Строение атома и периодическая системаЛекция №6

к.х.н.

Авдонина

Людмила Михайловна

Кафедра общей и неорганической

химии

ИСТОРИЯ ИЗУЧЕНИЯ СТРОЕНИЯ АТОМА

ШРЕДИНГЕР (1926) – волновое

уравнение

ФАРАДЕЙ (30-е годы XIX в) –

существование единичных зарядов

БЕККЕРЕЛЬ (1896) – радиоактивность

П.КЮРИ и М.СКЛОДОВСКАЯ (1898)

– открытие Ra, PoРЕЗЕРФОРД (1909-1911) – планетарная

модель строения атома

БОР (1913) – квантовая теория

атома;ДЕ БРОЙЛЬ (1924)– волновая природа

электрона

ГЕЙЗЕНБЕРГ (1927) – принцип

неопределенности

е

Открытие элементарных частиц

р

n

Дж.Дж.Томсон

1897

Р.Милликен

1913

открыл электрон при

исследовании катодных лучей

точно измерил заряд

электрона

Э. Резерфорд

1919

выделил протон в

эксперименте с

бомбардировкой α-

частицами ядра азота

Д. Чедвиг

1932

открыл нейтрон в

эксперименте с

бомбардировкой бериллия α-

частицами

01,00869501,675·10-27Нейтрон,

n

+11,007277+1,602·10-191,673·10-27Протон,

р

-10,000549-1,602·10-199,109·10-31Электрон,

ē

Заряд,

а.е.з.

. Масса,

А.Е.М

Заряд,

Кл

Масса,

кг

Система атомных единиц

СИЧастица

Элементарные

частицы

Развитие теории строения атома

Атом - мельчайшая частица элемента

Электрон ( е ) - элементарная частица, обладающая

наименьшим существующим в природе отрицательным

электрическим зарядом, равным -1,602 10-19 Кл.

Масса электрона - 9,1 10-28 г, что почти в 2000 раз

меньше массы атома водорода (или протона)

Масса протона - 1,67 · 10-24 г

Диаметр атома - 10-8 см

Диаметр ядра атома - 10-13 - 10-12 см

Планетарная модель атома

Резерфорда (1911)

Эрнест

Резерфорд Атом: ядро + электроны

Планетарная модель атома

Число протонов = число электронов =

Z (порядковый номер элемента )

Ar = Z + N

Ядро атома: протоны + нейтроны

(нуклоны)

Число нуклонов – Ar ( массовое число)

Число нейтронов - N

Li7

3 Z = 3

N = 7 - 3 = 4

Аr = 7

ПРИМЕР.

НУКЛИДЫ – различные виды атомов

Ar , Z , N

ИЗОТОПЫ – нуклиды с одинаковым значением Z ,

но разными Ar (N)

ПРИМЕР.3517Cl и 37

17Cl изотопы хлора

ИЗОБАРЫ – нуклиды с одинаковым Ar ,

но разными Z(N)

ПРИМЕР. 4019K и 40

20 Ca изобары

Модель атома Бора (1913)

1. Электроны в атоме вращаются не по

произвольным, а по строго определенным

круговым орбитам. Эти орбиты получили

название стационарных.

2. При движении по стационарным орбитам

электрон не поглощает и не излучает энергии.

3. Энергия излучается или поглощается только при

переходе электрона с одной орбиты на другую

определенными порциями – квантами.

Нильс Бор

Е = Е2 – Е1 = h

Е1Е2

е - частота излучения

h = 6,62·10-34 Дж·с

постоянная Планка

Н.Бор рассчитал частоты спектра

для атома водорода и они совпали

с экспериментом !

Эмиссионные спектры атомов

Три принципа квантовой механики

1. Дискретность или квантование

энергии

2. Корпускулярно-волновой дуализм

3. Вероятностный характер законов

микромира

ДВОЙСТВЕННОСТЬ ПРИРОДЫ

ЭЛЕКТРОМАГНИТНОГО ИЗЛУЧЕНИЯ

1. Эл-маг. излучение - ВОЛНА

λ - длина волны;

с

ν - частота колебаний,с -1

с =300 000 км/с – скорость света

Е = hν - уравнение Планка

2.Эл-маг. излучение – ПОТОК МИКРОЧАСТИЦ

(фотонов)

Е = mc2 – уравнение Эйнштейна mc

h

Луи де Бройль

Луи де Бройль (1924):

Все частицы микромира обладают

двойственной корпускулярно-волновой

природой.

m

h - уравнение де Бройля

m – масса частицы

υ - скорость частицы

rат.ядра~ 10-13 см

λē ~ 10-7 смm = 1 г

υ = 1000 м/с

Для электрона:

λ ~ 7·10-12 пм

Для частицы:

(измерить

невозможно)

Корпускулярно-волновая природа электрона

Корпускулярные свойства Волновые свойства

• имеет массу,

импульс и т.п.

