Электронное строение атомов – Строение атома | CHEMEGE.RU

Содержание

Тема №1 «Строение атома» | CHEM-MIND.com








  • НОВОСТИ
  • КУРС ХИМИИ
    • Дополнительные уроки
    • Курс химии
    • Разбор заданий ЕГЭ
  • ТЕСТЫ
    • Вариаты ЕГЭ
    • Тесты по заданиям
    • Тесты по темам
  • СТАТЬИ
  • ОПЫТЫ
  • ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА




Поиск



CHEM-MIND.com

  • НОВОСТИ
    • Новости

      Алгоритм обучения для подготовки к ЕГЭ по химии

      Новости

      Ответы в тестах вновь правильно отображаются!

      Новости

      Технические проблемы

      Новости

      Новый раздел на сайте

      Новости

      С 8 марта

  • КУРС ХИМИИ
    • ВсеДополнительные урокиКурс химииРазбор заданий ЕГЭ

      Разбор заданий ЕГЭ

      Разбор задания №11 ЕГЭ по химии

      Разбор заданий ЕГЭ

      Разбор задания №10 ЕГЭ по химии

      Разбор заданий ЕГЭ

      Разбор задания №9 ЕГЭ по химии

      Разбор заданий ЕГЭ

      Разбор задания №8 ЕГЭ по химии

  • ТЕСТЫ
    • ВсеВариаты ЕГЭТесты по заданиямТесты по темам

      Тесты по темам

      Тест №40 «Высокомолекулярные соединения»

      Тесты по темам

      Тест №39 «Химия и проблемы охраны окружающей среды»

      Тесты по темам

      Тест №38 «Общие научные принципы химического производства»

      Тесты по темам

      Тест №37 «Химическая лаборатория»

  • СТАТЬИ
    • Статьи

      Решение типовых задач по химии

www.chem-mind.com

3.Состав и строение атома. Электронное строение атома. Орбиталь.

Атом
– это электронейтральная частица,
состоящая из положительно заряженного
ядра и отрицательно заряженных электронов.

Атом
состоит из ядра (оно имеет положительный
заряд) и электронов (они имеют отрицательный
заряд). В целом атом электронейтрален.

Положительный
заряд ядра атома равен порядковому
номеру химического элемента.

Ядро
атома – сложная частица. В ядре
сосредоточена почти вся масса атома.

Заряд
ядра определяют протоны. Причем число
протонов равно (по величине) заряду ядра
атома, т.е. порядковому номеру.

Число
нейтронов N определяют по разности между
величинами: «масса ядра» А и «порядковый
номер» Z.

электроны,
имеющие приблизительно равный запас
энергии, находятся на приблизительно
равном расстоянии от ядра и образуют
энергетический уровень.

Изотопами
называют атомы одного и того же химического
элемента (одинаковое число протонов),
различающиеся массой (разное число
нейтронов).

Изотопы
и их химические соединения отличаются
друг от друга по физическим свойствам,
но химические свойства у изотопов одного
химического элемента одинаковы.

Форма
атома — сферическая. Радиус ядра примерно
в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический
элемент — вид атомов (совокупность
атомов) с одинаковым зарядом ядра (с
одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп
— совокупность атомов одного элемента
с одинаковым числом нейтронов в ядре
(или вид атомов с одинаковым числом
протонов и одинаковым числом нейтронов
в ядре).

Разные
изотопы отличаются друг от друга числом
нейтронов в ядрах их атомов.

Строение
электронной оболочки атома

Атомная
орбиталь — состояние электрона в атоме.
Условное обозначение орбитали — . Каждой
орбитали соответствует электронное
облако.

Орбитали
реальных атомов в основном состоянии
бывают четырех типов: s, p, d и f.

Электронное
облако — часть пространства, в которой
электрон можно обнаружить с вероятностью
90 (или более) процентов.

Примечание:
иногда понятия «атомная орбиталь»
и «электронное облако» не различают,
называя и то, и другое «атомной
орбиталью».

Электронная
оболочка атома слоистая. Электронный
слой образован электронными облаками
одинакового размера. Орбитали одного
слоя образуют электронный («энергетический»)
уровень, их энергии одинаковы у атома
водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные
орбитали одного уровня группируются в
электронные (энергетические) подуровни:

s-подуровень
(состоит из одной s-орбитали), условное
обозначение — .

p-подуровень
(состоит из трех p-орбиталей), условное
обозначение — .

d-подуровень
(состоит из пяти d-орбиталей), условное
обозначение — .

f-подуровень
(состоит из семи f-орбиталей), условное
обозначение — .

Энергии
орбиталей одного подуровня одинаковы.

Порядок
заполнения электронами орбиталей атома
определяется тремя законами природы
(формулировки даны упрощенно):

1.
Принцип наименьшей энергии — электроны
заполняют орбитали в порядке возрастания
энергии орбиталей.

2.
Принцип Паули — на одной орбитали не
может быть больше двух электронов.

3.
Правило Хунда — в пределах подуровня
электроны сначала заполняют свободные
орбитали (по одному), и лишь после этого
образуют электронные пары.

Общее
число электронов на электронном уровне
(или в электронном слое) равно 2n2.

Распределение
подуровней по энергиям выражается рядом
(в прядке увеличения энергии):

1s,
2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d,
7p .

Валентные
электроны — электроны атома, которые
могут принимать участие в образовании
химических связей. У любого атома это
все внешние электроны плюс те предвнешние
электроны, энергия которых больше, чем
у внешних. Например: у атома Ca внешние
электроны — 4s2, они же и валентные; у атома
Fe внешние электроны — 4s2, но у него есть
3d6, следовательно у атома железа 8
валентных электронов. Валентная
электронная формула атома кальция —
4s2, а атома железа — 4s23d6.

Орбиталь
– пространство вокруг ядра, в котором
наиболее вероятно нахождение электрона.
Применительно к электрону можно сказать,
что он ведет себя и как частица, и как
волна, т. е. обладает, как и другие
микрочастицы, корпускулярно-волновым
дуализмом (двойственностью). С одной
стороны, электроны как частицы производят
давление, с другой стороны, движущийся
поток электронов обнаруживает волновые
явления, например дифракцию электронов.

studfiles.net

1.5 Электронное строение атомов в основном состоянии. Связь электронного строения атомов и структуры периодической системы элементов

Основным
состоянием атома называют такое, когда
его электронное строение удовлетворяет
всем выше разобранным правилам. Если
атому (электрону) сообщить некоторую
дополнительную энергию, то могут быть
преодолены (нарушены) или принцип
минимума энергии или правило В.Хунда.
При этом атом переходит в возбужденное
состояние. Стабильно существовать в
таком состоянии атом не может и быстро
опять понижает свою энергию или,
возвращаясь в основное состояние, или
устанавливая химические связи с другими
атомами (чуть позднее мы убедимся, что
химическая связь обязательно предполагает
понижение энергии, установление связи
– экзотермический процесс).

