зовнішній s-підрівень наступний один електрон (у La та Ас) на попередній d-підрівень. Потім наступні 14 електронів надійдуть на третій енергетичний рівень зовні 4 f - і 5f-орбіталі відповідно у лантаноїдів та актиноїдів:
Потім знову почне забудовуватися другий зовні енергетичний рівень (d-підрівень): у елементів побічних підгруп: 73Та 2, 8, 18, 32, 11, 2; 104Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2, - і, нарешті, тільки після повного заповнення десятьма електронами d-підрівня знову заповнюватиметься зовнішній р-підрівень:
86Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Дуже часто будову електронних оболонок атомів зображують за допомогою енергетичних чи квантових осередків – записують так звані графічні електронні формули.Для цього запису використовують такі позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі , згідно з яким у осередку (орбіталі) може бути не більше двох електронів, але з антипаралельними спинами, і правило Ф. Хунда , згідно з яким електрони займають вільні осередки (орбіталі), розташовуються в них спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, а потім спарюються, але спини при цьому за принципом Паулі будуть вже протилежно спрямованими.
1.4. Будова електронної оболонки атомів
У результаті хімічних реакцій ядра атомів не змінюються. Цей висновок можна зробити з відомого вам факту, що продукти реакції складаються з атомів тих самих хімічних елементів, як і вихідні речовини. Але що відбувається з атомами під час хімічних реакцій? Чи існує зв'язок між будовою атома та проявом тих чи інших фізичних та хімічних властивостей?Для відповіді питання треба спочатку розглянути будову електронної оболонки атомів різних хімічних елементів.
Число електронів в атомі дорівнює заряду його ядра. Електрони розташовуються на різному віддаленні від ядра атома, групуючись у електронні верстви.Чим ближче до ядра розташовані електрони, тим міцніше вони пов'язані з ядром.
Ядро атома водню має заряд +1. В атомі лише одні електрон і, звичайно, одні електронний шар.
Наступний за воднем гелій. Чи не утворює сполук з іншими елементами, а значить, валентність не виявляє. Ядро атома гелію має заряд +2, навколо нього рухаються два електрони, утворюючи один електронний шар. Атоми гелію не дають сполуки з атомами інших хімічних елементів, а це говорить про велику стійкість його електронної оболонки. Електронні оболонки гелію та інших атомів інертних газів називають завершеними.
Наступний елемент – літій. В атомі літію три електрони. Два з них знаходяться на першому, ближньому до ядра електронному шарі, а третій утворює другий зовнішній електронний шар.У атомі літію з'явився другий електронний шар. Електрон, що знаходиться на ньому, більш віддалений від ядра і слабше пов'язаний з ядром, ніж два інших.
Знайдіть у періодичній таблиці хімічний знак літію. Від літію до неону закономірно зростає заряд ядер атомів. Поступово заповнюється електронами другий електронний шар, і зі зростанням числа електронів на ньому металеві властивості елементів поступово слабшають і змінюються наростаючими неметалевими.
Фтор – найактивніший неметал, заряд його ядра +9, у його атомі два електронних шари, що містять 2 та 7 електронів. За фтором слідує неон.
За властивостями елементи фтор та неон різко різняться. Неон інертний і як і гелій, не утворює сполук. Отже, другий електронний шар, містить вісім електронів, є завершеним:електрони сформували стійку систему, надаючи атом інертність.
Якщо це так, то наступний елемент, атоми якого повинні відрізнятися від атомів неону додатковим протоном в ядрі та електронному, матиме три електронні шари. У атома цього елемента з'явиться, таким чином, третій зовнішній електронний шар, заселений одним електроном. Цей елемент буде різко відрізнятися за властивостями від неону, він повинен бути активним металом, подібно до літію, і виявляти в сполуках валентність, що дорівнює 1.
Цьому опису підходить елемент натрій. Він відкриває третій період. Натрій – лужний метал, ще активніший ніж літій. Отже, наші припущення виявилися вірними. Єдиний електрон зовнішнього електронного шару атома натрію розташований далі від ядра, ніж зовнішній електрон літію, тому ще слабше пов'язаний з ядром.
У ряді елементів від натрію до аргону знову проявляється зазначена вище закономірність: збільшується число електронів, що утворюють зовнішній електронний шар атомів, металеві властивості простих речовин від натрію до алюмінію слабшають, неметалеві властивості посилюються при переході від кремнію до фосфору та сірки та найбільш яскраво виражені у . Наприкінці третього періоду знаходиться елемент – аргон, в атомі якого завершений, восьмиелектронний зовнішній шар. При переході від хлору до аргону різко змінюються властивості атомів елементів, і з ними властивості простих речовин і сполук цього елемента. Відомо, що аргон – інертний газ. Він не вступає у сполуки з іншими речовинами.
Також різко змінюються властивості при переході від аргону – останнього елемента третього періоду до першого елементу четвертого періоду – калію. Калій – лужний метал, хімічно дуже активний.
