Периодическая система элементов в свете теории строения атомов

Размещено на http://www.allbest.ru/

ВВЕДЕНИЕ

Химия - наука, изучающая вещества и процессы их превращения. Объекты изучения в химии - химические элементы и их соединения.

Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядер. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая его свойства. Молекула - это наименьшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая его основными химическими свойствами. Если молекулы вещества состоят из одинаковых атомов, то образуемое ими вещество является простым. Молекулы, состоящие из разных атомов, образуют вещество сложное.

Химия нужна человечеству, чтобы получать из веществ природы по возможности все необходимое для жизни - металлы, стройматериалы (цемент, бетон, керамику, стекло), искусственные волокна, топливо, фармацевтические препараты.

Химию можно рассматривать в двух аспектах: описательном - открытие химических фактов и явлений и их описание, и теоретическом - разработка теорий. Так в основе объяснения многих фактов и явлений лежит одна из таких теорий - теория строения атома, которая неразрывно связана с периодическим законом и периодической системой.

периодический атомный ядерный

1. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

К середине 19 века было известно более 60 химических элементов, определены их атомные массы, накоплен обширный материал по физическим и химическим свойствам веществ, образованных элементами. Важнейшей задачей стало выявление взаимосвязи между элементами.

В 1869 г. Д.И. Менделеев сформулировал открытый им периодический закон

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от атомных масс элементов.

Открытый периодический закон позволил предсказать существование ряда новых элементов, описать их свойства, исправить значения атомных масс некоторых элементов. В настоящее время периодический закон используется химиками при создании новых соединений, при изучении их строения и свойств. Но причина периодической зависимости свойств элементов от атомной массы была не известна. И Менделеев был уверен, что причина эта кроется в строении атома.

1.1 Ядерная модель атома

В начале 20 века в результате изучения катодных лучей были обнаружены отрицательные частицы - электроны с зарядом 1,6^.10?¹⁹ Кл, массой 9,11^.10?³¹ кг, открыто рентгеновское электромагнитное излучение. Обобщив эти открытия, Дж. Томсон в 1897 году предложил свою модель атома - это положительно заряженная сфера, в которую вкраплены отрицательные электроны (подобно изюму в пудинге). Если эта модель верна, тогда металлическая фольга - это пленка положительного электричества, содержащая электроны и поток б- частиц должен легко проникать через нее, не меняя направление.

В 1909 г. сотрудники англ. ученого Э. Резерфорда это проверили. 1 из 100000 б - частиц при прохождении через золотую фольгу рассеивались на большие углы и даже поворачивали обратно. Анализируя результаты эксперимента, Резерфорд сделал вывод, что масса и заряд атома сконцентрированы в малой части объема, называемой ядром. Отклоняются те б - частицы, которые сталкиваются с ядрами. Большинство же б - частиц проходит через пространство между ядрами. Модель строения атома, предложенная Э. Резерфордом, напоминала солнечную систему. Ее называют планетарной моделью. Согласно ей, в центре атома находится положительное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома. Вокруг ядра по круговым орбитам движутся электроны. Заряд ядра и число электронов одинаковы, т.е. атом нейтральная частица.

1.2 Закон Мозли

Закон Мозли:

Корень квадратный из величины, обратной длине волны рентгеновских лучей, испускаемых атомами различных элементов, находится в линейной зависимости от порядкового номера элемента.

В 1913г. английский физик Мозли измерил длины волн рентгеновских лучей, испускаемых разными металлами в катодной трубке, и построил график зависимости обратного значения квадратного корня из длины волны рентгеновских лучей от порядкового номера элемента. Этот график показывает, что порядковый номер отражает какую-то важную характеристику элемента. Мозли предположил, что этой характеристикой является заряд ядра атома, и что он возрастает на единицу при переходе от одного элемента к следующему за ним по порядку. Он назвал порядковый номер атомным номером - Z.Позже стало известно, что порядковый номер равен числу протонов в ядре. Таким образом, порядковый (атомный) номер равен заряду ядра и он же определяет наличие в нем протонов (положительных частиц). А так как атомы нейтральны, то число электронов в атоме должно быть равно числу протонов. Но массы атомов оказались больше суммарной массы протонов. Для объяснения избытка массы было высказано предположение о существовании нейтронов. Эти частицы должны были иметь ту же массу, что и протон, но нулевой заряд (1,675^.10^-27 кг). Нейтрон был открыт сотрудником Резерфорда Чедвигом в 1932 г. Было окончательно установлено, что атом состоит из ядра и электронов, а ядро - из протонов и нейтронов. Их сумму называют нуклонным числом или массовым - А.

