Внешняя оболочка атома. Строение атома. Электронные формулы ионов

Мы выяснили, что сердце атома - это его ядро. Вокруг него располагаются электроны. Они не могут быть неподвижны, так как немедленно упали бы на ядро.

В начале XX в. была принята планетарная модель строения атома, согласно которой вокруг очень малого по размерам положительного ядра движутся электроны, подобно тому как вращаются планеты вокруг Солнца. Дальнейшие исследования показали, что строение атома значительно сложнее. Проблема строения атома остаётся актуальной и для современной науки.

Элементарные частицы, атом, молекула - всё это объекты микромира, не наблюдаемого нами. В нём действуют иные законы, чем в макромире, объекты которого мы можем наблюдать или непосредственно, или с помощью приборов (микроскоп, телескоп и т. д.). Поэтому, обсуждая далее строение электронных оболочек атомов, будем понимать, что мы создаём своё представление (модель), которое в значительной степени соответствует современным взглядам, хотя и не является абсолютно таким же, как у учёного-химика. Наша модель упрощена.

Электроны, двигаясь вокруг ядра атома, образуют в совокупности его электронную оболочку. Число электронов в оболочке атома равно, как вы уже знаете, числу протонов в ядре атома, ему соответствует порядковый, или атомный, номер элемента в таблице Д. И. Менделеева. Так, электронная оболочка атома водорода состоит из одного электрона, хлора - из семнадцати, золота - из семидесяти девяти.

Как же движутся электроны? Хаотически, подобно мошкам вокруг горящей лампочки? Или же в каком-то определённом порядке? Оказывается, именно в определённом порядке.

Электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие - слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки, а вот чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать. Очевидно, что по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона (Е) увеличивается (рис. 38).

Рис. 38.
Максимальное число электронов на энергетическом уровне

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии,

поэтому электронные слои называют ещё энергетическими уровнями. Далее мы так и будем говорить: «Электрон находится на определённом энергетическом уровне».

Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится химический элемент. Значит, электронная оболочка атомов 1-го периода содержит один энергетический уровень, 2-го периода - два, 3-го - три и т. д. Например, в атоме азота она состоит из двух энергетических уровней, а в атоме магния - из трёх:

Максимальное (наибольшее) число электронов, находящихся на энергетическом уровне, можно определить по формуле: 2n 2 , где n - номер уровня. Следовательно, первый энергетический уровень заполнен при наличии на нём двух электронов (2×1 2 = 2); второй - при наличии восьми электронов (2×2 2 = 8); третий - восемнадцати (2×З 2 = 18) и т. д. В курсе химии 8-9 классов мы будем рассматривать элементы только первых трёх периодов, поэтому с завершённым третьим энергетическим уровнем у атомов мы не встретимся.

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

Теперь мы можем составить схемы строения электронных оболочек атомов, руководствуясь планом:

1. определим общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента;
2. определим число заполняемых электронами энергетических уровней в электронной оболочке по номеру периода;
3. определим число электронов на каждом энергетическом уровне (на 1-м - не больше двух; на 2-м - не больше восьми, на внешнем уровне число электронов равно номеру группы - для элементов главных подгрупп).

Ядро атома водорода имеет заряд +1, т. е. содержит только один протон, соответственно только один электрон на единственном энергетическом уровне:

Это записывают с помощью электронной формулы следующим образом:

Следующий элемент 1-го периода гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2. У него на первом энергетическом уровне имеются уже два электрона:

На первом энергетическом уровне могут поместиться только два электрона и никак не больше - он полностью завершён. Потому-то 1-й период таблицы Д. И. Менделеева и состоит из двух элементов.

У атома лития, элемента 2-го периода, появляется ещё один энергетический уровень, на который и «отправится» третий электрон:

У атома бериллия на второй уровень «попадает» ещё один электрон:

Атом бора на внешнем уровне имеет три электрона, а атом углерода - четыре электрона... атом фтора - семь электронов, атом неона - восемь электронов:

Второй уровень может вместить только восемь электронов, и поэтому он завершён у неона.

