Строение атома. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева
Квантово – механические представления строения атома. В соответствии с квантово – механическими представлениями невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому в квантово – механической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Вероятность нахождения электрона в определенной плоскости пространства описывается волновой функцией y, которая характеризует амплитуду волны, как функцию координат электрона и зависит от трех пространственных координат. Таким образом, область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. Электрон несет отрицательный заряд, поэтому орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облако. Квантовые числа. Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое. Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Оно принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, ….. и характеризует энергетический уровень. Чем больше n, тем выше энергия. Энергетические уровни имеют буквенные обозначения:
К n = 1 L n = 2 M n = 3 N n = 4 Q n = 5
Переходы электронов с одного энергетического уровня на другой сопровождаются выделением квантов энергии, которые могут проявиться в виде линий спектров. Орбитальное квантовое число l определяют форму атомной орбитали и характеризует энергетические подуровни. Оно принимает значения от 0 до n – 1. Если n = 0, то электроны называются s – электронами, а орбиталь имеет сферическую форму. Если n = 1, то электроны называются p – электронами, а орбиталь принимает форму гантели или восьмерки. Если n = 2, то электроны называются d – электронами, а орбиталь принимает более сложную форму. (рис.1)
На первом энергетическом уровне (n = 1) один s – подуровень. На втором (n = 2) – два: s – подуровень, p – подуровень. На третьем (n = 3) – три: s – подуровень, p – подуровень, d – подуровень. На четвертом (n = 4) – четыре: три: s – подуровень, p – подуровень, d – подуровень, f – подуровень. Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Под воздейсвием внешнего магнитного поля происходит расщепление энергии подуровней. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от – l до + l, включая ноль. Соответственно, на s – подуровне имеется одна орбиталь (ml = 0), p – подуровне – три орбитали (ml = -1, 0, +1), d – подуровне – пять орбиталей (ml = -2, -1, 0,1,2). Итак, атомная орбиталь (АО) может характеризоваться тремя квантовыми числами n, l, ml. Кроме того, каждый электрон характеризуется собственным механическим моментом движения, который получил название спина. Спиновое квантовое число ms имеет только два значения +1/2 () и -1/2 (¯). При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии, принцип Паули, правило Гунда и Клечковского. Принцип минимальной энергии: электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбитали. Правило В. Клечковского (1954): Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l, а при равной сумме n + l в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд: 1s < 2s < 3s < 3p < 4s» 3d < 4p < 5s» 4d < 5p < 6s» 4f» 5d < 6p < 7s Принцип запрета Паули (1925): В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, ml, ms. Правило Гунда: Электроны заполняют орбитали таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. В таблицах 1 – 6 приведены основные сведения по строению атома. Периодический закон Д.И. Менделеева (1869): свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система элементов Д. И. Менделеева, которая состоит из периодов, групп, подгрупп, триад и семейств. Период – горизонтальный ряд элементов, расположенный в порядке возрастания атомных масс и характеризующихся определенным заполнением определенного энергетического уровня. В этом ряду свойства элементов закономерно изменяются от типично металлических до типично неметаллических. Период заканчивается инертным газом. Группа – вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число валентных электронов, одинаковую высшую степень окисления и сходных по своим свойствам (вертикальная аналогия). Группы подразделяются на главные и побочные подгруппы. Закономерности элементов и соединений. В периодической системе наблюдается ряд закономерностей, связанных с возрастанием порядкового номера в периоде, группе, подгруппе, по диагонали. В частности, по главной диагонали от франция к фтору наблюдается наиболее резкое изменение свойств элементов от металлических и восстановительных к неметаллическим и окислительным. Другая диагональ: Be, Al (Ge, As), (Sn, Sb, Te), At – объединяют амфотерные металлы. Строение атома элемента зависит от его порядкового номера (в периоде – слева направо, в группе – сверху вниз): 1. Число протонов и нейтронов в ядре возрастает в периоде, группе. Причем число нейтронов растет быстрее. 2. Общее число электронов возрастает в периоде, группе. 3. Число электронов на внешнем валентном уровне увеличивается в периоде (в малых периодах) и не меняется в группе. 4. Число энергетических уровней возрастает в группе и не меняется в периоде.
Таблица 1 Связь между главным и орбитальным квантовым числами. Число подуровней на уровне.
|
На одном и том же энергетическом уровне энергия подуровней меняется следующим образом: Es < Ep < Ed < Ef