А = Z + N,

Z- число протонов, N- число нейтронов.

Атомы с различным числом протонов (Z) и нейтронов (N), но с одинаковым числом нуклонов А, называют изобарами. Например,

Изотопы - атомы с одинаковым числом протонов (Z), но с разным числом нуклонов

Изотоны - атомы с одинаковым числом нейтронов (N)

Таким образом, дробные значения атомных масс в периодической системе объясняются наличием изотопов для одного и того же элемента.

1.3 Модель атома Бора

Наглядная и простая ядерная модель атома Резерфорда противоречила классической электродинамике. Система вращающихся вокруг ядра электронов не может быть устойчивой, т.к. электрон при вращении должен непрерывно излучать энергию, и это должно было привести к его слиянию с ядром, т.е. разрушению атома. На самом деле атомы являются устойчивыми системами. Эти противоречия частично разрешил Нильс Бор, разработавший в 1913 г. теорию водородного атома, в основу которой он положил постулаты, связав их с законами классической механики и с квантовой теорией излучения энергии М. Планка:

Постулаты Бора:

1) Электрон может вращаться вокруг ядра, не излучая энергии, только по определенным (стационарным) орбитам.

Бор рассчитал радиус круговых орбит для стационарных состояний, скорость движения электрона и его энергию. В нормальном состоянии атома электроны находятся на ближайшей к ядру орбите и энергия его минимальна (основное состояние). В возбужденном состоянии электрон обладает большей энергией по сравнению с основным состоянием

2) Переход электрона с орбиты, имеющей меньшую энергию на орбиту с большей энергией должен сопровождаться поглощением кванта энергии. Обратный переход - испусканием такого же кванта энергии.

Этими переходами Н. Бор объяснил происхождение и характер спектра водорода. Было известно, что атомы водорода, активированные нагреванием или электрическим полем, излучают свет. Спектр этого излучения состоит из волн строго определенной длины, т.е. спектр линейчатый, а не сплошной.

Но теория Н. Бора непригодна для объяснения строения сложных атомов. А наличие стационарных орбит теоретически не было обосновано, оно постулировалось.

1.4 Современная кванто-вомеханическая модель атома

В 1924г. французский физик Луи де Бройль высказал предположение, что электрон обладает не только свойствами частицы, но и свойствами волны (корпускулярно-волновая двойственность электрона).

Таким образом, любой частице соответствует волна определенной длины, в том числе и потокам электронов соответствует волновой процесс, что было подтверждено экспериментально: потоки электронов, проходя через кристаллическую решетку, подвергаются дифракции, и дифракционная картина соответствует волновому процессу с длиной волны л. Было доказано, что электрон обладает свойствами и частицы и волны. Корпускулярно-волновое представление об электроне позволяет утверждать, что электрон может находиться в любом месте атома, но вероятность его пребывания неодинакова, т.е. положение его неопределенно.

В 1927г. немецкий ученый В. Гейзенберг предложил принцип неопределенности:

для микрочастиц невозможно одновременно точно определить координату частицы (x,y,z) и ее скорость (или импульс).

Согласно этому принципу невозможно утверждать, что электрон, имеющий определенную скорость, находится в данной точке пространства.

Для описания свойств электронов используют волновую функцию (пси).