У атома натрия, элемента 3-го периода, появляется третий энергетический уровень (обратите внимание - атом элемента 3-го периода содержит три энергетических уровня!), и на нём находится один электрон:

Обратите внимание: натрий - элемент I группы, на внешнем энергетическом уровне у него один электрон!

Очевидно, нетрудно будет записать строение энергетических уровней для атома серы, элемента VIA группы 3-го периода:

Завершает 3-й период аргон:

Атомы элементов 4-го периода конечно же имеют четвёртый уровень, на котором у атома калия находится один электрон, а у атома кальция - два электрона.

Теперь, когда мы познакомились с упрощёнными представлениями о строении атомов элементов 1-го и 2-го периодов Периодической системы Д. И. Менделеева, можно внести уточнения, приближающие нас к более верному взгляду на строение атома.

Начнём с аналогии. Подобно тому как быстро движущаяся игла швейной машинки, пронзая ткань, вышивает на ней узор, так и неизмеримо быстрее движущийся в пространстве вокруг атомного ядра электрон «вышивает», только не плоский, а объёмный рисунок электронного облака. Так как скорость движения электрона в сотни тысяч раз больше скорости движения швейной иглы, то говорят о вероятности нахождения электрона в том или ином месте пространства. Допустим, что нам удалось, как на спортивном фотофинише, установить положение электрона в каком-то месте около ядра и отметить это положение точкой. Если такой «фотофиниш» сделать сотни, тысячи раз, то получится модель электронного облака.

Иногда электронные облака называют орбиталями. Поступим так и мы. В зависимости от энергии электронные облака, или орбитали, отличаются размерами. Понятно, что чем меньше запас энергии электрона, тем сильнее притягивается он к ядру и тем меньше по размерам его орбиталь.

Электронные облака (орбитали) могут иметь разную форму. Каждый энергетический уровень в атоме начинается с s-орбитали, имеющей сферическую форму. На втором и последующих уровнях после одной s-орбитали появляются р-орбитали гантелеобразной формы (рис. 39). Таких орбиталей три. Любую орбиталь занимают не более двух электронов. Следовательно, на s-орбитали их может быть только два, а на трёх р-орбиталях - шесть.

Рис. 39.
Формы s- и р-орбиталей (электронных облаков)

Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и р, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, мы можем изобразить строение атомов более полными электронными формулами.

Запишем электронные формулы атомов 1-го и 2-го периодов:

Если элементы имеют сходные по строению внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов сходны. Например, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, т. е. почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон - газы, молекулы которых одноатомны. 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 Д. И. Менделеева.

Сделаем обобщение: одинаковое строение внешних энергетических уровней периодически повторяется, поэтому периодически повторяются и свойства химических элементов. Эта закономерность отражена в названии Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.

Ключевые слова и словосочетания

1. Электроны в атомах располагаются на энергетических уровнях.
2. На первом энергетическом уровне могут находиться только два электрона, на втором - восемь. Такие уровни называют завершёнными.
3. Число заполняемых энергетических уровней равно номеру периода, в котором находится элемент.
4. Число электронов на внешнем уровне атома химического элемента равно номеру его группы (для элементов главных подгрупп).
5. Свойства химических элементов периодически повторяются, так как периодически повторяется строение внешних энергетических уровней у их атомов.

Работа с компьютером

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

Электроны

Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, сущеетвующими в атомах всех химических элементов. В 1891 г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь». Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу (-1). Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (скорость электрона на орбите обратно пропорциональна номеру орбиты n. Радиусы орбит растут пропорционально квадрату номера орбиты. На первой орбите атома водорода (n=1; Z=1) скорость равна ≈ 2,2·106 м/с, то есть примерно в сотню раз меньше скорости света с=3·108 м/с.) и массу электрона (она почти в 2000 раз меньше массы атома водорода).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают со­вокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится . Электрон в атоме не имеет траектории движения, т. е. можно говорить лишь о веро­ятности нахождения его в пространстве вокруг ядра .