Таким чином, кількісні зміни у складі атома (кількість протонів в ядрі та електронів на зовнішньому електронному шарі) пов'язані з якісними (Властивості простих речовин та сполук, утворених хімічним елементом).
Систематизуємо знання.
1. В електронній оболонці атома електрони розташовані шарами. Перший від ядра шар завершено, коли на ньому знаходяться два електрони, другий завершений шар містить вісім електронів.
2. Число електронних шарів в атомі збігається з номером періоду, в якому знаходиться хімічний елемент
3. Електронна оболонка атома кожного наступного елемента в періодичній системі повторює будову електронної оболонки попереднього елемента, але відрізняється від неї однією електрон.
Вивченого вам достатньо, щоб зробити висновки про взаємозв'язок будови атомів та властивості хімічних елементів, зрозуміти причини періодичної зміни їх властивостей, подібності та відмінності. Сформулювати ці висновки.
1. Властивості хімічних елементів, розташованих у порядку зростання зарядів ядер атомів, змінюються періодично тому, що періодично повторюється подібна будова зовнішнього електронного шару атомів.
2. Плавна зміна властивостей елементів у межах одного періоду обумовлена поступовим збільшенням числа електронів на зовнішньому шарі атомів.
3. Завершення зовнішнього електронного шару атома призводить до різкого стрибка у властивостях під час переходу від галогену до інертного газу; Поява нового зовнішнього електронного шару в атомі – причина різкого стрибка у властивостях під час переходу від інертного газу до лужного металу.
4. Властивості хімічних елементів, що належать до одного сімейства, подібні тому, що на зовнішньому електронному шарі їх атомів є однакова кількість електронів.
1.5. Валентні можливості атомів хімічних елементів
Будова зовнішніх енергетичних рівнів атомів хімічних елементів визначає в основному властивості їх атомів. Тому ці рівні називають валентними. Електрони цих рівнів, інколи ж і зовнішніх рівнів можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. Такі електрони також називають валентними.
Валентність атома хімічного елемента визначається насамперед числом неспарених електронів, що беруть участь в утворенні хімічного зв'язку .
Валентні електрони атомів елементів головних підгруп розташовані на s- та p-орбіталях зовнішнього електронного шару. У елементів побічних підгруп, крім лантаноїдів та актиноїдів, валентні електрони розташовані на s-орбіталі зовнішнього та d-орбіталях переднього шарів.
Для того щоб правильно оцінити валентні можливості атомів хімічних елементів, потрібно розглянути розподіл електронів у них за енергетичними рівнями та підрівнями та визначити число неспарених електронів відповідно до принципу Паулі та правила Хунду для незбудженого (основного, або стаціонарного) стану атома та для збудженого (то є який отримав додаткову енергію, у результаті відбувається розпарювання електронів зовнішнього шару і перехід їх у вільні орбіталі). Атом у збудженому стані позначають відповідним символом елемента зі зірочкою.
https://pandia.ru/text/80/139/images/image003_118.gif" height="757"> Наприклад,розглянемо валентні можливості атомів фосфору в стаціонарному та збудженому станах:
https://pandia.ru/text/80/139/images/image006_87.jpg" width="384" height="92 src=">
Витрати енергії на збудження атомів вуглецю з надлишком компенсуються енергією, що виділяється при утворенні двох додаткових ковалентних зв'язків. Так, для переведення атомів вуглецю зі стаціонарного стану 2s22p2 у збуджений - 2s12p3 потрібно витратити близько 400 кДж/моль енергії. Але при освіті С-Н-зв'язку в граничних вуглеводнях виділяється 360 кДж/моль. Отже, при утворенні двох молей С-Н-зв'язків виділиться 720 кДж, що перевищує енергію переведення атомів вуглецю у збуджений стан на 320 кДж/моль.
На закінчення слід зазначити, що валентні можливості атомів хімічних елементів не вичерпуються числом неспарених електронів у стаціонарному і збудженому станах атомів. Якщо ви згадаєте донорно-акцепторний механізм утворення ковалентних зв'язків, то вам стануть зрозумілими й дві інші валентні можливості атомів хімічних елементів, які визначаються наявністю вільних орбіталей та наявністю неподілених електронних пар, здатних дати ковалентний хімічний зв'язок по донорно-акцепторному механізму. Згадайте утворення іону амонію NH4+ (Докладніше ми розглянемо реалізацію цих валентних можливостей атомами хімічних елементів щодо хімічного зв'язку.)
Зробимо загальний висновок.
Валентні можливості атомів хімічних елементів визначаються: числом неспарених електронів (одноелектронних орбіталей); 2) наявністю вільних орбіталей; 3) наявністю неподілених пар електронів.
Як відомо, все матеріальне у Всесвіті складається з атомів. Атом – це найдрібніша одиниця матерії, яка має її властивості. У свою чергу, структура атома складається з чарівної триєдності мікрочастинок: протонів, нейтронів та електронів.