Наиболее
простое электронное строение имеет
атом водорода. Порядковый номер элемента
Н
свидетельствует о том, что заряд ядра
атома водорода равен +1.
Следовательно, в нейтральном атоме
водорода имеется один единственный
электрон. Он располагается на 1s-орбитали:

электронная
формула атома Н
– 1
s1,
схема заселения орбиталей –
.

Следующий
за водородом элемент гелий имеет два
электрона в нейтральном атоме. Оба они
в соответствии с принципом В.Паули
заселяют 1s-орбиталь:

электронная
формула Не
1s2,
схема заселения орбиталей –
.

В
атомах Н
и Не
идет последовательное заселение
1s–орбитали,
поэтому их называют 1s-элементами.
В атоме гелия завершается заполнение
первого энергетического уровня, а сам
элемент гелий замыкает первый период
периодической системы.

Во
втором периоде расположены восемь
элементов: возглавляют его два 2s-элемента
(Li,
Ве), за ними располагаются -элементы
(B…Ne)
– в этих элементах идет последовательное
заселение -орбиталей.

Разберем
электронное строение некоторых элементов
II-го
периода.

  • Например,
    порядковый номер атома бора равен пяти,
    следовательно Zядра(В)
    = +5 и в нейтральном атоме бора имеется
    пять электронов. У атомов II-го периода
    они располагаются на двух энергетических
    уровнях. Второй уровень для атома В
    будет внешним, валентным. Именно орбитали
    и электроны II-го уровня будут способны
    участвовать в связывании и другими
    атомами. На орбиталях II-го уровня в
    атоме бора имеется три электрона (см.
    номер группы):

N
= 5, Zядра
= 5, электронная
формула атома В

.

N
= 7, Zядра
= 7, электронная
формула атома N

.

N
= 10, Zядра
= 10, электронная
формула атома Nе

.

Схема заселения
атомных орбиталей, учитывая их разницу
в энергиях, будет выглядеть следующим
образом:

Из этих
энергетических схем можно сделать
несколько выводов:

  • Самый
    простой: 1s-орбиталь
    существенно отличается по энергии от
    орбиталей II-го
    энергетического уровня, т.е. 1s-электроны
    гораздо прочней связаны с ядром
    соответствующего атома. Поэтому в
    химических реакциях эти электроны
    никогда не теряются в пользу другого
    атома (при образовании ионных связей)
    и даже не обобществляются с другими
    атомами (при образовании ковалентных
    связей). 1s-орбиталь
    (1s-электроны)
    не являются валентными, соответственно,
    подробно анализировать распределение
    электронов на таких орбиталях не
    требуется. В
    дальнейшем схематично будет разбираться
    заселение электронами только высоколежащих
    и сопоставимых по энергии валентных
    орбиталей!

  • По
    периоду в соответствии с ростом заряда
    ядра энергия валентных атомных орбиталей
    постепенно понижается. Это согласуется
    с качественными рассуждениями о том,
    что растет притяжение электронов к
    ядру. Более строго этот вывод можно
    обосновать с использованием формулы
    (1.27)
    на стр.25 (сомножитель Ео
    < 0, см. формулу (1.15)
    на стр.15). Сопоставление энергии валентных
    АО элементов одного периода будет
    полезным, когда речь пойдет об изменении
    радиусов, электроотрицательности
    атомов.

  • Тот
    факт, что 2s-орбитали
    понижают свою энергию чуть сильней,
    чем -орбитали
    объясняется большей проникающей
    способностью s-орбиталей,
    они «лучше чувствуют» растущий
    заряд ядра. Это несколько увеличивает
    разницу в энергиях между 2s
    и -орбиталями,
    что постепенно затрудняет возбуждение
    атомов.3

Рассмотрим кратко
валентные возможности обсуждаемых
атомов. Схема распределения электронов
на валентных орбиталях:

Атом
бора очень легко переходит в возбужденное
состояние и практически во всех своих
ковалентных соединениях использует
для связывания с атомами-партнерами
все три валентных электрона. Более того,
за счет имеющейся пустой АО атом В
может выступать акцептором электронных
пар и поэтому, как мы убедимся в дальнейшем,
особенно хорошо связывается с
атомами-донорами (например, с атомами
N,
O,
галогенами). Самым простым подтверждением
этих слов является высокая стабильность
нитрида BN,
оксида B2O3
и галогенидов (особенно, фторида BF3)
бора, а также легкость образования ионов
[В(ОН)4],
[BF4],
в которых атом бора четырехвалентен:

BF3
+ F
[BF4]4

Атом
азота, наоборот, с атомами-донорами
связывается плохо (кислородные соединения,
галогениды азота малоустойчивы). В то
же время атом N
во многих соединениях также четырехковалентен
(самые известные примеры: NH4+,
HNO3).
Причем в ионе аммония четвертая связь
получена по донорно-акцепторному
механизму (за счет донорных свойств
самого атома азота):

NH3
+ H+
[NH4]+,

а
в молекуле азотной кислоты четвертая
связь образована атомом N*
за счет -орбитали
с электронной парой5.
Позднее мы выясним, почему донорные
способности атома азота достаточно
хорошо реализуются при связывании с
H+
или атомами
Si
и хуже – при связывании с другими
элементами III-го
периода.

Атом
неона химически ни с какими другими
атомами не связывается. Казалось бы,
атом Ne
– потенциальный донор электронных пар,
но, чтобы эти способности реализовать
атому-донору, как правило, требуется
иметь отрицательный заряд. А для этого
необходимо иметь полярные связи с
каким-либо партнером, т.е. чтобы
установилась связь по донорно-акцепторному
механизму, уже должны быть образованы
связи за счет орбиталей с неспаренными
электронами. В основном состоянии атома
неона их нет. Для возбуждения требуется
перевод электронов на орбитали другого
(III-го)
энергетического уровня. Энергия
3s-орбитали
слишком велика (см. рис.1.10) и в
химических реакциях такие затраты
никогда не окупаются.

Рассмотрим
электронное строение элементов III-го
периода. Валентным для них является
третий энергетический уровень. На
третьем энергетическом уровне вначале
будет заполняться электронами 3s-орбиталь:

Na

,
Mg

.

Наличие
пустых -,
а, тем более
3
d-орбиталей
в атоме натрия не имеет никакого
существенного значения, поэтому их
часто вообще не указывают, также, как и
3d-орбитали
атома магния.6
Роль орбиталей усиливается в химии
р-элементов (Al…Cl,
Ar).