• интерференция

• дифракция

• λē ~ 10-7 см

• Движение электрона массой m и

скоростью v есть волновой процесс.

Двойственная природа материальных частиц

(корпускулярно-волновой дуализм)

с = λν λ ∼ 400 ─ 800 нм

Отражение, преломление, интерференция,

дифракция

ⅢⅢ Дифракционная решѐтка

∼ λ

〰〰〰 ↣

Вернер

Гейзенберг

Принцип неопределенности

Гейзенберга (1927)

2

hxp

Учитывает двойственную природу

электрона.

∆p – неопределѐнность импульса

∆x – неопределѐнность координаты

Следствия, вытекающие из

принципа неопределѐнности :

1). Движение электрона в атоме – движение

без траектории.

Понятие траектории заменяет

волновая функция Ψ = Ψ(х,у,z) (“пси” -

функция).

2). Электрон в атоме не может упасть на

ядро.

Волновое уравнение Шрёдингера

• Е и Еп – полная и потенциальная

энергия ē

• me – масса электрона

• 2 – оператор Лапласа

• y – волновая функция

Точное решение уравнения Шредингера

существует только для атомов H, He+, Li2+

0)ЕE(h

m8п2

e2

2 y

y

Эрвин Шрѐдингер

y1 y2 y3 y4 … – волновые функции

Е1 Е2 Е3 Е4 … – дискретные значения энергии

Атомная орбиталь – это область

пространства вокруг ядра, которая

описывается волновой функцией y

Вероятность пребывания электрона в этой

области более 90%

АО не имеет четких границ из-за волновой

природы электрона

Атомная орбиталь (АО)

Атомная орбиталь (АО)– это способ движения электрона в атоме,

которому отвечает определенная энергия,

а также форма

и размер электронного облака

АО можно описать

с помощью трех квантовых чисел:

n, l, ml

Квантовые числа

Характеризует энергию и размеры АО

n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 …

K L M N O P Qвсего значений

2n2 2 8 18 32 50 72 98

Для невозбужденных атомов n = 1, 2 ... 7

совпадает с номером периода

n – главное квантовое число

(азимутальное, побочное)

Характеризует форму орбитали и

энергию подуровня

Для каждого n:

l = 0 1 2 3 4 … (n – 1) всего значений n

s p d f g

Число подуровней равно

номеру энергетического уровня n

l – орбитальное квантовое число

n lВолновая

функция

Обозначение

орбитали

1 0(s) Ψ1s 1s

2 0(s), 1(p) Ψ2s, Ψ2p 2s, 2p

3 0(s), 1(p), 2(d) Ψ3s , Ψ3p , Ψ3d 3s, 3p, 3d

Классификация атомных орбиталей

Характеризует ориентацию орбитали

в пространстве

Для каждого l:ml = –l … 0 …+l

всего значений 2l+1

ml – магнитное квантовое число

l ml Число орбиталей

0(s) 0 1

1(p) -1, 0, +1 3

2(d) -2, -1, 0, +1, +2 5

3(f) -3, -2, -1, 0, +1,+2, +3 7

Характеризует квантовые свойства

электрона

Спин – это собственный момент импульса

электрона, не связанный с его движением

в пространстве. Спин равен ½.

Спиновое квантовое число (проекция спина

на ось z) может иметь 2 значения:

s = –½ s = +½

s – спиновое квантовое число

1s 2s

ns – AO

l = 0

m = 0

np – AO

n ≥2

l = 1

m –1 0 1

n ≥ 3

l = 2

m –2 –1 0 1 2

nd – AO

n ≥ 4

l = 3

m –3 –2 –1 0 1 2 3

nf – AO

Принципы построения

электронных оболочек

многоэлектронных атомов

Порядок заполнения электронами одной АО

В атоме не может быть двух

электронов, имеющих одинаковый

набор всех четырех квантовых чисел

АО

s

1. Принцип Паули

2

1

2

1

Порядок заполнения электронами орбиталей

одного подуровня

Электроны заполняют орбитали

одного подуровня так, чтобы их

суммарный спин был максимален

соответствует

правилу Хунда

2. Правило Хунда

2

1

2

1

2

3

Порядок заполнения электронами подуровней

В атоме каждый электрон располагается

так, чтобы его энергия была минимальна

Энергия электрона зависит от n и l

Правило Клечковского:

Сначала электроны заполняют подуровни, где

n + l минимальна, а затем, где n – минимально

4s < 3d < 4p

3. Принцип минимальной энергии

3d 4s 4p

n 3 4 4

l 2 0 1

n + l 5 4 5

Пример

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s →

→ 3d → 4p → 5s → 4d → 5p →

→ 6s → (5d1) → 4f → 5d → 6p →

→ 7s → (6d1-2) → 5f → 6d → 7p

Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней

Е

1s

2s

2p

3s

3p

4s3d

4p

5s4d

6s

5p

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s →

→ 3d → 4p → 5s → 4d → 5p →

→ 6s → (5d1) → 4f → 5d → 6p →

→ 7s → (6d1-2) → 5f → 6d → 7p

Энергетическая диаграмма многоэлектронного атома

Определить, какие электроны

характеризуются следующими значениями

квантовых чисел:

Примеры

1. n = 3

l = 1

m = -1,0,1

s = ½

3p

m -1 0 1

2. n = 2

l = 0

m = 0

s = ±½

2s

m 0

3. n = 4

l = 2

m = -2,-1,0

s = ½

4d

m -2 -1 0

3p3 2s2 4d3

1. Электроны образуют квантовые слои

(энергетические уровни) K, L, M, N …,объединяющие электроны с близкой энергией

2. Квантовые слои состоят из подслоев

(подуровней) объединяющих электроны одинаковой формы (s, p, d …)

3. Подслои состоят из орбиталей одинаковой

формы, но разной ориентации в пространстве

4. На каждой орбитали может быть два

электрона с разными спиновыми числами

Принципы формирования электронной оболочки атома

Электроны

Атомные орбитали

Подуровни

Квантовые слои

Электронная оболочка атома

Последовательность заполнения

подуровней

1s < 2s <2p< 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d <

< 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p < 7s ≈ 6d ≈ 5f < 7p

Электронные формулы

элементов и периодическая

система Д.И.Менделеева

1 период – 2 элемента

n = 1

Малые периоды (1, 2, 3)

1Н 1s12He 1s2

2 период – 8 элементов

n = 2

3Li 1s2 2s14Be 1s22s2

5B 1s22s22p1

1s

2s

2p

1s

2s

2p

1s

2s

2p

2 период – 8 элементов

n = 2

6C 1s2 2s22p26C*

7N 1s22s22p1

1s

2s

2p

1s

2s

2p

1s

2s

2p

Атом С может

образовать

4 ковалентные

связи

Пример

Почему азот не образует 5 ковалентных

связей , а фосфор образует?

N NCl5

P PCl5

2p

3p

3d

3s

2s

8O 1s2 2s22p49F 1s22s22p5

10Ne 1s22s22p6 =[Ne]

1s

2s

2p

1s

2s

2p

1s

2s

2p

ns2np6 – очень

устойчивое состояние

обеспечивает атому

химическую инертность

Остался незавершенным 3d

–подуровень

= [Ar]

3 период – 8 элементов

n = 3

11Na 1s22s22p63s1

12Mg 1s22s22p63s2

13Al 1s22s22p63s23p1

……

18Ar 1s22s22p63s23p6

19K [Ar]4s1

20Ca [Ar]3s2

21Sc [Ar]3d14s2

22Ti [Ar]3d24s2

23V [Ar]3d34s2

24Cr [Ar]3d54s1

Большие периоды (4, 5, 6, 7)4 период – 18 элементов

n = 4

K: 1s22s22p63s23p64s1

[Ar ]

3d 4s

Подуровень сообщает атому дополнительную

устойчивость, если он:

a) пуст

b) заполнен наполовину

c) заполнен полностью

d – подуровень: d0, d5, d10

(n-1)d4ns2

(n-1)d9ns2

(n-1)d5ns1

Cr, Mo

(n-1)d10ns1

Cu, Ag, Au

проскок

электрона

Остались

вакантными

подуровни

4d-, 4f -

= [Kr]