При цьому кожна з мікрочастинок є універсальною. Тобто не знайти на світі двох різних протонів, нейтронів чи електронів. Усі вони абсолютно один на одного схожі. І властивості атома залежатимуть лише від кількісного складу цих мікрочастинок у спільній будові атома.
Наприклад, структура атома водню складається з одного протону та одного електрона. Наступний за складністю атом гелію складається з двох протонів, двох нейтронів і двох електронів. Атом літію - з трьох протонів, чотирьох нейтронів та трьох електронів тощо.
Структура атомів (зліва направо): водню, гелію, літіюАтоми з'єднуються в молекули, а молекули - у речовини, мінерали та організми. Молекула ДНК, що є основою всього живого - структура, зібрана з тих же трьох чарівних цеглин світобудови, що і камінь, що лежить на дорозі. Хоча ця структура і набагато складніша.
Ще дивовижніші факти відкриваються тоді, коли ми намагаємося ближче розглянути пропорції та будову атомної системи. Відомо, що атом складається з ядра та електронів, що рухаються навколо нього траєкторією, що описує сферу. Тобто це навіть не можна назвати рухом у звичайному розумінні цього слова. Електрон швидше знаходиться скрізь і відразу в межах цієї сфери, створюючи навколо ядра електронну хмару та формуючи електромагнітне поле.
Схематичні зображення будови атома Ядро атома складається з протонів та нейтронів, і в ньому зосереджена майже вся маса системи. Але при цьому саме ядро настільки мало, що якщо збільшити його радіус до масштабу в 1 см, то радіус всієї структури атома досягне сотні метрів. Таким чином, все, що ми сприймаємо як щільну матерію, більш ніж на 99% складається з одних лише енергетичних зв'язків між фізичними частинками і менш ніж 1% – із самих фізичних форм.
Але що є ці фізичні форми? З чого вони складаються і наскільки вони матеріальні? Щоб відповісти на ці питання, розглянемо докладніше структури протонів, нейтронів і електронів. Отже, ми спускаємось ще на одну сходинку у глибини мікросвіту – на рівень субатомних частинок.
З чого складається електрон
Найменша частка атома - електрон. Електрон має масу, але при цьому не має об'єму. У науковому поданні електрон ні з чого не складається, а є безструктурною точкою.
Під мікроскопом електрон неможливо побачити. Він спостерігається тільки у вигляді електронної хмари, яка виглядає як розмита сфера навколо атомного ядра. При цьому з точністю, де знаходиться електрон на момент часу, неможливо сказати. Прилади ж здатні сфотографувати не саму частинку, а лише її енергетичний слід. Суть електрона не вкладається у уявлення про матерію. Він скоріше подібний до певної порожній формі, що існує тільки в русі і за рахунок руху.
Жодної структури в електроні досі не було виявлено. Він є такою самою точковою частинкою, як і квант енергії. Фактично, електрон - і є енергія, проте це більш стійка її форма, ніж та, яка представлена фотонами світла.
На даний момент електрон вважають неподільним. Це зрозуміло, адже неможливо розділити те, що немає обсягу. Однак у теорії вже є напрацювання, згідно з якими у складі електрона лежить триєдність таких квазічастинок як:
- Орбітон – містить інформацію про орбітальне становище електрона;
- Спінон – відповідальний за спину або обертальний момент;
- Холон – несе інформацію про заряд електрона.
Втім, як бачимо, квазічастинки з матерією вже не мають абсолютно нічого спільного, і несуть у собі лише одну інформацію.
Фотографії атомів різних речовин в електронному мікроскопі. Цікаво, що електрон може поглинати кванти енергії, наприклад світла або тепла. У цьому випадку атом переходить на новий енергетичний рівень, а межі електронної хмари розширюються. Буває й таке, що енергія, що поглинається електроном, настільки велика, що він може вискочити з системи атома, і далі продовжити свій рух як незалежна частка. При цьому він поводиться подібно до фотона світла, тобто, він ніби перестає бути часткою і починає проявляти властивості хвилі. Це було підтверджено в експерименті.
Експеримент Юнга
У ході експерименту на екран з двома щілинами, що прорізали в ньому, був направлений потік електронів. Проходячи через ці прорізи, електрони стикалися з поверхнею ще одного – проекційного – екрану, залишаючи на ньому свій слід. В результаті такого «бомбардування» електронами на проекційному екрані з'являлася інтерференційна картина, подібна до тієї, яка з'явилася б, якби через два прорізи проходили б хвилі, але не частинки.
Такий малюнок виникає через те, що хвиля, проходячи між двома щілинами, ділиться на дві хвилі. В результаті подальшого руху хвилі накладаються одна на одну, і на деяких ділянках відбувається їхнє взаємне гасіння. В результаті ми отримуємо багато смуг на проекційному екрані замість однієї, як це було б, якби електрон поводився як частка.