Он может находиться в лю­бой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно предста­вить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографиро­вать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотогра­фиях был бы представлен в виде точек. При наложении бесчисленного множества та­ких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плот­ностью там, где этих точек будет больше всего.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называ­ется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака , и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей , которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f . Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром . Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слои, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.

Наибольшее число электронов на энергетичес­ком уровне определяется по формуле:

N = 2n 2 ,

где N - максимальное число электронов; n - но­мер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не бо­лее двух электронов; на втором - не более 8; на третьем - не более 18; на четвертом - не бо­лее 32.

Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре подуровня . Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n.

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.

Протоны и нейтроны

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной .

Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов .

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона.

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:

13 + 14 = 27

число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e — .

Поскольку атом электронейтрален , то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле:

N = A — Z

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

56 — 26 = 30

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами . Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород - три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки.

Элементы первого периода

Схема электронного строения атома водорода:

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Графическая электронная формула атома во­дорода (показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням):

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем 2 электрона. Водород и гелий - s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен , и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соот­ветствии с принципом наименьшей энергии (снача­ла s, а затем р) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем 8 электронов.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни.

У атома магния достраивается 3s- электронная орбиталь. Na и Mg - s-элементы.

У алюминия и последующих элементов запол­няется электронами 3р-подуровень.

У элементов третьего периода остаются неза­полненными 3d-орбитали.

Все элементы от Al до Ar - р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Пе­риодической системе.

Элементы четвертого — седьмого периодов

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т. к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.

К, Са - s-элементы, входящие в главные под­группы. У атомов от Sc до Zn заполняется электро­нами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется пред­внешний электронный слой, их относят к переход­ным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчи­востью образующихся при этом электронных кон­фигураций 3d 5 и 3d 10:

В атоме цинка третий электронный слой завер­шен - в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цин­ком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень.

Элементы от Ga до Кr - р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.У элементов пятого периода идет заполнение по-дуровней в следующем порядке: 5s — 4d — 5р. И так-же встречаются исключения, связанные с «провалом » электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

4f-элементы называют лантаноидами.

5f-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Cs и 56 Ва - 6s-элементы; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-элемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-элементы; 72 Hf — 80 Hg - 5d-элементы; 81 Т1 — 86 Rn - 6d-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполне­ния электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 . В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элемен­ты делят на четыре электронных семейства, или блока:

• s-элементы . Электронами заполняется s-под­уровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп.

• p-элементы . Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III- VIII групп.

• d-элементы . Электронами заполняется d-под­уровень предвнешнего уровня атома; к d-эле­ментам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переход­ными элементами.

• f-элементы . Электронами заполняется f-подуро­вень третьего снаружи уровня атома; к ним от­носятся лантаноиды и антиноиды.

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - «веретено»), т. е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси: по часовой или против часовой стрелки.

Этот принцип носит название принципа Паули . Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т. е. электроны с противоположными спинами. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины, при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

Правило Хунда и принцип Паули

Правило Хунда - правило квантовой химии, определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Другая формулировка : Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.

1. Мультиплетность максимальна
2. При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.

Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p -элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками - электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина).

Правило Клечковского

Правило Клечковского — по мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра.

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречатреальной энергетической последовательности атомых орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, аименно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s

В 1803 году открыл «Закон кратных отношений». Эта теория гласит, что если конкретный химический элемент может образовывать соединения с другими элементами, то на каждую его часть массы будет приходиться часть массы другого вещества, а отношения между ними будут такими же, как между небольшими целыми числами. Это была первая попытка объяснить сложное В 1808 году этот же ученый, стремясь объяснить открытый им закон, предположил, что в разных элементах атомы могут иметь разные массы.