4 период

25Mn [Ar] 3d54s2

26Fe [Ar] 3d64s2

27Co [Ar]3d74s2

28Ni [Ar]3d84s2

29Cu [Ar]3d104s1

30Zn [Ar]3d104s2

31Ga [Ar]3d104s24p1

…

36Kr [Ar]3d104s24p6

проскок ē

37Rb [Kr]5s1

38Sr [Kr]5s2

39Y [Kr]4d15s2

41Nb [Kr]4d45s1

42Mo [Kr]4d55s1

…

46Pd [Kr]4d105s0

47Ag [Kr]4d105s1

48Cd [Kr]4d105s2

49In…54Xe [Kr]4d105s25p1-6

проскок электрона

проскок электрона

находится не в «том» периоде

проскок электрона

заполняется 5p -подуровень

5 период – 18 элементов

n = 5

исключение (нет проскока ē)

заполняется 6p –подуровень

6 период – 32 элементов

n = 655Cs [Xe]6s1

56Ba [Xe]6s2

57La [Xe]5d16s2

58Ce [Xe]4f15d16s2 … 71Lu [Xe]4f144d16s2

72Hf [Xe]4f144d26s2

…

74W [Xe]4f145d46s2

…

80Hg [Xe]4f145d106s2

81Tl…86Rn [Xe]4f145d106s26p1-6

Лантаноидызаполняется

4f –подуровень

заполнение 6d –подуровня

7 период

n = 7

87Fr [Rn]7s1

88Sr [Rn]7s2

89Y [Rn]6d17s2

90Th … … … … … … … … … 103Lr

104Rf … … 110Ds 111Rg 112Cn

Актиноидызаполняется

5f –подуровень

Структура периодической

таблицы

Свойства простых веществ,

а также их соединений

находятся в периодической

зависимости от зарядов их ядер

Периодический законД.И. Менделеева (1869)

Д.И. Менделеев

Периодическая система

• Период – горизонтальная последовательность

элементов, которая начинается щелочным

металлом и заканчивается благородным газом

▫ n – № периода

▫ число периодов: 7

• Группа – вертикальная совокупность элементов, имеющих сходную электронную

конфигурацию.

▫ число групп: 8

▫ главная подгруппа (А)

▫ побочная подгруппа (В)

Элемент (период, группа)

Элемент (период, группа)

п е р и о д

A – главная B – побочная

группа

Семейства элементов

s- элементы

Последним заполняется s – подуровень

На внешнем

электронном уровне

1 или 2 s – электрона

с предшествующей

конфигурацией

благородного газа

IA и IIA подгруппы:

щелочные и щелочно-земельные металлы

р - элементы

Последним заполняется р - подуровень

На внешнем

электронном уровне

2 s-электрона

и от 1 до 6 р-

электронов

IIIA – VIIIA подгруппы:

все неметаллы (O, Si, Hal),

некоторые металлы (Sn, Al)

и благородные газы (Kr, Ar, Ne и др.)

d- элементы

Последним заполняется предвнешний d - подуровень

На предвнешнем

электронном уровне

от 1 до 10 d – электронов,

на внешнем

электронном уровне

2 (реже 1) s - электрона

IB – VIIIB подгруппы

Металлы: Fe, Cu, Pt, …

f - элементы

Последним заполняется f – подуровень третьего

снаружи электронного уровня.

На глубинном подуровне

от 1 до 14 f – электронов,

на внешнем электронном

уровне – 2 s –электрона.

Всего 28 элементов:

14 - лантаноиды и

14 - актиноиды

Главная (А)

Включает s- и

p- элементы

Включает d- и

f- элементы

№ группы

определяется

суммой внешних

s- и p- электронов

35Br[Ar]3d104s24p5

VIIA

№ группы определяется

суммой внешних s- и

предвнешних d- электронов

Побочная (В)

если ∑(ns-ē+(n-1)d-ē) = 8, 9, 10 VIIIB

Исключения:

если ∑(ns-ē+(n-1)d-ē) = 11, 12 IB, IIB

21Sc[Ar]3d14s229Cu[Ar]3d104s1- IIIB - IB

Подгруппы

Периодичность в изменении важнейших атомных характеристик элементов

1. Атомный радиус (r)

2. Энергия ионизации (ЭИ)

3. Сродство к электрону (СЭ)

4. Электроотрицательность (ЭО)

Основные атомные характеристики

II период: rLi = 0,155 нм … rNe = 0,051 нм

VА подгруппа: rN = 0,075 нм

…

rBi = 0,182 нм

1. Атомный радиус (r)

