Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Задание

Составить конспект, в котором отразить следующие вопросы:

1. Строение атома (пданетарная модель Э.Резерфорда, постулаты Бора).

2. Квантовая теория: квантовые числа, их характеристика (главное, орбитальное, магнитное, спиновое)

3. Электронные формулы атомов. Составить электронные формулы атомов № 10-20.

4. Периодическая система химических элементов (структура ПС, изменение свойств элементов в периоде и в группе; лантаноиды, актиноиды; валентность по кислороду и водороду).

СТРОЕНИЕ АТОМА

       Цель: изучить строение атома, структуру периодической системы химических элементов, зависимость свойств химического элемента от его положения в периодической системе.

      План лекции

      1. Строение атома

      2. Квантовые числа

      3. Электронные формулы атомов

      4. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Строение атома

      Английский физик Э. Резерфорд в 1911 году предложил планетарную модель строения атома. Согласно этой модели, атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, так что атом в целом электронейтрален. Возникающая вследствие вращения электронов центробежная сила уравновешивается силой электростатического притяжения электронов к противоположно заряженному ядру. Размеры ядра очень малы по сравнению с размерами атома в целом: диаметр атома – величина порядка 10^-8 см, а диаметр ядра – порядка 10^-13 – 10^-12 см.

      Опыты по рассеянию α – частиц позволили не только обнаружить существование атомного ядра, но и определить его заряд. При этом оказалось, что величина положительного заряда ядра атома численно равна порядковому номеру элемента в периодической системе. Из электронейтральности атома следует, что и количество вращающихся вокруг ядра электронов равно порядковому номеру элемента. Порядковый номер элемента также показывает число протонов в ядре атома. Число нейтронов в ядре атома равно разности между относительной атомной массой элемента и его порядковым номером. Период, в котором расположен элемент, показывает число орбиталей, на которых расположены электроны.

      Предложенная Резерфордом ядерная теория строения атома получила широкое распространение, но в дальнейшем исследователи натолкнулись на ряд принципиальных трудностей. Так, согласно классической электродинамике электрон должен излучать энергию и двигаться не по окружности, а по спиралевидной кривой и в конце концов упасть на ядро, и существование атома должно прекратиться. В действительности атом очень устойчив и может существовать бесконечно долгое время.

      Следующим шагом в развитии представлений о строении атома явилась теория, созданная в 1913 г. датским физиком Нильсом Бором. Эта теория объединяла ядерную модель атома с квантовой теорией света. Согласно квантовой теории света, лучистая энергия испускается или поглощается телами отдельными порциями – квантами, а излучение представляет собой поток фотонов, энергия которых тем больше, чем выше частота излучения. Принимая во внимание линейчатый характер атомных спектров и положение квантовой теории света о прерывистом характере излучения, Бор в основу своей теории положил представление о дискретном, прерывном изменении энергии электрона в атоме.

      Основные положения свой теории Бор сформулировал в виде постулатов (постулат – утверждение, принимаемое без доказательства).

       Постулаты Бора:

      1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определённым круговым орбитам. Эти орбиты получили название стационарных.

      2. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии.

         3. Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения.

Квантовые числа

       По современным представлениям состояние электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами.

      Главное квантовое число n характеризует величину энергии электрона и может принимать только положительные целочисленные значения 1,2,3 и т.д. С увеличением главного квантового числа энергия электрона возрастает. Состояние электрона, отвечающее определённому значению главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Помимо энергии электрона главное квантовое число определяет размеры электронного облака: чем выше значение главного квантового числа, тем больше электронное облако. Электроны, характеризующиеся одним и тем же главным квантовым числом, имеют электронные облака приблизительно одинаковых размеров. Поэтому говорят о существовании в атоме электронных слоёв. Электронные слои обозначают буквами латинского алфавита K, L, M, N, O, причём К-слой является первым от ядра атома, ему соответствует главное квантовое число n = 1; L-слой является вторым и т.д. Электроны, образующие данный слой, могут обладать несколько отличающейся друг от друга энергией и иметь орбитали различных форм. Количество орбиталей для каждого значения n равно квадрату главного квантового числа (n²).