Структура ядра атома: протони та нейтрони
Протони та нейтрони становлять ядро атома. І при тому, що в загальному обсязі ядро займає менше ніж 1%, саме в цій структурі зосереджена майже вся маса системи. А ось щодо структури протонів і нейтронів фізики розділилися в думках, і на даний момент існує відразу дві теорії.
- Теорія №1 - Стандартна
Стандартна модель говорить про те, що протони та нейтрони складаються з трьох кварків, з'єднаних між собою хмарою глюонів. Кварки є точковими частинками, так само, як кванти та електрони. А глюони – це віртуальні частки, які забезпечують взаємодію кварків. Однак у природі не було знайдено ні кварків, ні глюонов, тому ця модель піддається жорстокої критики.
- Теорія №2 - Альтернативна
А ось по альтернативній теорії єдиного поля, розробленої Ейнштейном, протон, як і нейтрон, як і будь-яка інша частка фізичного світу, є електромагнітним полем, що обертається зі швидкістю світла.
Електромагнітні поля людини та планети Які ж принципи будови атома?
Все у світі – тонке і щільне, рідке, тверде та газоподібне – це лише енергетичні стани незліченних полів, що пронизують простір Всесвіту. Чим вище рівень енергії в полі, тим воно тонше і менш вловиме. Чим нижчий енергетичний рівень, тим він більш стійкий і відчутний. У структурі атома, як і структурі будь-якої іншої одиниці Всесвіту, лежить взаємодія таких полів – різних за енергетичною щільністю. Виходить, а матерія – лише ілюзія розуму.
Хімічними речовинами називають те, з чого складається навколишній світ.
Властивості кожної хімічної речовини поділяються на два типи: це хімічні, які характеризують його здатність утворювати інші речовини, та фізичні, які об'єктивно спостерігаються та можуть бути розглянуті у відриві від хімічних перетворень. Так, наприклад, фізичними властивостями речовини є його агрегатний стан (твердий, рідкий або газоподібний), теплопровідність, теплоємність, розчинність у різних середовищах (вода, спирт та ін), щільність, колір, смак і т.д.
Перетворення одних хімічних речовин на інші речовини називають хімічними явищами або хімічними реакціями. Слід зазначити, що є також і фізичні явища, які, очевидно, супроводжуються зміною будь-яких фізичних властивостей речовини без її перетворення на інші речовини. До фізичних явищ, наприклад, відносяться плавлення льоду, замерзання або випаровування води та ін.
Про те, що в ході будь-якого процесу має місце хімічне явище, можна зробити висновок, спостерігаючи характерні ознаки хімічних реакцій, такі як зміна кольору, утворення осаду, виділення газу, теплоти і (або) світла.
Так, наприклад, висновок про перебіг хімічних реакцій можна зробити, спостерігаючи:
Утворення осаду при кип'ятінні води, що називається в побуті накипом;
Виділення тепла та світла при горінні багаття;
Зміна кольору зрізу свіжого яблука повітря;
Утворення газових бульбашок при бродінні тіста і т.д.
Найдрібніші частинки речовини, які у процесі хімічних реакцій мало змінюються, лише по-новому з'єднуються між собою, називаються атомами.
Сама ідея про існування таких одиниць матерії виникла ще в Стародавній Греції в умах античних філософів, що власне і пояснює походження терміна «атом», оскільки «атомос» у перекладі з грецької означає «неподільний».
Проте, всупереч ідеї давньогрецьких філософів, атоми є абсолютним мінімумом матерії, тобто. самі мають складну будову.
Кожен атом складається з так званих субатомних частинок – протонів, нейтронів та електронів, що позначаються відповідно символами p + , n o та e −. Надрядковий індекс у використовуваних позначках свідчить про те, що протон має одиничний позитивний заряд, електрон – одиничний негативний заряд, а нейтрон заряду немає.
Що стосується якісного пристрою атома, то у кожного атома всі протони і нейтрони зосереджені в так званому ядрі навколо якого електрони утворюють електронну оболонку.
Протон і нейтрон мають практично однакові маси, тобто. m p ≈ m n , а маса електрона майже 2000 разів менше маси кожного їх, тобто. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Оскільки фундаментальною властивістю атома є його електронейтральність, а заряд одного електрона дорівнює заряду одного протона, з цього можна зробити висновок про те, що кількість електронів у будь-якому атомі дорівнює кількості протонів.
Так, наприклад, у таблиці нижче представлений можливий склад атомів:
Вид атомів з однаковим зарядом ядер, тобто. з однаковою кількістю протонів у тому ядрах, називають хімічним елементом. Таким чином, з таблиці вище можна дійти невтішного висновку у тому, що атом1 і атом2 ставляться у одному хімічному елементу, а атом3 і атом4 — до іншого хімічному елементу.