2r

r

период

группа

1нм = 10-9м

о

1А = 10-10м

Аналогичная зависимость – для радиусов ионов

rKt < rат

rK = 0,236 нм

rK+ = 0,133 нм

rAn > rат

rCl = 0,099 нм

rCl– = 0,181 нм

rиона

период

группа

Li – ē → Li+ 1 эВ = 1,6 · 10-19 Дж

1 эВ/атом ~ 96,5 кДж/моль

ЭИ1 < ЭИ2 < ЭИ3 < …

Be3+ – получить невозможно

2. Энергия ионизации (ЭИ)

4Be 1s22s2 i = 1 i = 2 i = 3

ЭИi , эВ 9 18 150

ЭИ

СЭ

3. Сродство к электрону (СЭ)

F + ē → F¯, СЭ = + 3,5 эВ

• СЭmax – у атомов галогенов

• СЭметаллов близко к 0 или отрицательно

• СЭ известно не для всех элементов

4. Электроотрицательность

неметаллы Se и Te металлы Li и Cs

• ЭОSe = 2,4

• ЭОТе = 2,1

• ЭОLi = 1,0

• ЭОCs = 0,8

• ЭО – величина безразмерная

• ЭО < 2 – металлы

• ЭО > 2 - неметаллы

– более

активный

– болееактивный

ЭО = 1/2 (ЭИ + СЭ)

Шкала Малликена

ЭО

Li F

1,0 4,1

Cs0,8

Изменение электроотрицательности

• Увеличение ЭО усиливает неметаллические свойства

• Уменьшение ЭО усиливает металлические свойства

H

2,1

Li

1,0

Be

1,5

B

2,0

C

2,5

N

3,0

O

3,5

F

4,0

Na

0,9

Mg

1,2

Al

1,5

Si

1,8

P

2,1

S

2,5

Cl

3,0

K

0,8

Ca

1,0

Sc 1,3

Ti 1,5

V 1,6

Cr 1,6

Mn 1,5

Fe 1,8

Co 1,9

Ni 1,9

Cu 1,9

Zn 1,6

Ga

1,6

Ge

1,8

As

2,0

Se

2,4

Br

2,8

Rb

0,8

Sr

1,0

Y 1,2

Zr 1,4

Nb 1,6

Mo 1,8

Tc 1,9

Ru 2,2

Rn 2,2

Pd 2,2

Ag 1,9

Cd 1,7

In

1,7

Sn

1,8

Sb

1,9

Te

2,1

I

2,5

Cs

0,7

Ba

0,9

La 1,0

Hf 1,3

Ta 1,5

W 1,7

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,2

Au 2,4

Hg 1,9

Tl

1,8

Pb

1,9

Bi

1,9

Po

2,0

At

2,2

Электроотрицательность по Полингу

Классификация простых веществ

RaFr

RnAtPoBiPbTlBaCs

XeITeSbSnInSrRb

KrBrSeAsGeGaCaK

ArClSPSiAlMgNa

NeFONCBBeLi

d– и f–

металлы

H

s– металлы р– металлы

Не

ме

та

ллы

Металлы

Неметаллы

He

1. Rb2O и Br2O

ЭОRb = 0,9

ЭОBr = 2,7

RbOH и BrOH

HBrO

3. N2O5

ЭОN= 3,1

As2O5

ЭОAs= 2,1

ЭО и кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов

2. BeO ЭОBe = 1,5

MgO ЭОMg = 1,2

СаО ЭОСа = 1,0

Be(OH)2 амфот.

Mg(OH)2 осн., сл.

Са(ОН)2 осн., сильн.

HNO3

сильн.

H3AsO4

слаб.

Ки

сл

отн

ые

сво

йс

тва

Ос

но

вны

е

сво

йс

тва

ЭО

слаб. сред. сильн.

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

основные амфот. кислотные

кислотные свойства

основные свойства

III период

Оксиды и гидроксиды

Кислотные

свойства

Основные

свойства

период

группа

период

группа

Высшая степень окисления (СО)

• Высшая СО = № группы

• Низшая СО = (№ группы – 8)

• В периоде высшая СО растет

A подгруппы BСтановятся

более

устойчивыми

низкие СО

Становятся

более

устойчивыми

высокие СО

Исключения

• F (VIIA гр.) не проявляет СО = +VII

• Fe, Co, Ni (VIIIB гр.) не проявляют

СО = +VIII

• Au (IB гр.) чаще всего проявляет

СО = +III

• Сu (IB гр.) чаще всего проявляет

СО = +II

Вопросы?