Первая модель атома была создана в 1904 году. Электронное в этой модели ученые назвали «пудинг с изюмом». Считалось, что атом - это тело с положительным зарядом, в котором равномерно перемешаны его составляющие. Такая теория не могла ответить на вопрос о том, находятся ли составляющие атома в движении или в покое. Поэтому почти одновременно с теорией «пудинга» японец Нагаока предложил теорию, в которой строение электронной оболочки атома уподоблял солнечной системе. Однако, ссылаясь на то, что при вращении вокруг атома его составляющие должны терять энергию, а это не соответствует законам электродинамики, Вин отверг планетарную теорию.

К началу ХХ века была окончательно принята планетарная теория. Стало ясно, что каждый электрон, двигаясь по орбите ядра как планета вокруг Солнца, имеет собственную траекторию.

Но дальнейшие эксперименты и исследования опровергли такое мнение. Выяснилось, что собственной траектории электроны не имеют, однако, можно предсказать область, в которой эта частица оказывается чаще всего. Вращаясь вокруг ядра, электроны образуют орбиталь, которую назвали электронной оболочкой. Теперь предстояло исследовать строение электронных оболочек атомов. Физиков заинтересовали вопросы: как именно движутся электроны? Есть ли в этом движении упорядоченность? Может быть, движение хаотично?

Прародитель атомной и целый ряд таких же крупных ученых доказали: электроны вращаются оболочками-слоями, а их движение отвечает определенным законам. Предстояло плотно и подробно изучить строение электронных оболочек атомов.

Особенно важно знать это строение для химии, потому что свойства вещества, это уже было ясно, зависят от устройства и поведения электронов. С этой точки зрения поведение электрона-орбитали - важнейшая характеристика этой частицы. Было установлено, что чем ближе к ядру атома располагаются электроны, тем больше усилий нужно приложить, чтобы разорвать связь электрон-ядро. Электроны, расположенные рядом с ядром, имеют с ним максимальную связь, но минимальный запас энергии. У внешних электронов, напротив, связь с ядром ослабляется, а запас энергии возрастает. Таким образом, вокруг атома образуются электронные слои. Строение электронных оболочек атомов стало понятнее. Выяснилось, что энергетические уровни (слои) образуют близкие по запасу энергии частицы.

Сегодня известно, что энергетический уровень зависит от n (это и соответствует целым числам от 1 до 7. Строение электронных оболочек атомов и наибольшее количество электронов на каждом уровне определяется формулой N = 2n2.

Большая буква в этой формуле обозначает самое большое количество электронов в каждом уровне, а маленькая - порядковый номер этого уровня.

Строение электронной оболочки атомов устанавливает, что в первой оболочке может быть не более двух атомов, а в четвертой - не более 32. Внешний, завершенный уровень содержит не больше 8 электронов. Слои, где электронов меньше, считаются незавершенными.

Основные положения атомно-молекулярной теории. Основные стехиометрические законы химии. Законы сохранения массы вещества, постоянства состава, объемных отношений, Авогадро, эквивалентов. Молярная масса эквивалента. Способы определения атомных и молекулярных масс.

Все веществ состоят из молекул.

Молекула - это наименьшая частица вещества, сохраняющая свойства тогo вещества. Молекулы разрушаются при химических реакциях.

Между молекулами имеются промежутки: у газов - самые большие, у твердых веществ - самые маленькие.

Молекулы двигаются беспорядочно и непрерывно.

Молекулы одного вещества имеют одинаковый состав и свойства, молекулы разных веществ отличаются друг от. друга по составу и свойствам.

Молекулы состоят из атомов.

Атом - это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов.

Химический элемент - вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Атомы одного элемента образуют молекулы простого вещества (02, Н2, О3, Fe...). Атомы разных элементов образуют молекулы сложного вещества (Н20, Na2S04, FeClg...).

Закон сохранения массы

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

ученым М.В. Ломоносовым.
Закон постоянства состава

Всякое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав.

