Ba строение атома – Строение атома бария (Ba), схема и примеры

Строение атома бария (Ba), схема и примеры

Общие сведения о строении атома бария

Относится к семейству s-элементов. Металл. Обозначение – Ba. Порядковый номер – 56. Относительная атомная масса – 137,34 а.е.м.

Электронное строение атома бария

Атом бария состоит из положительно заряженного ядра (+56), внутри которого есть 56 протонов и 81 нейтрон, а вокруг, по шести орбитам движутся 56 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома бария.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

+56Ba)₂)₈)₁₈)₁₈)₈)₂;

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶6s².

Внешний энергетический уровень атома бария содержит 2 электрона, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Для атома бария характерно наличие возбужденного состояния. Электроны 6s-подуровня распариваются и один из них занимает вакантную орбиталь 6p-подуровня:

Наличие двух неспаренных электронов свидетельствует о том, что для бария характерна степень окисления +2.

Валентные электроны атома бария можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: n (главное квантовое), l (орбитальное), m_l (магнитное) и s (спиновое):

Подуровень	n	l	ml	s
s	6	0	0	+1/2
s	6	0	0	-1/2

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

ru.solverbook.com

Электронное строение атома, схема и примеры

Понятие «атом»

Понятие «атом» знакомо человечеству ещё со времен Древней Греции. Согласно высказыванию древних философов, атом представляет собой мельчайшую частицу, входящую в состав вещества.

Электронное строение атома

Атом состоит из положительно заряженного ядра внутри которого находятся протоны и нейтроны. Вокруг ядра по орбитам движутся электроны, каждый из которых можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m_l) и спинового (m_s или s).

Главное квантовое число определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия электрона главным образом зависит от расстояния электрона от ядра: чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия. Другими словами, главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Главное квантовое число имеет значения ряда целых чисел от 1 до бесконечности.

Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака. Различная форма электронных облаков обусловливает изменение энергии электронов в пределах одного энергетического уровня, т.е. расщепление её на энергетические подуровне. Орбитальное квантовое число может имеет значения от нуля до (n-1), всего n значений. Энергетические подуровни обозначают буквами:

Значение l	1	2	3	4	5
Обозначение	s	p	d	f	h
Форма	шар	объемная восьмерка	более сложная форма

Магнитное квантовое число показывает ориентацию орбитали в пространстве. Оно принимает любое целое числовое значение от (+l) до (-l), включая нуль. Число возможных значений магнитного квантового числа равна (2l+1).

Электрон, двигаясь в поле ядра атома, кроме орбитального момента импульса обладает также собственным моментам импульса, характеризующим его веретенообразное вращение вокруг собственной оси. Это свойства электрона получило название спина. Величину и ориентацию спина характеризует спиновое квантовое число, которое может принимать значения (+1/2) и (-1/2). Положительное и отрицательное значения спина связаны с его направлением.

До того, как все вышеописанное стало известно и подтверждено экспериментально существовало несколько моделей строения атома. Одна из первых моделей строения атома была предложена Э. Резерфордом, который в опытах по рассеянию α-частиц показал, что почти вся масса атома сосредоточена в очень малом объеме – положительно заряженном ядре. Согласно его модели, вокруг ядра на достаточно большом расстоянии движутся электроны, причем их число таково, что в целом атом электронейтрален.

Развивать модель строения атома Резерфорда стал Н. Бор, который в своем исследовании также объединил учения Эйнштейна о световых квантах и квантовую теорию излучения Планка. Завершили начатое и представили миру современную модель строения атома химического элемента Луи де Бройль и Шредингер.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

3.Состав и строение атома. Электронное строение атома. Орбиталь.

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Атом состоит из ядра (оно имеет положительный заряд) и электронов (они имеют отрицательный заряд). В целом атом электронейтрален.

Положительный заряд ядра атома равен порядковому номеру химического элемента.

Ядро атома – сложная частица. В ядре сосредоточена почти вся масса атома.

Заряд ядра определяют протоны. Причем число протонов равно (по величине) заряду ядра атома, т.е. порядковому номеру.

Число нейтронов N определяют по разности между величинами: «масса ядра» А и «порядковый номер» Z.