Электронные формулы
некоторых атомов:

Al
P
Ar

Соотношение в
энергиях валентных орбиталей и схемы
распределения электронов на них:

Из
анализа приведенных схем нетрудно
понять, что атом алюминия легче, чем
следующие за ним р-элементы
переходит в возбужденное состояние.
Более того, в своих соединениях с
неметаллическими элементами алюминий
никогда не остается трехковалентным:
будучи потенциальным акцептором
электронных пар, Al*
обязательно
использует в дополнительном связывании
остающуюся пустой -орбиталь,
а при связывании с сильно электроотрицательными
атомами – еще и 3d-орбитали.
Например, галогениды AlГ3
состоят вовсе не из четырехатомных
молекул. Иодид и бромид алюминия, строго
говоря, имеют состав Al2Г6
(каждый атом алюминия связан с четырьмя
атомами галогена):

Хлорид,
фторид, а также кислородные соединения
(оксид, гидроксид) алюминия являются
ионно-ковалентными полимерами, в
структуре которых каждый атомAl
связан с шестью партнерами. Но наиболее
простыми примерами частиц, в составе
которых атом алюминия поддерживает
связь с шестью другими атомами, являются
островные ионы [AlF6]3–,
[Al(OH)6]3–,
[Al(OH2)6]3+.
Как видно, Al3+
является более активным акцептором
электронных пар, чем атом бора. Используя
свои 3d–орбитали,
он способен связываться с большим числом
атомов-доноров.

Обсудим
проблему использования 3d–орбиталей
в связывании на примере более знакомых
элементов – азота и фосфора.

Сравнив
однотипные соединения данных элементов,
можно сделать вывод, что 3d–орбитали
атома фосфора активно используются в
процессах возбуждения и донорно-акцепторном
взаимодействии в тех соединениях, где
фосфор связан с более электроотрицательными
элементами и имеет положительные степени
окисления. Это косвенно свидетельствует
о том, в этих случаях 3d–орбитали
становятся энергетически более
доступными, более выгодными, т.е. понижают
свою энергию
.7
Для примера кратко сравним структуру
и стабильность соединений азота и
фосфора в степенях окисления –III
и +V:

III

+V

Ковалентные
соединения

Ковалентные
галогениды

NH3,
NH4+

PH3,
PH4+

5

PF5,
PCl5,
PBr5

[PF6],
[PCl6]

Устроены
одинаково, но из-за большего радиуса
атома фосфора PH3,
PH4+
гораздо
менее стабильны:

.

Соединение
состава РН5
не известно.

Не
известны

Не
смотря на большую
длину связи, получены PF5,
PCl5,
PBr5.
Стабильность падает из-за увеличения
радиуса галогена, но фторид и хлорид
образуются в условиях горения фосфора
в атмосфере соответствующего галогена.

Ионные
соединения

Ковалентные
кислородные соединения

Mg3N2

Mg3P2

N2O5,
HNO3

(P2O5)n,
Р4О10

(НРО3)n,
Н3РО4
и другие

Устроены
одинаково, фосфиды менее стабильны,
чем нитриды.

Различаются
и состав, и структура веществ. Например:

Не
смотря на большую
длину связи, соединения фосфора (+V)
более разнообразны и более стабильны.

У
следующих за фосфором элементов (S
и Cl)
3d–орбитали
также используются в дополнительном
взаимодействии (например, в кислородных
соединениях). Однако акцепторные
способности постепенно уменьшаются
из-за растущей электроотрицательности
элементов. Замыкающий период аргон, как
He
и Ne
является инертным элементом, в химическом
связывании не участвует, т.к. в атоме
отсутствуют неспаренные электроны.

Таким
образом, электронное строение внешних
уровней элементов II-го
и III-го
периодов в основном состоянии совпадает.
Однако при связывании с более
электроотрицательными элементами
валентные возможности атомов III-го
периода увеличиваются благодаря наличию
пустых 3d–орбиталей.

Следом
за аргоном располагается элемент калий.
Поскольку последний 19-тый электрон
этого атома располагается на 4sорбитали,
калий возглавляет IV-й
период:

К

,
Са
.

По
той причине, что 3d–орбитали
заселяются электронами у элементов
IV-го
периода, отличает его от двух предыдущих.
Четвертый и последующие периоды называют
большими.
Начинаются и завершаются все большие
периоды, как и периоды
типических элементов

(II-ой
и III-й)
двумя ns
и шестью
np–элементами.
Но между ними вклиниваются, так называемые,
переходные
элементы
, у
которых идет заполнение или (n-1)d
(в IV-м
и V-м
периодах):

,

или
(n-1)d
и (n-2)f–орбиталей
(в VI-м
и VII-м
периодах; здесь n
– главное
квантовое число внешних электронов,
совпадающее с номером периода). Такая
структура больших периодов согласуется
с правилами В.Клечковского, с энергиями
соответствующих АО. В коротком варианте
Периодической системы элементы длинных
периодов располагают в двух рядах.
В итоге в вертикальных столбцах (группах)
оказываются элементы разных типов.
Поэтому каждая вертикальная группа
элементов

в свою очередь подразделяется на две
подгруппы.
Главные
подгруппы
объединяют s
или
р–элементы
с одинаковым электронным строением
внешнего энергетического уровня.
Побочные
подгруппы
объединяют только
d–элементы.
Распределение электронов на (n-1)d
и ns–орбиталях
этих атомов зачастую различается.
Поскольку энергии этих АО довольно
близки (см. рис.2.10 на стр.29), порой
наблюдаются электронные
проскоки
с
ns
на (n-1)d–орбитали.
В коротком варианте таблицы f–элементы
вынесены в отдельные строки: лантаноиды
(4f–элементы)
и актиноиды (5f–элементы).

Рассмотрим
электронное строение некоторых элементов
d
(Sc,
Cr,
Fe,
Cu)
и р–элементов
(Ga,
As,
Kr)
IV-го
периода.

Sc
является первым 3d–элементом:

.

Волнистыми
линиями выделены сопоставимые по энергии
валентные орбитали атома скандия. В
атомах титана и ванадия идет последовательное
увеличение числа 3d–электронов,
а в атоме хрома наблюдается электронный
проскок и формируется полузаполненный
3d–подуровень:

Cr
.

В
атоме марганца 3d5–конфигурация
сохраняется, а дополнительный электрон
заселяет 4s–орбиталь.
В атомах Fe,
Co
и Ni
опять возобновляется заполнение
3d–подуровня,
причем полностью завершенным он
оказывается в атоме меди (вновь происходит
«провал» электрона с 4s–орбитали
на 3d–подуровень):

Fe

Cu

.