На основании этого закона состав веществ выражается химической формулой с помощью химических знаков и индексов. Например, Н 2 О, СН 4 , С 2 Н 5 ОН и т.п.

Закон постоянства состава справедлив для веществ молекулярного строения.

Состав соединений молекулярного строения, то есть состоящих из молекул, является постоянным независимо от способа получения.
Закон эквивалентов

Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам.

Эквивалентное соотношение означает одинаковое число моль эквивалентов. Т.о. закон эквивалентов можно сформулировать иначе: число моль эквивалентов для всех веществ, участвующих в реакции, одинаково.

Закон кратных отношений

Кратных отношений закон Дальтона, один из основных законов химии: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие.

Закон объемных отношений

Гей-Люссак, 1808 г.

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

V 1:V 2:V 3 = ν 1:ν 2:ν 3 .

Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Основные представления о строении атома и ядра. Периодически изменяющиеся и периодически неизменяющиеся свойства атомов и ионов. Варианты периодической таблицы.

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов.

Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns 2 np 6).

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями.

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях.

Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) f- подуровне).

В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на:

s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп),

p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп),

d- элементы (элементы побочных подгрупп),

f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки.
Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0).

Для характеристики атомных ядер вводится ряд обозначений. Число протонов, входящих в состав атомного ядра, обозначают символом Z и называют зарядовым числом или атомным номером (это порядковый номер в периодической таблице Менделеева). Заряд ядра равен Ze , где e – элементарный заряд. Число нейтронов обозначают символом N .

Общее число нуклонов (т. е. протонов и нейтронов) называют массовым числом A :

A = Z + N .

Ядра химических элементов обозначают символом , где X – химический символ элемента. Например,
– водород, – гелий, – углерод, – кислород, – уран.

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.
Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.
Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f
Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s -подуровень (состоит из одной s -орбитали), условное обозначение - .
p -подуровень (состоит из трех p
d -подуровень (состоит из пяти d -орбиталей), условное обозначение - .
f -подуровень (состоит из семи f -орбиталей), условное обозначение - .
Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.
При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.
Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .
Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).
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 2n 2 .
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 ...

Примеры электронного строения атомов:

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 - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .

Выдающийся датский физик Нильс Бор (Рис. 1) предположил, что электроны в атоме могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам.

Рис. 1. Бор Нильс Хендрих Давид (1885-1962)

При этом электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие - слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки. Таким образом, по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои.

Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии; поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями.

Ядро находится в центре атома каждого элемента, а электроны, образующие электронную оболочку, размещаются вокруг ядра слоями.

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент.

Например, натрий Na - элемент 3-го периода, значит, его электронная оболочка включает 3 энергетических уровня. В атоме брома Br - 4 энергетических уровня, т. к. бром расположен в 4-м периоде (Рис. 2).

Модель атома натрия: Модель атома брома:

Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле: 2n2, где n - номер энергетического уровня.

Таким образом, максимальное число электронов на:

3 слое - 18 и т. д.

У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относится элемент, равен числу внешних электронов атома.

Внешними называют электроны последнего электронного слоя.

Например, в атоме натрия - 1 внешний электрон (т. к. это элемент IА подгруппы). В атоме брома - 7 электронов на последнем электронном слое (это элемент VIIА подгруппы).

Строение электронных оболочек элементов 1-3 периодов

В атоме водорода заряд ядра равен +1, и этот заряд нейтрализуется единственным электроном (Рис. 3).

Следующий за водородом элемент - гелий, тоже элемент 1-го периода. Следовательно, в атоме гелия 1 энергетический уровень, на котором размещаются два электрона (Рис. 4). Это максимально возможное число электронов для первого энергетического уровня.

Элемент № 3 - это литий. В атоме лития 2 электронных слоя, т. к. это элемент 2-го периода. На 1 слое в атоме лития находится 2 электрона (этот слой завершен), а на 2 слое -1 электрон. В атоме бериллия на 1 электрон больше, чем в атоме лития (Рис. 5).