электроны, имеющие приблизительно равный запас энергии, находятся на приблизительно равном расстоянии от ядра и образуют энергетический уровень.

Изотопами называют атомы одного и того же химического элемента (одинаковое число протонов), различающиеся массой (разное число нейтронов).

Изотопы и их химические соединения отличаются друг от друга по физическим свойствам, но химические свойства у изотопов одного химического элемента одинаковы.

Форма атома — сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент — вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

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.

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь — состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали — . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном состоянии бывают четырех типов: s, p, d и f.

Электронное облако — часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание: иногда понятия «атомная орбиталь» и «электронное облако» не различают, называя и то, и другое «атомной орбиталью».

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный («энергетический») уровень, их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:

s-подуровень (состоит из одной s-орбитали), условное обозначение — .

p-подуровень (состоит из трех p-орбиталей), условное обозначение — .

d-подуровень (состоит из пяти d-орбиталей), условное обозначение — .

f-подуровень (состоит из семи f-орбиталей), условное обозначение — .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

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 2n2.

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 .

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 — 4s2, они же и валентные; у атома Fe внешние электроны — 4s2, но у него есть 3d6, следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция — 4s2, а атома железа — 4s23d6.

Орбиталь – пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Применительно к электрону можно сказать, что он ведет себя и как частица, и как волна, т. е. обладает, как и другие микрочастицы, корпускулярно-волновым дуализмом (двойственностью). С одной стороны, электроны как частицы производят давление, с другой стороны, движущийся поток электронов обнаруживает волновые явления, например дифракцию электронов.

studfiles.net

Строение атома — Викиверситет

Строение атома

Атом (от греческого atomos — неделимый)  — одноядерная, неделимая химическим путем частица химического элемента, носитель свойств вещества. Вещества состоят из атомов. Сам атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электронного облака. В целом атом электронейтрален. Размер атома полностью определяется размером его электронного облака, поскольку размер ядра ничтожно мал по сравнению с размером электронного облака. Ядро состоит из Z положительно заряженных протонов (заряд протона соответствует +1 в условных единицах) и N нейтронов, которые не несут на себе заряда (количество нейтронов может быть равно или чуть больше или меньше, чем протонов). Протоны и нейтроны называют нуклонами, то есть частицами ядра. Таким образом, заряд ядра определятся только количеством протонов и равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Положительный заряд ядра компенсируется отрицательно заряженными электронами (заряд электрона -1 в условных единицах), которые формируют электронное облако. Количество электронов равно количеству протонов. Массы протонов и нейтронов равны (соответственно 1 и 1 а.е.м.). Масса атома в основном определяется массой его ядра, поскольку масса электрона примерно в 1836 раз меньше массы протона и нейтрона и в расчётах редко учитывается. Точное количество нейтронов можно узнать по разности между массой атома и количеством протонов (N=A—Z). Вид атомов какого-либо химического элемента с ядром, состоящим из строго определённого числа протонов (Z) и нейтронов (N), называется нуклидом (это могут быть как разные элементы с одинаковым общим количеством нуклонов (изобары) или нейтронов (изотоны), так и один химический элемент — одно количество протонов, но разное количество нейтронов (изомеры)).

элементарная частица	заряд (условные единицы)	заряд (Кл)	масса (а.е.м.)	масса (г)
протон	+1	1,6·10×10-19	1	1,7·10×10-24
нейтрон	0	0	1	1,7·10×10-24
электрон	-1	-1,6·10×10-19	0	9,1·10×10-28

Поскольку в ядре атома сосредоточена практически вся масса, но его размеры ничтожно малы по сравнению с общим объёмом атома, то ядро условно принимается материальной точкой, покоящейся в центре атома, а сам атом рассматривается как система электронов. При химической реакции ядро атома не затрагивается (кроме ядерных реакций), как и внутренние электронные уровни, а участвуют только электроны внешней электронной оболочки. По этой причине необходимо знать свойства электрона и правила формирования электронных оболочек атомов.