Кожен хімічний елемент має свою назву та індивідуальний символ, який читається певним чином. Так, наприклад, найпростіший хімічний елемент, атоми якого містять у ядрі лише один протон, має назву водень і позначається символом Н, що читається як аш, а хімічний елемент з зарядом ядра +7 (тобто. що містить 7 протонів) - "азот", має символ "N", який читається як "ен".
Як можна помітити з таблиці, атоми одного хімічного елемента можуть відрізнятися кількістю нейтронів в ядрах.
Атоми, що відносяться до одного хімічного елементу, але мають різну кількість нейтронів і, як наслідок, масу, називають ізотопами.
Так, наприклад, хімічний елемент водень має три ізотопи - 1 Н, 2 Н і 3 Н. Індекси 1, 2 і 3 зверху від символу Н означають сумарну кількість нейтронів і протонів. Тобто. знаючи, що водень - це хімічний елемент, який характеризується тим, що в ядрах його атомів знаходиться по одному протону, можна зробити висновок про те, що в ізотопі 1 Н взагалі немає нейтронів (1-1 = 0), в ізотопі 2 Н - 1 нейтрон (2-1=1) та в ізотопі 3 Н – два нейтрони (3-1=2). Оскільки, як уже було сказано, нейтрон і протон мають однакові маси, а маса електрона порівняно з ними зневажливо мала, це означає, що ізотоп 2 Н практично вдвічі важчий за ізотоп 1 Н, а ізотоп 3 Н — і зовсім втричі . У зв'язку з таким великим розкидом мас ізотопів водню ізотопам 2 Н і 3 Н навіть присвоєно окремі індивідуальні назви і символи, що не характерно більше для жодного іншого хімічного елемента. Ізотопу 2 Н дали назву дейтерій і надали символ D, а ізотопу 3 Н дали назву тритій і надали символ Т.
Якщо прийняти масу протона і нейтрону за одиницю, а масою електрона знехтувати, фактично верхній лівий індекс крім сумарної кількості протонів і нейтронів в атомі можна вважати його масою, тому цей індекс називають масовим числом і позначають символом А. Оскільки за заряд ядра будь-якого атома відповідають протони, а заряд кожного протону умовно вважається рівним +1 кількість протонів в ядрі називають зарядовим числом (Z). Позначивши кількість нейтронів в атомі буквою N, математично взаємозв'язок між масовим числом, зарядовим числом та кількістю нейтронів можна виразити як:
Відповідно до сучасних уявлень, електрон має подвійну (корпускулярно-хвильову) природу. Він має властивості як частинки, так і хвилі. Подібно до частки, електрон має масу і заряд, але в той же час потік електронів, подібно до хвилі, характеризується здатністю до дифракції.
Для опису стану електрона в атомі використовують уявлення квантової механіки, згідно з якими електрон не має певної траєкторії руху і може перебувати в будь-якій точці простору, але з різною ймовірністю.
Область простору навколо ядра, де найімовірніше знаходження електрона, називається атомною орбіталлю.
Атомна орбіталь може мати різну форму, розмір і орієнтацію. Також атомну орбіталь називають електронною хмарою.
Графічно одну атомну орбіталь прийнято позначати у вигляді квадратного осередку:
Квантова механіка має вкрай складний математичний апарат, тому в рамках шкільного курсу хімії розглядаються тільки наслідки квантово-механічної теорії.
Згідно з цими наслідками, будь-яку атомну орбіталь і електрон, що знаходиться на ній, повністю характеризують 4 квантові числа.
- Головне квантове число - n - визначає загальну енергію електрона на цій орбіталі. Діапазон значень основного квантового числа – все натуральні числа, тобто. n = 1,2,3,4, 5 і т.д.
- Орбітальне квантове число - l - характеризує форму атомної орбіталі і може набувати будь-яких цілочисельних значень від 0 до n-1, де n, нагадаємо, - це головне квантове число.
Орбіталі з l = 0 називають s-орбіталями. s-Орбіталі мають сферичну форму і не мають спрямованості у просторі:
Орбіталі з l = 1 називаються p-орбіталями. Дані орбіталі мають форму тривимірної вісімки, тобто. формою, отриманої обертанням вісімки навколо осі симетрії, і зовні нагадують гантель:
Орбіталі з l = 2 називаються d-орбіталями, а з l = 3 - f-орбіталями. Їхня будова набагато складніша.
3) Магнітне квантове число – m l – визначає просторову орієнтацію конкретної атомної орбіталі та виражає проекцію орбітального моменту імпульсу на напрямок магнітного поля. Магнітне квантове число m l відповідає орієнтації орбіталі щодо спрямування вектора напруженості зовнішнього магнітного поля і може набувати будь-яких цілочисельних значень від –l до +l, включаючи 0, тобто. загальна кількість можливих значень дорівнює (2l+1). Так, наприклад, при l = 0 m l = 0 (одне значення), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значення), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1 , +2 (п'ять значень магнітного квантового числа) тощо.