Соотношение в
энергиях валентных орбиталей и схемы
распределения электронов на них:

С
ростом заряда ядра энергия всех валентных
АО уменьшается. Особенно быстро
стабилизируются 3d–орбитали,
постепенно они становятся самыми
«низколежащими». Как отмечалось
ранее на примере р-элементов,
дополнительно энергия 3d–орбиталей
понижается при ионизации атомов. Поэтому
в ионах 3d–металлов
остающиеся валентные электроны
расположены на 3d–орбиталях:

Fe
…3d64s24p0
Fe2+…3d64s04p0
Fe3+…3d54s04p0

Постепенная
стабилизация 3d–орбиталей
делает их практически невалентными уже
для Zn
и, тем более, для последующих -элементов.
Более того, в положительных степенях
окисления 3d–орбитали
дополнительно отдаляются по энергии
от 4s
и -орбиталей,
а вот «высоколежащие» 4d–орбитали,
наоборот, приближаются к валентным АО
и могут быть использованы для возбуждения
атома, и в донорно-акцепторном
взаимодействии:

Ga:,
As:,
Kr:

Как
видно, строение внешнего уровня этих
атомов очень сходно с таковым для Al,
P
и Ar,
а атомы второго периода (B,
N
и Ne)
имеют такое же число валентных электронов,
характеризуются таким же их распределением
(ns2np1,
ns2np3,
ns2np6,
соответственно), но не имеют пустых
nd–орбиталей.
Как следствие, структура и свойства
однотипных соединений элементов
III-го
и IV-го
периодов гораздо более сходны между
собой и, в свою очередь, существенно
отличаются от аналогичных соединений
элементов II-го
периода.8

С
учетом всего вышесказанного можно
сформулировать периодический
закон
(впервые
в несколько ином виде предложенный
Д.И.Менделеевым, 1869г.): свойства
атомов, состав, структура и свойства
образуемых ими однотипных соединений
находятся в периодической зависимости
от зарядов их ядер.

То есть, при постепенном, монотонном
изменении заряда ядра (порядкового
номера элемента) периодически повторяется
(у элементов одной подгруппы) электронная
структура внешнего энергетического
уровня, ответственного за валентные
возможности атомов. Поэтому наблюдается
периодическое повторение состава,
структуры и свойств веществ. Но, как уже
было показано на примере B–Al–Ga
и, более подробно, на примере N–P–As
структура и свойства атомов (веществ)
не повторяются абсолютно. Наблюдается
и закономерное их изменение. Оно
обусловлено как изменением радиусов
атомов, так и наличием (отсутствием)
валентных nd-орбиталей.
Различия в свойствах атомов (веществ)
могут быть вызваны и различиями в
структуре предвнешнего энергетического
уровня.8

studfiles.net

Строение атома, химическая связь, валентность и строение молекул

(Конспект
лекций)

Строение атома. Введение.

Объектом
изучения в химии являются химические
элементы и их соединения.
Химическим элементом
называют
совокупность атомов с одинаковым
положительным зарядом. Атом

это наименьшая частица химического
элемента, сохраняющая его химические
свойства
.
Связываясь, друг с другом, атомы одного
или разных элементов образуют более
сложные частицы – молекулы.
Совокупность атомов или молекул образуют
химические вещества. Каждое индивидуальное
химическое вещество характеризуется
набором индивидуальных физических
свойств, такими как температуры кипения
и плавления, плотностью, электро- и
теплопроводностью и т.п.

1. Строение атома и Периодическая система элементов

Д.И.
Менделеева
.

Знание
и понимание закономерностей порядка
заполнения Периодической системы
элементов Д.И. Менделеева позволяет
понять следующее:

1.физическую
суть существования в природе определенных
элементов,

2.природу
химической валентности элемента,

3.способность
и «лёгкость» элемента отдавать или
принимать электроны при взаимодействии
с другим элементом,

4.природу
химических связей, которые может
образовать данный элемент при
взаимодействии с другими элементами,
пространственное строение простых и
сложных молекул и пр., пр.

Строение атома.

Атом
представляет собой сложную микросистему
находящихся в движении и взаимодействующих
друг с другом элементарных частиц.

В
конце 19 и начале 20 веков было установлено,
что атомы состоят из более мелких частиц:
нейтронов, протонов и электронов,
Последние две частицы являются заряженными
частицами, протон несет на себе
положительный заряд, электрон —
отрицательный. Поскольку атомы элемента
в основном состоянии электронейтральны,
то это означает, что число протонов в
атоме любого элемента равно числу
электронов. Масса атомов определяется
суммой массы протонов и нейтронов,
количество которых равна разности массы
атомов и его порядкового номера в
периодической системе Д.И. Менделеева.

В
1926 г Шрёдингер предложил описывать
движение микрочастиц в атоме элемента
при помощи выведенного им волнового
уравнения. При решении волнового
уравнения Шрёдингера для атома водорода
появляются три целочисленных квантовых
числа: n,

и m,
которые характеризуют состояние
электрона в трёхмерном пространстве в
центральном поле ядра. Квантовые числа
n,

и m
принимают целочисленные значения.
Волновая функция, определяемая тремя
квантовыми числами n,
и
m
и получаемая в результате решения
уравнения Шрёдингера, называется
орбиталью. Орбиталь
— это область пространства, в котором
наиболее вероятно нахождение электрона
,
принадлежащего атому химического
элемента. Таким образом, решение
уравнения Шредингера для атома водорода
приводит к появлению трёх квантовых
чисел, физический смысл которых состоит
в том, что они характеризуют три разного
вида орбиталей, которые может иметь
атом. Рассмотрим более подробно каждое
квантовое число.

Главное
квантовое число

n
может принимать любые положительные
целочисленные значения: n
= 1,2,3,4,5,6,7…Оно характеризует энергию
электронного уровня и размер электронного
″облака″. Характерно, что номер главного
квантового числа совпадает с номером
периода, в котором находится данный
элемент.

Азимутальное
или орбитальное квантовое число

ℓ может принимать целочисленные значения
от
= 0….до n
– 1 и определяет момент движения
электронов, т.е. форму орбитали. Для
различных численных значений ℓ используют
следующие обозначения:
= 0, 1, 2, 3, и обозначаются символами s,
p,
d,
f,
соответственно для
= 0, 1, 2 и 3. В периодической системе
элементов нет элементов со спиновым
числом
= 4.

Магнитное
квантовое число
m
характеризует
пространственное расположение электронных
орбиталей и, следовательно, электромагнитные
свойства электрона. Оно может принимать
значения от –

до + ,
включая нуль.

Форма
или, точнее, свойства симметрии атомных
орбиталей зависят от квантовых чисел

и m.
«Электронное облако», соответствующее
s
— орбитали имеет, имеет форму шара (при
этом =
0).

Рис.1. 1s-орбиталь

Орбитали,
определяемые квантовыми числами ℓ = 1
и m

= -1, 0 и +1, называются р-орбиталями.
Поскольку m

при этом имеет три разных значений, то
атом при этом имеет три энергетически
эквивалентные р-орбитали (главное
квантовое число для них одно и тоже и
может иметь значение n
=2,3,4,5,6 или 7). р-Орбитали обладают осевой
симметрией и имеют вид объёмных восьмёрок,
во внешнем поле ориентированных по осям
x,
y
и z
(рис.1.2). Отсюда и происхождение символики
px,
py
и pz.