Свойства электрона

Перед изучением свойств электрона и правил формирования электронных уровней необходимо затронуть историю формирования представлений о строении атома. Мы не будем рассматривать полную историю становления атомарного строения, а остановимся лишь на самых актуальных и наиболее «верных» представлениях, способных наиболее наглядно показать как располагаются электроны в атоме. Первыми наличие атомов как элементарных составляющих вещества предположили еще древнегреческие философы (если какое-либо тело начать делить пополам, половинку ещё пополам и так далее, то этот процесс не сможет происходить до бесконечности; мы остановимся на частичке, которую уже не сможем поделить, — это и будет атом). После чего история строения атома прошла сложный путь и разные представления, такие как неделимость атома, Томсоновская модель атома и другие. Наиболее близкой оказалась модель атома, предложенная Эрнестом Резерфордом в 1911 году. Он сравнил атом с солнечной системой, где в роли солнца выступало ядро атома, а электроны двигались вокруг него подобно планетам. Размещение электронов на стационарных орбитах было очень важным шагом в понимании строения атома. Однако такая планетарная модель строения атома шла в противоречие с классической механикой. Дело в том, что при движении электрона по орбите он должен был терять потенциальную энергию и в конце концов «упасть» на ядро, и атом должен был прекратить свое существование. Такой парадокс был устранен введением постулатов

ru.wikiversity.org

2. Строение атома

Атом любого элемента состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, в целом атом – система электронейтральная. Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в таблице Д.И.Менделеева. Состояние электрона в атоме описывается при помощи набора четырех квантовых чисел: главного n, орбитальногоl, магнитногоm_lи спиновогоm_s. Определенные значения трех квантовых чисел (n, l,m_l) описывают состояние электрона, называемое атомной орбиталью (АО).

Главное квантовое число nопределяет энергию АО и номер энергетического уровня, на котором находится электрон, и может принимать целочисленные значения от единицы до бесконечности.

Орбитальное квантовое число lопределяет форму АО и энергетический подуровень, оно может принимать значения от нуля доn-1.Исторически атомным орбиталям со значениямиl, равным 0, 1, 2, 3 присвоены буквенные обозначенияs-,p-,d-,f-. В графических схемах электронного строения атомов каждая орбиталь обозначается символом .

Магнитное квантовое числоm_lопределяет пространственную ориентацию АО и отчасти ее форму, оно может принимать значения от –lдо +l.

Спиновое квантовое число m_sхарактеризует собственный момент импульса и связанный с ним магнитный момент и может принимать значения ±1/2.

Последовательность распределения электронов в атоме по мере увеличения значений lиnвыражается электронными или электронно-графическими формулами.

При заполнении АО действует принцип Паули, из которого следует, что в атоме не может быть двух электронов, характеризующихся одинаковым набором значений четырех квантовых чисел. Состояние электронов в атоме должно отличаться значением хотя бы одного квантового числа.

Заполнение энергетических подуровней подчиняется правилу Хунда, согласно которому электроны в основном состоянии в атоме располагаются так, чтобы модуль суммарного спина всех электронов подуровня был максимальным. Например, четыре валентныхp-электрона атома кислорода размещаются в квантовых ячейках следующим образом:

Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней в атомах выражается правилом Клечковкого: порядок заполнения определяется возрастанием суммы n+l, а при одинаковом ее значении первым заполняется подуровень с меньшим значениемnв этой сумме. Например,

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s5d¹(La)4f

(лантаноиды)5d6p7s6d¹(Ac)5f(актиноиды)6d…

Принадлежность элемента к электронному семейству определяется характером заполнения энергетических подуровней: s-элементы – заполнение внешнегоs-подуровня (например, литий 1s²2s¹),р-элементы – заполнение внешнегоp-подуровня (например, фтор – 1s²2s²2p⁵),d-элементы – заполнение предвнешнегоd-подуровня (например, ванадий – 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d³), f-элементы–заполнение f-подуровня второго снаружи уровня (например, неодим– 1s² 2s² 2p² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f⁴).