Приміром, p-орбіталі, тобто. орбіталі з орбітальним квантовим числом l = 1, що мають форму «тривимірної вісімки», відповідають трьом значенням магнітного квантового числа (-1, 0, +1), що, у свою чергу, відповідає трьом перпендикулярним напрямкам напряму в просторі.
4) Спинове квантове число (або просто спин) - ms - умовно можна вважати відповідальним за напрямок обертання електрона в атомі, воно може приймати значення. Електрони з різними спинами позначають вертикальними стрілками, спрямованими в різні боки: і .
Сукупність всіх орбіталей в атомі, що мають одне й те саме значення головного квантового числа, називають енергетичним рівнем або електронною оболонкою. Будь-який довільний енергетичний рівень із деяким номером n складається з n 2 орбіталей.
Безліч орбіталей з однаковими значеннями головного квантового числа та орбітального квантового числа є енергетичним підрівнем.
Кожен енергетичний рівень, якому відповідає головне квантове число n містить n підрівнів. У свою чергу, кожен енергетичний підрівень з орбітальним квантовим числом l складається з (2l+1) орбіталей. Таким чином, s-підрівень складається з однієї s-орбіталі, p-підрівень – трьох p-орбіталей, d-підрівень – п'яти d-орбіталей, а f-підрівень – з семи f-орбіталей. Оскільки, як було зазначено, одна атомна орбіталь часто позначається однією квадратною осередком, то s-, p-, d- і f-підрівні можна графічно зобразити так:
Кожній орбіталі відповідає індивідуальний строго визначений набір трьох квантових чисел n, l і ml.
Розподіл електронів за орбіталями називають електронною конфігурацією.
Заповнення атомних орбіталей електронами відбувається відповідно до трьох умов:
- Принцип мінімуму енергії: електрони заповнюють орбіталі, починаючи з підрівня з найменшою енергією. Послідовність підрівнів у порядку збільшення їх енергій виглядає так: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Для того, щоб простіше запам'ятати цю послідовність заповнення електронних підрівнів, дуже зручна наступна графічна ілюстрація:
- Принцип Паулі: на кожній орбіталі може бути не більше двох електронів.
Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспареним, а якщо два, то їх називають електронною парою.
- Правило Хунда: найбільш стійкий стан атома є такий, при якому в межах одного підрівня атом має максимально можливе число неспарених електронів. Такий найбільш стійкий стан атома називається основним станом.
Фактично вищесказане означає те, що, наприклад, розміщення 1-го, 2-х, 3-х і 4-х електронів на трьох орбіталях p-підрівня здійснюватиметься таким чином:
Заповнення атомних орбіталей від водню, що має зарядове число 1 до криптону (Kr) з зарядовим числом 36 буде здійснюватися наступним чином:
Подібне зображення порядку заповнення атомних орбіталей називається енергетичною діаграмою. З електронних діаграм окремих елементів, можна записати їх звані електронні формули (конфігурації). Так, наприклад, елемент з 15 протонами і, як наслідок, 15 електронами, тобто. фосфор (P), матиме наступний вид енергетичної діаграми:
При переведенні в електронну формулу атома фосфору набуде вигляду:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Цифрами нормального розміру ліворуч від символу підрівня показано номер енергетичного рівня, а верхніми індексами праворуч від символу підрівня показано кількість електронів на відповідному підрівні.
Нижче наведені електронні формули перших 36 елементів періодичної системи Д.І. Менделєєва.
| період | № елемента | символ | назва | електронна формула |
| I | 1 | H | водень | 1s 1 |
| 2 | He | гелій | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | літій | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Be | берилій | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | бір | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | вуглець | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | азот | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | кисень | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | фтор | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | неон | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | натрій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | магній | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | алюміній | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | кремній | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | фосфор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | сірка | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | хлор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | аргон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | калій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | кальцій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | скандій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | титан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | ванадій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | хром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 тут спостерігається проскок одного електрона з sна dпідрівень | |
| 25 | Mn | марганець | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | залізо | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | кобальт | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | нікель | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | мідь | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 тут спостерігається проскок одного електрона з sна dпідрівень | |
| 30 | Zn | цинк | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | галій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | германій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | As | миш'як | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | селен | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | бром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | криптон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Як було зазначено, переважно своєму стані електрони в атомних орбіталях розташовані відповідно до принципу найменшої енергії. Тим не менш, за наявності порожніх p-орбіталей в основному стані атома, нерідко при повідомленні йому надлишкової енергії атом можна перевести в так званий збуджений стан. Так, наприклад, атом бору в основному стані має електронну конфігурацію та енергетичну діаграму наступного виду:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
На збудженому стані (*), тобто. при повідомленні деякої енергії атому бору, його електронна конфігурація та енергетична діаграма виглядатимуть так:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Залежно від цього, який підрівень в атомі заповнюється останнім, хімічні елементи ділять на s, p, d чи f.