      Второе квантовое число l, описывающее форму электронного облака, называется орбитальным квантовым числом. При данном главном квантовом числе n орбитальное квантовое число l может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1. Соответствующие орбитали обозначаются строчными буквами латинского алфавита: s (l=0); p (l=1); d (l=2); f (l=3). Орбитальное квантовое число отображает энергию электрона на подуровне. Электроны с различными орбитальными квантовыми числами несколько отличаются друг от друга: их энергия тем выше, чем больше число l. Число возможных подуровней в каждом энергетическом уровне совпадает с порядковым номером электронного слоя, но фактически ни один энергетический уровень не содержит больше четырёх подуровней. Это справедливо для стационарного состояния атомов всех элементов. Так, первому энергетическому уровню соответствует s-подуровень, второму уровню – два подуровня: s и p, третьему уровню – три подуровня: s, p и d, четвёртому и следующим уровням – четыре подуровня: s, p, d и f.

      Ориентацию орбиталей в пространстве определяет третье квантовое число, называемое магнитным квантовым числом и обозначаемое m_l. При данном орбитальном квантовом числе l магнитное квантовое число m_l может принимать любые целочисленные значения от –l до + l, в том числе нулевое значение. Оно определяет число орбиталей в одном и том же электронном слое: одна s-орбиталь (m=0), три p-орбитали (m=-1; 0; +1), пять d-орбиталей (m=-2;-1; 0; +1; +2), семь f-орбиталей (m=-3;-2;-1; 0; +1; +2; +3). Орбитали с различными магнитными квантовыми числами, но с одинаковыми главным и орбитальным квантовыми числами характеризуются одной и той же энергией. Магнитное квантовое число есть вектор, следовательно, ему соответствует не только определённое числовое значение, но и направление, что выражается в знаках (+) и (-).

      Четвёртое квантовое число, называемое спином и обозначаемое m_s, раньше связывали с вращением электрона вокруг своей оси, но теперь ему не придают какого-либо наглядного образа и считают чисто квантово-механической величиной. Спин электрона может иметь два значения: +1/2    и -1/2. Согласно правилу Хунда (Гунда), атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определённого подуровня и так, чтобы суммарный спин электронов Σm_s был бы максимален, т.е. содержал бы наибольшее число неспаренных электронов. Суммарный спин спаренных электронов Σ[1/2 +(-1/2)] равен нулю.

↑

↑

↑

Σm_s = + 3/2 

Электронные формулы атомов

          Строение электронной оболочки атомов определяет химические свойства элемента, поэтому знание этого строения чрезвычайно важно для характеристики данного элемента. Общее число электронов в атоме, которые составляют электронную оболочку, равно порядковому номеру элемента в периодической системе Д. И. Менделеева.

      Строение электронной оболочки атома изображается электронной формулой, которая показывает расположение электронов по энергетическим уровням и подуровням (уровни обозначаются цифрами 1,2,3,4,…, подуровни – буквами s, p, d, f). Число электронов на подуровне обозначается цифрой, которая записывается вверху от буквы, показывающей подуровень (например, p³).

      Согласно принципу В. Паули, в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырёх квантовых чисел n, l, m_l, m_s. Энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более, чем 2n² электронов. Число электронов на данном энергетическом уровне N = 2n².

      Простейший атом – атом водорода. Он содержит один электрон, который расположен на s-подуровне 1-го энергетического уровня: 1s¹. Электронная формула атома гелия (содержит два электрона) выглядит так: 1s². На первом энергетическом уровне находится только s-орбиталь (число электронов на орбитали – не более двух), поэтому энергетический уровень в атоме гелия является завершённым.

      У элементов второго периода электроны заполняют 2-й энергетический уровень, на котором находится не более восьми электронов. Вначале электроны заполняют s-, потом p- подуровень, например, ₃Li: 1s²2s¹, ₄Be: 1s²2s², ₅B: 1s²2s²2p¹, ₁₀Ne: 1s²2s²2p⁶ (завершённый второй энергетический уровень).

      Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней атомов можно представить при помощи следующей схемы:

          1s – 2s – 2p – 3s – 3p - 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s - ….

      Графические электронные формулы показывают распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям. При этом используются следующие обозначения:

                              □                   ↑                       ↑↓

                       орбиталь      электрон   пара электронов

       По положению химического элемента в периодической системе можно описать строение его атома, характер оксида и гидроксида.

       План характеристики элемента:

       1. Положение химического элемента в периодической системе

       2. Строение атома

       3. Характер оксида, гидроксида

       4. Водородное соединение химического элемента

Примеры решения задач

       Пример 1.    Напишите электронную формулу атома серы

      Решение:

          1.В периодической системе элементов Д.И. Менделеева сера имеет порядковый номер 16, следовательно, электронная оболочка атома содержит 16 электронов.