Рис.2. рx,
py
и pz-орбитали

Кроме
того, имеются d-
и f-
атомные орбитали, для первых ℓ = 2 и m

= -2, -1, 0, +1 и +2, т.е. пять АО, для вторых
ℓ = 3 и m

= -3, -2, -1, 0, +1, +2 и +3, т.е. 7 АО.

Четвёртое
квантовое ms
называется спиновым квантовым числом,
было введено для объяснения некоторых
тонких эффектов в спектре атома водорода
Гаудсмитом и Уленбеком в 1925г. Спин
электрона — это угловой момент заряженной
элементарной частицы электрона,
ориентация которого квантована, т.е.
строго ограничена определёнными углами.
Эта ориентация определяется значением
спинового магнитного квантового числа
(s),
которое для электрона равно ½,
поэтому для электрона согласно правилам
квантования ms
= ± ½.

В связи с этим к набору из трёх квантовых
чисел следует добавить квантовое число
ms.
Подчеркнём еще раз, что четыре квантовых
числа определяют порядок построения
периодической таблицы элементов
Менделеева и объясняют, почему в первом
периоде только два элемента, во втором
и в третьём – по восемь, — в четвёртом
– 18 и т д. Однако, чтобы объяснить
строение многоэлектронных атомов,
порядок заполнения электронных уровней
по мере увеличения положительного
заряда атома недостаточно иметь
представления о четырёх квантовых
числах, «управляющих» поведением
электронов при заполнении электронных
орбиталей, но необходимо знать ещё
некоторые простые правила, а именно,
принцип
Паули, правило Гунда и правила Клечковского.

Согласно
принципа Паули в
одном и том же квантовом состоянии,
характеризуемом определенными значениями
четырёх квантовых чисел, не может
находиться более одного электрона.
Это
означает, что один электрон можно в
принципе поместить на любую атомную
орбиталь. Два электрона могут находиться
на одной атомной орбитали только в том
случае, если они отличаются спиновыми
квантовыми числами.

При
заполнении электронами трёх р-АО, пяти
d-AO
и семи f-AO
следует руководствоваться кроме принципа
Паули ещё и правилом Гунда: Заполнение
орбиталей одной подоболочки в основном
состоянии происходит электронами с
одинаковыми спинами.

При
заполнении подоболочек (
p,
d,
f)абсолютное
значение суммы спинов должно быть
максимальной
.

Правило
Клечковского
.
Согласно
правилу Клечковского при заполнении
d
и
f
орбиталией электронами должен соблюдаться
принцип
минимальной энергии.

Согласно этому принципу электроны в
основном состоянии заполняют орбитали
с минимальными уровнями энергии. Энергию
подуровня определяют сумма квантовых
чисел
n
+ ℓ = Е
.

Первое
правило Клечковского
:
сначала
заполняются те подуровни, для которых
n
+ ℓ = Е

минимальна.

Второе
правило Клечковского
:
в
случае равенства
n
+ ℓ

для нескольких подуровней идёт заполнение
того подуровня, для которого
n
минимальна.

В
настоящее время известно 109 элементов.

2.
Энергия
ионизации, сродство к электрону и
электроотрицательность
.

Важнейшими
характеристиками электронной конфигурации
атома являются энергия ионизации (ЭИ)
или потенциал ионизации (ПИ) и сродство
атома к электрону (СЭ). Энергией
ионизации называют изменение энергии
в процессе отрыва электрона от свободного
атома при 0 К: А =
+
+
ē .
Зависимость
энергии ионизации от порядкового номера
Z
элемента, размера атомного радиуса
имеет ярко выраженный периодический
характер.

Сродство
к электрону (СЭ), представляет собой
изменение энергии, которым сопровождается
присоединение электрона к изолированному
атому с образованием отрицательного
иона при 0 К: А + ē = А

(атом и ион находятся в своих основных
состояниях).

При этом электрон занимает низшую
свободную атомную орбиталь (НСАО), если
ВЗАО занята двумя электронами. СЭ сильно
зависит от их орбитальной электронной
конфигурации.

Изменения
ЭИ и СЭ коррелируют с изменением многих
свойств элементов и их соединений, что
используется для предсказания этих
свойств по значениям ЭИ и СЭ. Наиболее
высоким по абсолютной величине сродством
к электрону обладают галогены. В каждой
группе периодической таблице элементов
потенциал ионизации или ЭИ уменьшается
с увеличением номера элемента, что
связано с увеличением атомного радиуса
и с увеличением количества электронных
слоев и что хорошо коррелирует с
увеличением восстановительной способности
элемента.

В
таблице 1 Периодической системы элементов
приведены значения ЭИ и СЭ в эВ/на атом.
Отметим, что точные значения СЭ известны
лишь для немногих атомов, их величины
подчёркнуты в таблице 1.

Таблица 1

Первая
энергия ионизации (ЭИ), сродство к
электрону (СЭ) и электроотрицательность
χ) атомов в периодической системе.

ЭИ

СЭ

χ

r

1

H

13.60

0.747

2.10

0,37

2

He

24.58

0.077

1,22

ЭИ

СЭ

χ

r

3

Li

5.39

0.54

0.98

1.55

4

Be

9.32

-0.3

1.57

1.13

5

B

8.30

0.2

2.04

0.91

6

C

11.26

1.25

2.55

0.77

7

N

14.54

-0.1

3.04

0,55

8

O

13.62

1.47

3.44

0.59

9

F

17.42

3.45

3.98

0.64

10

Ne

21.56

1,60

ЭИ

СЭ

χ

r

11

Na

5.14

0.74

0.93

1.89

12

Mg

7.64

-0.3

1.31

1.60

13

Al

5.98

0.6

1.61

1.43

14

Si

8.15

1.63

1.90

1.34

15

P

10.55

0.7

1.90

1.13

16

S

10.36

2.07

2.19

1.04

17

Cl

13.01

3.61

3.16

0.99

18

Ar

15.76

1,92

ЭИ

СЭ

χ

r

19

K

4.34

0.502

0.82

2.36

20

Ca

6.11

0.6

1.00

1.97

21

Sc

6.54

-0.4

1.36

1.64

22

Ti

6.82

0.08

1.54

1.46

23

V

6.74

0.53

1.66

1.34

24

Cr

6.76

0.67

1.66

1.27

25

Mn

7.43

-1.2

1.55

1.30

26

Fe

7.90

0.15

1.8

1.26(α)