Квадрат ее модуля, вычисленный для определенного момента времени и определенной точки пространства, пропорционален вероятности обнаружить частицу в этой точке в указанное время. Размещено на http://www.allbest.ru/

- называют плотность вероятности. Она дает представление об электроне как бы "размазанном" вокруг ядра в виде электронного облака. Чем больше Размещено на http://www.allbest.ru/

, тем больше вероятность нахождения электрона в данной области атомного пространства, тем больше вероятность обнаружить е в данной точке в указанное время. Более наглядно это можно представить как множество наложенных друг на друга фотографий, регистрирующих положение электрона (в виде точки) в разное время. Там где точек больше, облако наиболее плотное. Максимальная плотность отвечает наибольшей вероятности пребывания электрона в данной части атомного пространства.

Так, для водорода максимальная плотность электронного облака находится на расстоянии 0,053 нм от ядра.

В квантовой механике термин "орбита" заменен представлением об электронном облаке. А термином "орбиталь" называют волновую функцию электрона ?. Соответственно орбиталь характеризует и энергию, и форму электронного облака в пространстве. Упрощенно, атомная орбиталь - это пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.

1.5 Квантовые числа и атомные орбитали

Атомы характеризуются определенным значением заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по энергетическим уровням. Поведение электронов в атоме можно охарактеризовать четырьмя квантовыми числами.

Главное квантовое число n - определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия зависит от расстояния между электроном и ядром: чем ближе к ядру электрон, тем меньше его энергия. Т.е. главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Установлено, что n совпадает с номером периода, принимает численные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…?. и имеет, соответственно, буквенные обозначения К L M N O P Q.

Орбитальное квантовое число l (называемое также побочным или азимутальным) - определяет форму электронного облака и расщепление энергетического уровня на подуровни. Принимает целочисленные значения от 0 до (n - 1) и обозначается строчными буквами l = 0 ( s ), 1( p ), 2 ( d ), 3 ( f).

Пусть n = 1, l = 0. Таким значением l характеризуются электронные облака, имеющие сферическую симметрию. Такие электроны называются s - электронами

Пусть n = 2, l = 0, 1.Согласно квантовомеханическому расчету орбитальному квантовому числу l = 1 соответствует гантелевидная форма электронного облака (объемная восьмерка). Электроны, у которых l = 1, называются p-электронами. Электроны 2-го энергетического уровня образуют два подуровня: 2s и 2p.

Если n = 3, l = 0, 1, 2. Орбитальному квантовому числу l = 2 соответствует более сложная форма электронных облаков. Электроны, орбитальное квантовое число которых равно 2, называютсяd-электронами. Третий энергетический уровень содержит три подуровня: 3s, 3p, 3d.

Если n = 4, l = 0, 1, 2, 3.Орбитальному квантовому числу l = 3 соответствует еще более сложная форма электронных облаков, а электроны с l = 3, называются f - электронами. Четвертый энергетический уровень содержит четыре подуровня: 4s, 4p, 4d, 4f.

Магнитное квантовое число m_l. Характеризует ориентацию облаков в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения 0, 1, 2, ..., ± l.

l = 0(s), m_l = 0 соответствует одной атомной орбитали на s-подуровне; l = 1(p), m_l = ?1, 0 - три возможных ориентации соответствуют трем атомным орбиталям на p - подуровне; l = 2(d),m_l = ?2, ?1, 0 (5) - пять атомных орбиталей на d- подуровне; l = 3, m_l = ?3, ?2, ?1, 0 -семь атомных орбиталей на f -подуровне.

Спиновое квантовое число m_s. Изучение атомных спектров показало, что каждый электрон характеризуется собственным механическим моментом движения, который называется спин. Проекция спина на физически выделенное направление z, например, магнитным полем равна: Размещено на http://www.allbest.ru/

Спиновое квантовое число имеет только два значения + 1/2 и -1/2. Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками

1.6 Принципы электронного строения атомов

Распределение электронов в атоме по уровням, подуровням и атомным орбиталям получило название электронной формулы элемента. Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома. В случае если один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, то и электронная конфигурация будет характеризовать возбужденное состояние атома. При записи электронной конфигурации указывают цифрами главное квантовое число (n), буквами - подуровни(s, p, d, f), а степень буквенных обозначений подуровней обозначает число электронов в данном подуровне. Например, электронная конфигурация водорода-1s¹, лития - 1s²2s¹, бора - 1s²2s²2p¹, магния - 1s²2s²2p⁶3s².