          2.Распределяем 16 электронов атома серы по энергетическим уровням и подуровням, следуя порядку их заполнения и учитывая максимальное число электронов на подуровнях:

                                       ₁₆S: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ (2+2+6 +2 +4=16)

       Пример 2. Дать характеристику кальция по его положению в периодической системе.

      Решение:

      1. Са находится во второй группе, главной подгруппе, четвёртом периоде, порядковый номер 20. Ar = 40

      2. ₊₂₀Са )₂)₈)₈)₂  ẽ = 20 Электронная формула: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²                                                                                           Са – металл, s – элемент

      3. СаО – основный оксид кальция, Са(ОН)₂ – гидроксид кальция, основные свойства.

      4. СаН₂ – гидрид кальция

          Периодическая система химических элементов имеет семь периодов, из которых I, II и III содержат по одному ряду элементов и называются малыми периодами, а IV, V, VI и VII называются большими периодами; IV, V и VI периоды содержат по два ряда элементов, VII период – незаконченный. Все периоды, за исключением первого, содержащего лишь два элемента, начинаются щелочным металлом и заканчиваются инертным газом.

      В больших периодах переход свойств от активного металла к инертному газу происходит более плавно, чем в малых периодах. Большие периоды состоят из чётных и нечётных рядов. В этих периодах наблюдается двойная периодичность: помимо характерного для всех периодов изменения свойств от щелочного металла до инертного газа наблюдается также изменение свойств в пределах чётного ряда и отдельно – в пределах нечётного ряда. Например, в чётном ряду IV периода валентность изменяется от единицы у калия до семи у марганца; после триады железо – кобальт – никель происходит такое же изменение валентности в нечётном ряду: от единицы у меди до семи у брома. Подобная двойная периодичность наблюдается и в других больших периодах.

      У элементов чётных рядов преобладают металлические свойства, и их ослабление слева направо замедлено. В нечётных рядах происходит заметное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических.

      Особое положение в периодической системе занимают элемент № 57 – лантан и следующие за ним 14 элементов, объединённые под названием лантаноидов. Эти элементы по химическим свойствам похожи на лантан и очень сходны между собой. Поэтому в периодической системе лантану и лантаноидам отведена одна клетка. Аналогичным образом в одну клетку VII периода помещён элемент № 89 – актиний и следующие за ним 14 элементов – так называемые актиноиды. Элементы II и III периодов Менделеев назвал типическими. Подгруппы, содержащие типические элементы, называются главными. Элементы чётных рядов составляют побочные подгруппы.

      Элементы главных подгрупп по своим химическим свойствам значительно отличаются от элементов побочных подгрупп. Особенно наглядно это различие выступает на примере VII группы. Здесь элементы главной подгруппы чётко проявляют неметаллические свойства, а для элементов побочной подгруппы характерны металлические свойства.

      Номер группы, как правило, показывает высшую валентность элемента по кислороду. Ряд исключений существует для элементов подгруппы меди и VIII группы. Так, медь, серебро и золото образуют соединения, в которых валентность этих элементов достигает 3. Из элементов VIII группы валентность 8 проявляют только осмий и рутений. Из VII группы фтор имеет валентность только 1, а высшая валентность по кислороду для других галогенов равна 7.

      Элементы главных подгрупп характеризуются также валентностью по водороду. Летучие водородные соединения образуют элементы IV, V, VI и VII групп. Валентность по водороду при переходе от элементов IV группы к элементам VII группы уменьшается от 4 до 1. Напротив, валентность этих же элементов по кислороду в том же направлении возрастает от 4 до 7.

      В группах с увеличением атомной массы элемента усиливаются его металлические свойства. Особенно чётко это проявляется в главных подгруппах. Наиболее сильно металлические свойства выражены у франция и цезия, неметаллические – у фтора.

      Итак, в периодической системе свойства элементов (атомная масса, валентность, характер химических соединений и т.д.) изменяются как по периодам, так и по группам. Следовательно, место каждого элемента в таблице определяется его свойствами и, наоборот, каждое место характеризуется сочетанием определённых свойств. Это позволяет довольно точно предсказать свойства элемента, если известно его положение в периодической таблице.

Познавательные статьи:



Где возникла философия и почему?

Относительная высота сжатой зоны бетона

Сущность проекции Гаусса-Крюгера и использование ее в геодезии

Тарифы на перевозку пассажиров