27

Co

7.86

0.66

1.88

1.25

28

Ni

7.63

1.16

1.91

1.24

29

Cu

7.72

1.23

1.90

1.28

30

Zn

9.39

-0.9

1.65

1.39

31

Ga

6./00

0.18

1.81

1,39

32

Ge

7.88

1.2

2.011

1,39

33

As

9.81

0.6

2.18

1,48

34

Se

9.75

2.07

2.55

1,60

35

Br

11.84

3.36

2.96

1.14

36

Kr

14.00

1,98

ЭИ

СЭ

χ

r

37

Rb

4.18

0.4859

0.82

2.48

38

Sr

5.69

-0.5

0.95

2.15

39

Y

6.38

0.31

1.22

1.81

40

Zr

6.84

0.43

1.33

1.60

41

Nb

6.88

0.89

1.6

1.45

42

Mo

7.10

0.75

2.16

1.39

43

Tc

7.28

0.6

1.9

1.36

44

Ru

7.36

1.1

2.28

1.33

45

Rh

7.46

1.14

2.2

1.34

46

Pd

8.33

0.56

2.20

1.38

47

Ag

7.574

1.30

1.93

1.44

48

Cd

8.99

-0.6

1.69

1.56

49

In

5.79

0.2

1.78

1.66

50

Sn

7.34

1.11

1.96

1.58

51

Sb

8.64

1.1

2.05

1.61

52

Te

9.01

2.2

2.1

1.70

53

I

10.45

3.06

2.66

1.33

54

Xe

12.13

2,18

ЭИ

СЭ

χ

r

55

Cs

3.89

0.4716

0.79

2.67

56

Ba

5.21

0.89

2,21

57

La

5.58

0.5

1.10

1,87

72

Hf

7.5

1.3

1,59

73

Ta

7.89

0.32

1.5

1.46

74

W

7.98

0.82

2.36

1.40

75

Re

7.88

0.15

1.9

1.37

76

Оs

8.73

1.4

2.2

1.35

77

Ir

9.05

1.57

2.2

1.36

78

Pt

8.96

2.13

2.28

1.38

79

Au

9.23

2.31

2.54

1.44

80

Hg

10.44

2.00

1,60

81

Tl

6.11

0.3

2.04

1,71

82

Pb

7.42

0.37

2.33

1.75

83

Bi

12.25

0.95

2.02

1,82

84

Po

8.42

1.9

2.0

1.67

85

At

9.0

2.9

2.2

86

Rn

1038

χ
– электроотрицательность по Полингу

r
атомный радиус, (из «Лабораторные и
семинарские занятия по общей и
неорганической химии» , Н.С. Ахметов,
М.К. Азизова, Л.И. Бадыгина)

studfiles.net

Строение электронных оболочек атома

Разделы:
Химия



Цель урока: Сформировать представления учащихся о строении электронной
оболочки атома на примере химических элементов 1–3
периодов периодической системы. Закрепить понятия “периодический закон” и
“периодическая система”.



Задачи урока: Научиться составлять электронные формулы атомов, определять
элементы по их электронным формулам, определять состав атома.



Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева,
классная доска, мультимедиа-проектор, персональный компьютер, макет и
презентация “Составление электронных формул строения атомов”.



Тип урока: комбинированный



Методы: словесный, наглядный.



Ход урока

I. Организационный момент.


Приветствие. Отметка отсутствующих. Активизация класса на усвоение новой
темы.

Учитель проговаривает и записывает тему урока на доске “Строение
электронных оболочек атома”.



II. Объяснение нового материала


Учитель: В начале XX века была принята планетарная модель строения
атома
, предложенная Резерфордом, согласно которой вокруг очень малого по
размерам положительно заряженного ядра движутся электроны, как планеты вокруг
Солнца. (Презентация.
Слайд 1. Модель Резерфорда).

Следовательно, в атоме есть траектории, по которым движется электрон. Однако
дальнейшие исследования показали, что в атоме не существует траекторий движения
электронов. Движение без траектории означает, что мы не знаем, как электрон
движется в атоме, но можем установить область, где чаще всего встречается
электрон. Это уже не орбита, а орбиталь. Двигаясь вокруг атома, электроны
образуют в совокупности его электронную оболочку.

Давайте выясним, как движутся электроны вокруг ядра? Беспорядочно или в
определенном порядке? Исследования Нильса Бора
– основоположника современной атомной физики, а также ряда других ученых
позволили сделать вывод: электроны в атомах располагаются определенными слоями –
оболочками и в определенном порядке.

Строение электронных оболочек атомов имеют важную роль для химии, так как
именно электроны обуславливают химические свойства веществ. Важнейшей
характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его
связи с ядром. Электроны в атоме различаются определенной энергией, и, как
показывают опыты, одни притягиваются к ядру сильнее, другие слабее. Объясняется
это удаленностью электронов от ядра. Чем ближе электроны к ядру, тем больше
связь их с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила
притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Так
образуются электронные слои в электронной оболочке атома.
Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют единый
электронный слой, или энергетический уровень. Энергия электронов в
атоме и энергетический уровень определяется главным квантовым числом n и
принимает целочисленные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Чем больше значение n,
тем больше энергия электрона в атоме. Максимальное число электронов, которое
может находиться на том или ином энергетическом уровне, определяется по формуле:



N = 2n2


Где N – максимальное число электронов на уровне;



n – номер энергетического уровня.

Установлено, что на первой оболочке располагается не более двух электронов,
на второй – не более восьми, на третьей – не более 18, на четвертой – не более
32. Заполнение более далеких оболочек мы рассматривать не будем. Известно, что
на внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов,
его называют завершенным. Электронные слои, не содержащие максимального
числа электронов, называют незавершенными.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне
электронной оболочки атома равно номеру группы для химических
элементов главных подгрупп.

Как ранее было сказано, электрон движется не по орбите, а по орбитали и не
имеет траектории.

Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного
электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком.


Орбитали, или подуровни, как их еще называют, могут иметь разную форму, и их
количество соответствует номеру уровня, но не превышает четырех. Первый
энергетический уровень имеет один подуровень (s), второй
– два (s,p), третий – три (s,p,d) и т.д. Электроны разных
подуровней одного и того же уровня имеют разную форму электронного облака:
сферическую (s), гантелеобразную (p)
и более сложную конфигурацию (d) и
(f).
Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть s-орбиталью.
Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру.




S – орбиталь

Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее
вытягивается область его пребывания, и, наконец, превращается в гантелеобразную
p-орбиталь:

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения
вдоль осей координат пространства x, y и z. Это легко
объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака
взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от
друга.




Три p –
орбитали

Итак, p-орбиталей может быть три. Энергия их, конечно, одинакова, а
расположение в пространстве – разное.