Для d— и f-элементов возможны отклонения от описанного способа заполнения АО – так называемый провал электрона. Это явление связано с тем, что для атома устойчивым состоянием является полностью или наполовину заполненная АО, т.е. d¹⁰, d⁵, f¹⁴, f⁷. В ситуации, когда до достижения такого состояния не хватает одного электрона, он переходит («проваливается») с предыдущего уровня. Например, электронный паспорт серебра 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d⁹ с учетом провала электрона примет вид 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s¹4d¹⁰.

Если на валентных энергетических уровнях имеются вакантные АО, то при получении электронами порции энергии (возбуждении атома) становится возможным «разъединение» валентных электронов, т.е. их переходы с тех подуровней, где все АО заняты полностью () или частично (), на другие валентные подуровни того же уровня, имеющие незаполненные АО. При этом с тех АО, которые в основном (соответствующем минимальной энергии атома) состоянии были заняты полностью, «уходит» по одному электрону последовательно, т.е. возможно несколько возбужденных состояний. Возбуждение меняет валентное состояние атома (число его неспаренных электронов).

Пример 1.Составить электронную формулу атома брома и графическую схему заполнения электронами валентных орбиталей в нормальном и возбужденном состояниях.

Решение.1. Порядковый номер брома – 35, следовательно атом брома имеет 35 электронов. Бром находится вIVпериоде периодической системы, следовательно, АО сn, равным 1; 2 и 3 заполнены полностью. Бром относится кp-элементам, следовательно, заполнен 4s-подуровень. В ряду 4p-элементов бром – пятый элемент, следовательно, на 4p-подуровне – пять электронов. Таким образом, электронная формула брома имеет вид 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵.

2. Валентными орбиталями в этом атоме являются орбитали внешнего (четвертого) электронного слоя, т.е. 4s-, 4p— и незаполненные 4d-орбитали. Графически схема заполнения электронами этих орбиталей имеет вид

втаком состоянии бром имеет валентность 1, которой соответствуют степени окисления1 и +1.

3. При затрате некоторой энергии спаренный p-электрон перейдет на свободную d-орбиталь. В этом первом возбужденном состоянии

бром имеет валентность 3, которой соответствует степень окисления +3.

4. При передаче атому брома еще некоторого количества энергии следующий p-электрон также перейдет на свободнуюd-орбиталь. Во втором возбужденном состоянии

бром имеет валентность 5, которой соответствует степень окисления +5.

5. При передаче атому брома еще некоторого количества энергии s-электрон также перейдет на свободную d-орбиталь. Втретьем возбужденном состоянии

бром имеет валентность 7, которой соответствует степень окисления +7.

Пример 2.Составить электронные формулы атома селена в состоянияхSe^2иSe⁺⁴и графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей.

Решение. 1.Cоставим электронную формулу атома селена (см. пример 1): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁴. Графическая схема заполнения электронами валентных орбиталей имеет вид

2. Для получения Se^2необходимо к атому селена добавить два электрона на 4p-орбиталь (согласно правилу Клечковского). Тогда графическая схема примет вид

Электронная формула Se^2 – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶.

3. Для получения Se⁺⁴необходимо убрать четыре электрона с 4p-орбитали, атома селена:

Электронная формула Se⁺⁴ – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁰.

Пример 3.Составить полную электронную формулу элемента, валентные электроны которого имеют конфигурацию 3d⁶, определить, к какому периоду таблицы Д.И.Менделеева принадлежит данный элемент.

Решение.Согласно правилу Клечковского 3d-элементы находятся в четвертом периоде таблицы Д.И.Менделеева. На данной орбитали находится шесть электронов, значит, это шестой по счету среди 3d-элементов, т.е. железо, полная электронная формула которого 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶.

Задание I. Составить электронные формулы элементов, графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей в спокойном и возбужденном состояниях, указать, к какому типу эти элементы относятся.

1. B, Al, Th. 2. Po, Ba, Lu. 3. Mg, Pm, Be. 4. Br, Co, Hf. 5. C, Tm, As. 6. Nd, Ca, V. 7. Ta, O, Ce. 8. Y, Rb, S.

9. At, Xe, Lr. 10. Cs, U, H. 11. Cl, Cu, Bi. 12. Na, Ac, Fe. 13. Pb, Ra, Dy. 14. Ag, Re, In. 15. Cd, K, Pa. 16. P, Se, Li.