Знаходження s, p, d та f-елементів у таблиці Д.І. Менделєєва:
- У s-елементів останній заповнений s-підрівень. До цих елементів відносяться елементи головних (ліворуч у осередку таблиці) підгруп I та II груп.
- p-елементів заповнюється p-підрівень. p-елементів відносять останні шість елементів кожного періоду, крім першого і сьомого, а також елементи головних підгруп III-VIII груп.
- d-Елементи розташовані між s- та p-елементами у великих періодах.
- f-Елементи називають лантаноїдами та актиноїдами. Вони винесені донизу таблиці Д.І. Менделєєва.
ВИЗНАЧЕННЯ
атом- Найменша хімічна частка.
Різноманітність хімічних сполук обумовлено різним поєднанням атомів хімічних елементів у молекули та немолекулярні речовини. Здатність атома вступати в хімічні сполуки, його хімічні та фізичні властивості визначаються структурою атома. У зв'язку з цим хімії першорядне значення має внутрішню будову атома й у першу чергу структура його електронної оболонки.
Моделі будови атома
На початку ХІХ століття Д. Дальтон відродив атомістичну теорію, спираючись на відомі на той час основні закони хімії (постійності складу, кратних відносин, і еквівалентів). Провели перші експерименти з вивчення будови речовини. Однак, незважаючи на зроблені відкриття (атоми одного і того ж елементи мають ті самі властивості, а атоми інших елементів – інші властивості, введено поняття атомної маси), атом вважали неподільним.
Після отримання експериментальних доказів (кінець XIX початок XX століття) складності будови атома (фотоефект, катодні та рентгенівські промені, радіоактивність) було встановлено, що атом складається з негативно та позитивно заряджених частинок, які взаємодіють між собою.
Ці відкриття дали поштовх до створення перших моделей будови атома. Одна з перших моделей була запропонована Дж. Томсоном(1904) (рис. 1): атом представлявся як «море позитивної електрики» з електронами, що коливаються в ньому.
Після дослідів з α-частинками, 1911р. Резерфорд запропонував так звану планетарну модельбудови атома (рис. 1), схожу на будову сонячної системи. Згідно з планеєтарною моделлю, в центрі атома знаходиться дуже маленьке ядро з зарядом Z е, розміри якого приблизно в 1000000 разів менше розмірів самого атома. Ядро містить практично всю масу атома і має позитивний заряд. Навколо ядра орбітами рухаються електрони, кількість яких визначається зарядом ядра. Зовнішня траєкторія руху електронів визначає зовнішні розміри атома. Діаметр атома становить 10 -8 см, тоді як діаметр ядра набагато менше -10 -12 см.
Мал. 1 Моделі будови атома за Томсоном та Резерфордом
Досліди щодо вивчення атомних спектрів показали недосконалість планетарної моделі будови атома, оскільки ця модель суперечить лінійній структурі атомних спектрів. На підставі моделі Резерфорда, вченні Енштейна про світлові кванти та квантову теорію випромінювання планка Нільс Бор (1913)сформулював постулати, в яких полягає теорія будови атома(рис. 2): електрон може обертатися навколо ядра не за будь-якими, а лише за деякими певними орбітами (стаціонарними), рухаючись по такій орбіті він не випромінює електромагнітної енергії, випромінювання (поглинання або випромінювання кванта електромагнітної енергії) відбувається при переході (стрибкоподібному) електрона з однієї орбіти в іншу.
Мал. 2. Модель будови атома за Н. Бором
Накопичений експериментальний матеріал, що характеризує будову атома, показав, що властивості електронів та інших мікрооб'єктів не можуть бути описані на основі уявлень класичної механіки. Мікрочастинки підпорядковуються законам квантової механіки, яка стала основою створення сучасної моделі будови атома.
Основні тези квантової механіки:
- енергія випромінюється і поглинається тілами окремими порціями - квантами, отже, енергія частинок змінюється стрибкоподібно;
- електрони та інші мікрочастинки мають подвійну природу - виявляє властивості і частинки, і хвилі (корпускулярно-хвильовий дуалізм);
— квантова механіка заперечує наявність певних орбіт у мікрочастинок (для електронів, що рухаються, неможливо визначити точне положення, тому що вони рухаються в просторі поблизу ядра, можна лише визначити ймовірність знаходження електрона в різних частинах простору).
Простір поблизу ядра, в якому досить велика ймовірність знаходження електрона (90%), називається орбіталлю.