Составить схему последовательного заполнения электронами энергетических
уровней

Теперь мы можем составить схему строения электронных оболочек атомов:

  1. Определяем общее число электронов на оболочке по порядковому номеру
    элемента.
  2. Определяем число энергетических уровней в электронной оболочке. Их число
    равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится элемент.
  3. Определяем число электронов на каждом энергетическом уровне.
  4. Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали
    буквами s и p, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху
    справа над буквой, изображаем строение атомов более полными электронными
    формулами. Ученые условились обозначать каждую атомную орбиталь квантовой
    ячейкой
    – квадратиком на энергетической диаграмме:

На s-подуровне может находиться одна атомная орбиталь

а на pподуровне их может быть уже три –

(в соответствии с тремя осями координат):

Орбиталей dи fподуровня в атоме может быть уже
пять и семь соответственно:

Пример:

Ядро атома водорода имеет заряд +1, поэтому вокруг его ядра движется только
один электрон на единственном энергетическом уровне. Запишем электронную
конфигурацию атома водорода

Чтобы установить связь между строением атома химического элемента и его
свойствами, рассмотрим еще несколько химических элементов.

Следующий за водородом элемент-гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2,
поэтому атом гелия содержит два электрона на первом энергетическом уровне:

Так как на первом энергетическом уровне может находиться не более двух
электронов, то он считается завершенным.

Элемент № 3 – литий. Ядро лития имеет заряд +3,
следовательно, в атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом
энергетическом уровне, а третий электрон начинает заполнять второй
энергетический уровень. Сначала заполняется s-орбиталь первого уровня, потом s-орбиталь
второго уровня. Электрон, находящийся на втором уровне слабее связан с ядром,
чем два других.

Далее формирование электронных оболочек у элементов 2-го периода происходит
следующим образом:

Для атома углерода уже можно предположить три возможных схемы заполнения
электронных оболочек в соответствии с электронно-графическими формулами:

Анализ атомного спектра показывает, что правильна последняя схема. Пользуясь
этим правилом, нетрудно составить схему электронного строения для атома азота:

Этой схеме соответствует формула 1s22s22p3.
Затем начинается попарное размещение электронов на 2p-орбиталях. Электронные
формулы остальных атомов второго периода:

У атома неона заканчивается заполнение второго энергетического уровня, и
завершается построение второго периода системы элементов.

Найдите в периодической системе химический знак лития, от лития до неона Ne
закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами
второй слой. С ростом числа электронов на втором слое металлические свойства
элементов постепенно ослабевают и сменяются неметаллическими.

Третий период, подобно второму, начинается с двух элементов (Na, Mg), у
которых электроны размещаются на s-подуровне внешнего электронного слоя. Затем
следуют шесть элементов (от Al до Ar), у которых происходит формирование p-подуровня
внешнего электронного слоя. Структура внешнего электронного слоя соответствующих
элементов второго и третьего периодов оказывается аналогичной. Иначе говоря, с
увеличением заряда ядра электронная структура внешних слоев атомов периодически
повторяется. Если элементы имеют одинаково устроенные внешние энергетические
уровни, то и свойства этих элементов подобны. Скажем, аргон и неон содержат на
внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, то есть почти не
вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон – газы, которые
имеют одноатомные молекулы.

Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и
обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу
периодической системы.

Далее, учитель вместе с учениками делают выводы по пройденной теме и
повторяют материал.

III. Выводы.


1. Свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда
ядра, периодически повторяются, так как периодически повторяется строение
внешних энергетических уровней атомов элементов.

2. Плавное изменение свойств химических элементов в пределах одного периода
можно объяснить постепенным увеличением числа электронов на внешнем
энергетическом уровне.

3. Причина сходства свойств химических элементов, принадлежащих к одному
семейству, заключается в одинаковом строении внешних энергетических уровней их
атомов.



IV. Закрепление нового материала.


Задание для класса:

1. Изобразите строение атомов следующих элементов:

а) натрия;

б) кремния

2. Сравните строение атомов азота и фосфора.

3. По данным о распределении валентных электронов найдите элемент:

а) 1s2 2s1
б) 1s2 2s22p63s23p6

в) 1s22s22p63s23p4
 г) 1s2 2s22p4
д) 1s22s22p63s23p64s1

4. Используя компьютерную презентацию “Составление электронных формул
строения атомов” составьте электронные формулы атомов а) азота; б) серы.


5. Используя макет “Составление электронных формул строения атомов”
электронные формулы атомов: а) магния; б) кислорода.



V. Домашнее задание: § 8, Стр. 28-33.

Нарисуйте схемы строения электронных оболочек атомов:
бора, хлора, лития, алюминия.

Приложение.

24.05.2010

urok.1sept.ru

Электронное строение атома

Поделись с друзьями

Около, двух с половиной тысяч лет древнегреческий философ Демокрит высказал мысль о том, что все окружающие нас тела состоят из мельчайших невидимых и неделимых частиц — атомов.

Из атомов, как из своеобразных кирпичиков собираются молекулы: из одинаковых атомов — молекулы простых, веществ, из атомов различного вида -молекулы сложных веществ.

Уже в конце девятнадцатого века наукой установлено, что атомы — частицы далеко не «неделимые», как представляла древняя философия, а, в свою очередь, состоят из ещё более мелких и, если так можно выразиться, ещё более простых частиц. В настоящее время с большей или меньшей достоверностью доказано существование уже около трех сотен элементарных частиц, входящих в состав атомов.

Для изучения химических превращений в большинстве случаев нам достаточно указать три частицы, входящие в атом: протон, электрон и нейтрон.

Протон представляет собой частицу массой условно принятой за единицу (1/12 массы атома углерода) и единичным положительным зарядом. Масса протона – 1,67252 х 10-27 кг

Электрон — частица с практически нулевой массой (в 1836 раз меньшей, чем у протона) и единичным отрицательным зарядом. Масса электрона – 9,1091х10-31 кг.

Нейтрон, представляет собой частицу с массой практически равной массе протона, но не имеющую заряда (нейтрален). Масса нейтрона – 1,67474 х 10-27 кг.

Современная наука представляет атом, устроенным приблизительно, также как утроена наша солнечная система: в центре атома находится ядро (солнце), вокруг которого на относительно большом расстоянии вращаются электроны (как планеты вокруг солнца). Эта «планетарная» модель атома, предложенная в 1911 году Эрнестом Резерфордом и в 1913 году уточнённая постулатами Бора, сохранила своё значение до настоящего времени.

В ядре, состоящим из протонов и нейтронов и занимающем очень малую часть объема атома, сосредоточена основная масса атома (масса электронов в химических расчётах атомных и молекулярных масс обычно не учитывается).

Число протонов в ядре определяет вид атома. Всего сейчас открыто более ста видов атомов, которые и представлены в Таблице элементов под номерами, соответствующими числу протонов в ядре.