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают следующие принципы и правила.

Принцип наименьшей энергии:

устойчивому состоянию электрона в атоме соответствует наименьшее значение его энергии. Т.е. электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии.

Правило Клечковского:

заполнение электронных орбиталей в атомах электронами происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l. При равенстве этих сумм для 2-х орбиталей сначала заполняется орбиталь с меньшим значением n.

Правило Клечковского является теоретическим обоснованием периодической системы. В соответствии с ним подуровни заполняются в следующей последовательности: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p< 4s = 3d < 4p < 5s = 4d < 5p… Исключение составляют элементы, у которых наблюдается провал электронов, Cu, Aq, Cr, Mo, Pd, Pt.

Принцип Паули (1925г.):

в атоме не может быть 2-х электронов, имеющих одинаковый набор всех 4-х квантовых чисел. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов - s², p⁶, d¹⁰,f¹⁴.

Правило Гунда:

суммарное спиновое число электронов данного подуровня должно быть максимальным.

Т.е. заполнение орбиталей подуровня начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

1.7 Периодическая система элементов в свете теории строения атомов

Учение о строении атомов вскрыло глубокий физический смысл периодического закона. Оказалось, главной характеристикой атома является не атомная масса, а заряд ядра. Он определяет число электронов в оболочке атома, ее строение, и тем самым все свойства элемента и его положение в периодической системе. Поэтому, современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева такова:

свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов или периодически повторяющихся сходных электронных структур.

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание заряда ядра от 1 до 110 приводит к периодическому повторению строения электронных оболочек. А поскольку от них зависят химические свойства элементов, то они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона.

Графическим выражением периодического закона является периодическая система. Первый вариант системы элементов имел длинную форму, т.е. в ней периоды располагались одной строкой. Короткая форма была опубликована в 1870 г. В этом варианте периоды разбиваются на ряды, группы - на подгруппы (А ? главную, В - побочную). В настоящее время известно более 500 вариантов графического изображения периодической системы. Наилучшие из них - варианты, предложенные Д.И. Менделеевым.

В периодической системе 7 периодов. 1, 2, 3 - малые периоды, 4,5,6,7 - большие, 7 - незавершенный. Элементы 2 и 3 периодов Д.И. Менделеев назвал типическими. Их свойства закономерно изменяются от типичного металла до инертного элемента

Период - это ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа электронных уровней.

В системе имеется восемь групп. В группы объединяют элементы с одинаковым числом электронов на внешнем уровне. Номер группы определяет валентность элемента, а также высшую степень окисления элемента. В подгруппе располагаются элементы - аналоги (с аналогичными электронными структурами). В главную подгруппу входят элементы больших и малых периодов, валентные электроны которых располагаются на внешнем энергетическом уровне, а побочная подгруппа объединяет элементы, валентные электроны которых находятся на внешнем и предвнешнем энергетическом уровне.

1.8 Энергетические характеристики атомов

Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, размеры атомов окислительно-восстановительные и другие свойства.

Энергия ионизации

Энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого либо элемента, называется первой энергией ионизации (потенциалом ионизации).

В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают в кДж/моль, либо в эВ.

Эта энергия характеризует восстановительную способность элемента. Она возрастает в периоде слева направо и в группе снизу вверх, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подуровней от ядра. Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце периода.

Сродство к электрону

энергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов.

Единицы измерения кДж/моль или эВ. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены фтор, кислород, сера. В периоде слева направо она увеличивается, а в группе снизу вверх растет.

Электроотрицательность

характеристика способности атомов притягивать к себе электроны (ЭО).

Она зависит от типа соединений, валентного состояния элемента.

Существует несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену, ЭО равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Наименьшие значения ЭО имеют s-элементы 1 группы, наибольшие значения - p-элементы 7 и 6 групп.

Размещено на Allbest.ru