17. Yb, Mn, Sn. 18. Mo, La, N. 19. Pu, Ni, Sb. 20. Au, Np, Rn. 21. Cr, Tl, Cm. 22. Si, I, Zr. 23. Tb, Sr, Bk. 24. Fr, Ti, W.

25. He, Hg, Gd. 26. Pt, Ne, Sm. 27. Ga, Ru, Ho. 28. Sc, Pr, Os. 29. Ar, Ir, Eu. 30. Zn, Rh, Er. 31. Kr, Pd, Am. 32. Ge, Cf, F.

Задание II. Составить электронные формулы атомов в указанных состояниях и графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей.

33. Li+, C+2. 34. O2, F. 35. Na+, N3. 36. Ca+2, C+4. 37. Al+3, B3. 38. C4, Ba+2. 39. S+6, P3. 40. P+5, Cl1.

41. I+5, Fe+3. 42. Be+2, Co+3. 43. Cr+6, Cu+2. 44. I, P+3. 45. Cr+3, Br+3. 46. Ag+, Sn+4. 47. Zn+2, S2. 48. K+, Fe+2.

49. Zr+4, Pb+2. 50. N+5, Br. 51. Ni+2, Cl+5. 52. Se2, Cs+. 53. Te2, Sr+2. 54. Bi+3, Si4. 55. B+3, Sc+2. 56. Mg+2, Mn+7.

57. Cd+2, Sn+2. 58. Nb+3, Hg+. 59. Tl+, V+3. 60. Ti+4, Mn+2. 61. Os+3, Au+3. 62. Rb+, Ce+3. 63. Fr+1, Y+3. 64. H+, Re+7.

Задание III. Исходя из состояния валентных электронов, составить электронную формулу элемента в нулевой степени окисления. Определить, к какому периоду таблицы Д.И.Менделеева принадлежит данный элемент.

65. 4d1. 66. 3d10. 67. 4s13d10. 68. 5d2. 69. 6p2. 70. 6s14f145d10. 71. 4s23d5. 72. 4s13d5.

73. 7s26d1. 74. 5d3. 75. 6s24f2. 76. 6p1. 77. 5s14d5. 78. 4f3. 79. 6d15f3. 80. 5s24d5.

81. 5d8. 82. 5s14d10. 83. 5s24d10. 84. 5s2. 85. 5p3. 86. 6p4. 87. 4d6. 88. 5d6.

89. 5f7. 90. 5d6. 91. 5f2. 92. 4d7. 93. 5d14f7. 94. 4f10. 95. 4d8. 96. 5p6.

studfiles.net

Строение атома | himiyaklas.ru

Содержание статьи:

1. Почему у атомов разных веществ разные свойства?
2. Из чего “сделан” атом?
3. Чем отличаются друг от друга атомы разных химических элементов?
4. Масса атома.
5. Строение электронной оболочки (электронные орбитали, основное и возбужденное состояние, электронные конфигурации атома и электрона).

У каждого вещества есть свои свойства, которые отличают его от других веществ. Чем обусловлены эти свойства?

Тем, какой состав имеет молекула. То есть какими атомами образована молекула, в каком количестве, какими связями соединены эти атомы. Все это определяет свойство молекулы, и соответственно свойство вещества, которое эти молекулы образуют.

Например, свойства воды: прозрачность, текучесть, способность вызывать ржавчину обусловлено именно наличием двух атомов водорода и одного атома кислорода.

Поэтому прежде, чем приступить к изучению свойств молекул (то есть свойств веществ), нужно рассмотреть «кирпичики», которыми эти молекулы образованы. Разобраться в строении атома.

Как устроен атом?

Атомы – это частицы, которые, соединяясь друг с другом, образуют молекулы.

Сам атом состоит из положительно заряженного ядра (+) и отрицательно заряженной электронной оболочки (-). В целом атом электронейтрален. То есть заряд ядра равен по модулю заряду электронной оболочки.

Ядро образовано следующими частицами:

• Протоны. Один протон несет заряд +1. Масса его равна 1 а.е.м (атомная единица массы). Эти частицы обязательно присутствуют в ядре.