Аналогично можно изобразить схемы строения атомов остальных элементов второго периода (Рис. 6).

В атоме последнего элемента второго периода - неона - последний энергетический уровень является завершенным (на нем 8 электронов, что соответствует максимальному значению для 2-го слоя). Неон - инертный газ, который не вступает в химические реакции, следовательно, его электронная оболочка очень устойчива.

Американский химик Гилберт Льюис дал объяснение этому и выдвинул правило октета, в соответствии с которым устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением 1 слоя: т. к. на нем может находиться не более 2 электронов, устойчивым для него будет двухэлектронное состояние).

После неона следует элемент 3-го периода - натрий. В атоме натрия - 3 электронных слоя, на которых расположены 11 электронов (Рис. 7).

Рис. 7. Схема строения атома натрия

Натрий находится в 1 группе, его валентность в соединениях равна I, как и у лития. Это связано с тем, что на внешнем электронном слое атомов натрия и лития находится 1 электрон.

Свойства элементов периодически повторяются потому, что у атомов элементов периодически повторяется число электронов на внешнем электронном слое.

Строение атомов остальных элементов третьего периода можно представить по аналогии со строением атомов элементов 2-го периода.

Строение электронных оболочек элементов 4 периода

Четвертый период включает в себя 18 элементов, среди них есть элементы как главной (А), так и побочной (В) подгрупп. Особенностью строения атомов элементов побочных подгрупп является то, что у них последовательно заполняются предвнешние (внутренние), а не внешние электронные слои.

Четвертый период начинается с калия. Калий - щелочной металл, проявляющий в соединениях валентность I. Это вполне согласуется со следующим строением его атома. Как элемент 4-го периода, атом калия имеет 4 электронных слоя. На последнем (четвертом) электронном слое калия находится 1 электрон, общее количество электронов в атоме калия равно 19 (порядковому номеру этого элемента) (Рис. 8).

Рис. 8. Схема строения атома калия

За калием следует кальций. У атома кальция на внешнем электронном слое будут располагаться 2 электрона, как и у бериллия с магнием (они тоже являются элементами II А подгруппы).

Следующий за кальцием элемент - скандий. Это элемент побочной (В) подгруппы. Все элементы побочных подгрупп - это металлы. Особенностью строения их атомов является наличие не более 2-х электронов на последнем электронном слое, т. е. последовательно заполняться электронами будет предпоследний электронный слой.

Так, для скандия можно представить следующую модель строения атома (Рис. 9):

Рис. 9. Схема строения атома скандия

Такое распределение электронов возможно, т. к. на третьем слое максимально допустимое количество электронов - 18, т. е. восемь электронов на 3-м слое - это устойчивое, но не завершенное состояние слоя.

У десяти элементов побочных подгрупп 4-го периода от скандия до цинка последовательно заполняется третий электронный слой.

Схему строения атома цинка можно представить так: на внешнем электронном слое - два электрона, на предвнешнем - 18 (Рис. 10).

Рис. 10. Схема строения атома цинка

Следующие за цинком элементы относятся к элементам главной подгруппы: галлий, германий и т. д. до криптона. В атомах этих элементов последовательно заполняется 4-й (т. е. внешний) электронный слой. В атоме инертного газа криптона будет октет на внешней оболочке, т. е. устойчивое состояние.

Подведение итога урока

На этом уроке вы узнали, как устроена электронная оболочка атома и как объяснить явление периодичности. Познакомились с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

Источники

http://www.youtube.com/watch?t=7&v=xgPDyORYV_Q

http://www.youtube.com/watch?t=416&v=BBmhmB4ans4

http://www.youtube.com/watch?t=10&v=6Y19QgS5V5E

http://www.youtube.com/watch?t=3&v=B6XEB6_gbdI

источник презентации - http://www.myshared.ru/slide/834600/#

Конспект http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/8-klass