Простейший атом содержит в ядре всего один протон: это атом водорода. Более сложный атом гелия имеет в ядре уже два протона, третий (литий) — три и т.д. Определённый вид атома называется элементом.

students-library.com

Электронное строение атомов — Справочник химика 21





    На основе электронного строения атомов указать, могут ли быть окислителями атомы натрия, катионы натрия, кистород в степени окисленности —2, иод в степени окисленности О, фторид-ионы, катионы водорода, нитрит-ионы, гидрид-ионы..  [c.166]

    Дать краткую характеристику кремния, указав а) электронное строение атома и его валентные возможности б) химические свойства свободного кремния. [c.237]








    Объясните исходя из электронного строения атомов, каков физический смысл номера периода и номера группы. [c.22]

    Следует иметь в виду, что последняя схема (как и сами правила Клечковского) не отражает частных особенностей электронной структуры атомов некоторых элементоа. Например, при переходе от атома никеля (2 = 28) к атому меди (2 = 29) число Зй-электронов увеличивайся не иа один, а сразу на два за счет проскока одного из 45-электронов на подуровень З . Таким образом, электронное строение атома меди выражается формулой Аналогичный проскок электрона с внешнего на й-иодуро-вень предыдущего слоя происходит и в атомах аналогов меди — серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью занятым энергетическим подуровням (см. 34). Переход электрона Б атоме меди с подуровня 4 на пп 1урсвонь 3 (и аналогичные переходы в атомах серебра и золота) приводит к оОразовгшню целиком заполненного -подуровня н поэтому оказывается энергетически выгодным. [c.98]

    В предыдущих главах было показано, что энергии ионизации, сродство к электрону и электроотрицательности атомов всех элементов удается объяснить на основе рассмотрения орбитальной электронной структуры атомов. Теперь попытаемся связать электронное строение атомов с химическими свойствами элементов и их соединений. Начнем с обсуждения (и составления уравнений) реакций, в которых одни реагенты теряют, а другие приобретают электроны (окислительно-восстановительные реакции). За- [c.415]

    Согласно представлениям Гейтлера и Лондона, водород способен к образованию молекулы Нг потому, что в его атоме имеется один неспаренный электрон, а гелий не может образовать молекулу Нб2 ввиду того, что оба электрона в атоме Не являются спаренными. Аналогично рассмотрим взаимодействие двух атомов Li. Электронное строение атома лития (ls 2s) (рнс. 1.34) таково, что в этом атоме имеется один неспаренный 25-электрон, поэтому за счет спаривания одиночных s-электронов можно ожидать образования молекулы LI2, аналогичной молекуле Нз. Действительно, молекула, LI2 существует. Энергия связи в молекуле Lis (1,03 эВ) приблизительно в четыре раза меньше энергии связи в молекуле Нг (4,48 эВ). Это обусловлено наличием около ядра лития перв ого электронного слоя, поэтому связь Li —Li значительно более длин-» ная, чем связь Н—Н (267 пм вместо 74 пм в молекуле Нг) кроме того, две пары электронов первого слоя сильно экранируют заряд ядра и отталкипаются друг от друга. Все это приводит к значи- тельному ослаблению связи. [c.81]

    Изучение электронного строения атомов начинается с описания в рамках одноэлектронного приближения оболочечной модели. Переходя от теории атома к теории молекул, естественно сохранить ту же последовательность изложения. Под атомными функциями далее понимают функции, точка центрирования которых совпадает с ядром. Явный вид волновой функции в общем случае отличен от вида функции свободного атома. Будем считать, что атомная задача решена известны численные характеристики различных атомных величин, включая и значения орбитальных энергий. Особый интерес представляют слабосвязанные атомные электроны, волновые функции которых наиболее существенным образом деформируются в ходе образования химической связи. Разделение электронов на более и менее существенные не всегда однозначно, приходится делать те или иные допущения, справедливость которых впоследствии проверяется на уровне точных расчетов. Примером тому может служить исследование роли -электронов атомов переходных металлов в энергии связи молекул. [c.208]

    В предыдущей главе мы познакомились с волновыми функциями и энергетическими уровнями атома водорода. При помощи этих сведений и так называемого принципа заполнения мы сможем перейти к выяснению электронного строения атомов всех элементов. Это позволит нам понять структуру периодической системы, таблица которой изображена на рис. 7-3 [c.385]

    Знание электронного строения атомов позволяет подойти к интерпретации химических свойств элементов. Не следует пытаться запоминать все приводимые ниже факты, нужно лишь выделять из описательного материала те свойства, которые подчиняются регулярным периодическим закономерностям и могут быть объяснены электронным строением атомов. Не каждое химическое свойство становится абсолютно ясным, если известно электронное строение атома данного элемента, но многие наблюдаемые факты приобретают на этой основе ясный смысл, и именно этот смысл следует искать в массе химических данных. [c.432]

    Углерод. Электронное строение атома соответствует распределению электронов по ячейкам, в котором, согласно правилу Хунда, имеется два одиночных электрона. Однако валентность два для углерода не характерна , поскольку сравнительно легко осуществляется переход атома в возбужденное состояние, в котором его валентность равна четырем (см. рис. 1.34). [c.83]

    При обсуждении электронного строения атомов понадобится также важный интеграл от произведения трех сферических функций, который выражают через коэффициенты Клебша — Гордана по формуле [c.27]

    Почему азоту трудно образовывать длинные цепи связей N—N—N—N—N—, аналогичные углеродным цепям Каким образом это зависит от электронного строения атомов  [c.340]

    Иерн. Электронное строение атома неона и распределение электронов по квантовым ячейкам (рис. 1.34) таковы, что в атоме неона нет неспаренных электронов. Неон, подобно гелию, не образует молекул с другими атомами его валентность равна нулю. Для возбуждения атома Ые необходима очень большая энергия, так как возбуждение сопряжено с переходом электронов на новый электронный слой. [c.83]

    Современная периодическая таблица основана прежде всего на расположе- , НИИ элементов в порядке возрастания атомного номера. Она отражает также i и электронное строение атомов.  [c.125]

    Разделы, посвященные описательной химии элементов, могут не потребовать большого обсуждения с преподавателем студентам не следует стараться запоминать большое количество фактов, они должны лишь находить в них закономерности и связывать их с электронным строением атомов. При обсуждении сравнительной способности элементов находиться в определенных состояниях окисления в растворе удобно воспользоваться окислительными потенциалами, но студентам нужно указать, что этот способ будет подробно обсуждаться в гл. 19 и поэтому нет надобности долго останавливаться на нем в данном месте курса. [c.575]

    Олово 8п существует в виде двух аллотропных модификаций — неметаллическая форма а-8п (серое олово), устойчивая ниже 13,2 °С и металлическая форма Р-8п (белое олово), устойчивая выше 13,2 °С. Эти модификации отличаются структурой, что в свою очередь связано с электронным строением атома олова. Серое олово имеет алмазоподобную структуру и является изолятором, причем атомы олова находятся в состоянии зр -гибридизации (конфигурация 4с( 58 5р ). Белое олово имеет слоистую структуру и обладает металлической проводимостью, причем атомы олова находятся в состоянии sp -гибpидизaции (конфигурация 4с( 58 5р ). Такое различие в характере гибридизации и в

www.chem21.info