Квантові числа. Принцип Паулі Правила Клечковського
Стан електрона в атомі можна описати за допомогою чотирьох квантових чисел.
n- Головне квантове число. Характеризує загальний запас енергії електрона в атомі та номер енергетичного рівня. nнабуває цілих значень від 1 до ∞. Найменшою енергією електрон має при n=1; зі збільшенням n – енергія. Стан атома, коли його електрони знаходяться на таких енергетичних рівнях, що їхня сумарна енергія мінімальна, називається основним. Стани з вищими значеннями називаються збудженими. Енергетичні рівні позначаються арабськими цифрами відповідно до значення n. Електрони можна розмістити по семи рівнях, тому реально n існує від 1 до 7. Головне квантове число визначає розміри електронної хмари і визначає середній радіус знаходження електрона в атомі.
l- орбітальне квантове число. Характеризує запас енергії електронів у підрівні та форму орбіталі (табл. 1). Набуває цілих значень від 0 до n-1.
l залежить від n. Якщо n=1, то l=0, що свідчить, що у 1-му рівні 1-н подуровень.- Магнітне квантове число. Характеризує орієнтацію орбіталі у просторі. Приймає цілі чисельності від –l через 0 до +l. Так, при l=1 (p-орбіталь), m e набуває значення -1, 0, 1 і орієнтація орбіталі може бути різною (рис. 3).
Мал. 3. Одна з можливих орієнтацій у просторі p-орбіталі
s- Спинове квантове число. Характеризує власне обертання електрона навколо осі. Приймає значення -1/2(↓) та +1/2(). Два електрони на одній орбіталі мають антипаралельні спини.
Стан електронів в атомах визначається принципом Паулі: в атомі не може бути двох електронів з однаковим набором квантових чисел. Послідовність заповнення орбіталей електронами визначається правилами Клечковського: орбіталі заповнюються електронами у порядку зростання суми (n+l) цих орбіталей, якщо сума (n+l) однакова, то першої заповнюється орбіталь з меншим значенням n.
Однак, в атомі зазвичай присутні не один, а кілька електронів і, щоб врахувати їхню взаємодію один з одним, використовують поняття ефективного заряду ядра – на електрон зовнішнього рівня діє заряд, менший заряду ядра, внаслідок чого внутрішні електрони екранують зовнішні.
Основні характеристики атома: атомний радіус (ковалентний, металевий, ван-дер-ваальс, іонний), спорідненість до електрона, потенціал іонізації, магнітний момент.
Електронні формули атомів
Усі електрони атома утворюють його електронну оболонку. Будова електронної оболонки зображується електронною формулою, яка показує розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями. Число електронів на підрівні позначається цифрою, яка записується праворуч угорі від літери, що показує підрівень. Наприклад, атом водню має один електрон, розташований на s-підрівні 1-го енергетичного рівня: 1s 1 .
Електронна формула гелію, що містить два електрони записується так: 1s 2 .
У елементів другого періоду електрони заповнюють 2-й енергетичний рівень, на якому можуть бути не більше 8-ми електронів. Спочатку електрони заповнюють s-підрівень, потім – p-підрівень. Наприклад:
5 B 1s 2 2s 2 2p 1
Електронну формулу елемента визначають за його становищем у Періодичній системі Д.І. Менделєєва. Так, номер періоду відповідає У елементів другого періоду електрони заповнюють 2-й енергетичний рівень, на якому можуть бути не більше 8-ми електронів. Спочатку електрони заповнюють У елементів другого періоду електрони заповнюють 2-й енергетичний рівень, на якому можуть бути не більше 8-ми електронів. Спочатку електрони заповнюють s-підрівень, потім – p-підрівень. Наприклад:
У елементів другого періоду електрони заповнюють 2-й енергетичний рівень, на якому можуть бути не більше 8-ми електронів. Спочатку електрони заповнюють s-підрівень, потім – p-підрівень. Наприклад:
У атомів деяких елементів спостерігається явище «проскоку» електрона із зовнішнього енергетичного рівня на передостанній. Проскок електрона відбувається у атомів міді, хрому, паладію та деяких інших елементів. Наприклад:
24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1
енергетичний рівень, на якому можуть перебувати не більше 8 електронів. Спочатку електрони заповнюють s-підрівень, потім – p-підрівень. Наприклад:
У елементів другого періоду електрони заповнюють 2-й енергетичний рівень, на якому можуть бути не більше 8-ми електронів. Спочатку електрони заповнюють s-підрівень, потім – p-підрівень. Наприклад:
Номер групи елементів головних підгруп дорівнює числу електронів на зовнішньому енергетичному рівні, такі електрони називають валентними (вони беруть участь у освіті хімічного зв'язку). Валентними електронами елементів побічних підгруп можуть бути електрони зовнішнього енергетичного рівня і d-підрівня передостаннього рівня. Номер групи елементів побічних підгруп III-VII груп, а також у Fe, Ru, Os відповідає загальній кількості електронів на s-підрівні зовнішнього енергетичного рівня та d-підрівні передостаннього рівня
Завдання:
Зобразіть електронні формули атомів фосфору, рубідія та цирконію. Вкажіть валентні електрони.
Відповідь:
15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Валентні електрони 3s 2 3p 3
37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Валентні електрони 5s 1
40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Валентні електрони 4d 2 5s 2