• Нейтроны. Нейтрон не имеет заряда (заряд = 0). Масса его равна 1 а.е.м. Нейтронов может не быть в ядре. Это не обязательный компонент атомного ядра.

Таким образом за общий заряд ядра отвечают протоны. Поскольку один нейтрон имеет заряд +1, то заряд ядра равен числу протонов.

Электронная оболочка, как видно из названия образована частицами, которые называются электронами. Если сравнивать ядро атома с планетой, то электроны – это ее спутники. Вращаясь вокруг ядра (пока представим, что по орбитам, а на самом деле по орбиталям), они образуют электронную оболочку.

• Электрон – это очень маленькая частица. Ее масса на столько мала, что принимается за 0. А вот заряд у электрона -1. То есть по модулю равен заряду протона, отличается знаком. Поскольку один электрон несет заряд -1, то общий заряд электронной оболочки равен числу электронов в ней.

Одно важное следствие, раз атом – частица, не имеющая заряда (заряд ядра и заряд электронной оболочки равны по модулю, но противоположены по знаку), то есть электронейтральная, следовательно, число электронов в атоме равно числу протонов.

Чем отличаются атомы разных химических элементов друг от друга?

Атомы разных химических элементов отличаются друг от друга зарядом ядра (то есть числом протонов, и, следовательно, числом электронов).

Как узнать заряд ядра атома элемента? Гениальный отечественный химик Д. И. Менделеев, открыв периодический закон, и разработав таблицу, названную его именем, дал нам возможность сделать это. Его открытие забегало далеко вперед. Когда еще не было известно о строении атома, Менделеев расположил элементы в таблице в порядке возрастания заряда ядра.

То есть порядковый номер элемента в периодической системе – это заряд ядра атома данного элемента. Например, у кислорода порядковый номер 8, соответственно заряд ядра атома кислорода равен +8. Соответственно число протонов равно 8, и число электронов равно 8.

Именно электроны в электронной оболочке определяют химические свойства атома, но об этом чуть позже.

Теперь поговорим о массе.

Один протон – это одна единица массы, один нейтрон – это тоже одна единица массы. Поэтому сумма нейтронов и протонов в ядре называется массовым числом. (Электроны на массу никак не влияют, так как мы пренебрегаем его массой и считаем ее равной нулю).

Атомная единица массы (а. е. м.) – специальная физическая величина для обозначения малых масс частиц, образующих атомы.

Все эти три атома – атомы одного химического элемента – водорода. Поскольку у них одинаковый заряд ядра.

Чем они будут отличаться? У этих атомов разные массовые числа (из-за разного числа нейтронов). У первого атома массовое число равно 1, у второго 2, у третьего 3.

Атомы одного элемента, различающиеся количеством нейтронов (и, следовательно, массовыми числами) называются изотопами.

У представленных изотопов водорода даже есть свои названия:

• Первый изотоп (с массовым числом 1) называется протий.
• Второй изотоп (с массовым числом 2) называется дейтерий.
• Третий изотоп (с массовым числом 3) называется тритий.

Теперь следующий резонный вопрос: почему если число нейтронов и протонов в ядре число целое, масса их по 1 а.е.м., то в периодической системе масса атома – дробное число. У серы, например: 32,066.

Ответ: у элемента есть несколько изотопов, они отличаются друг от друга массовыми числами. Поэтому атомная масса в периодической таблице – это среднее значение атомных масс всех изотопов элемента с учетом их встречаемости в природе. Эта масса, указанная в периодической системе, называется относительной атомной массой.

Для химических расчетов используются показатели именно такого «усредненного атома». Атомная масса округляется до целого.

Строение электронной оболочки.

Химические свойства атома определяются строением его электронной оболочки. Электроны вокруг ядра располагаются не абы как. Электроны локализуются на электронных орбиталях.

Электронная орбиталь – пространство вокруг атомного ядра, где вероятность нахождения электрона наибольшая.

У электрона есть один квантовый параметр, который называется спин. Если брать классическое определение из квантовой механики, то спин – это собственный момент импульса частицы. В упрощенном виде это можно представить, как направление вращения частицы вокруг своей оси.

Электрон – это частица с полуцелым спином, у электрона спин может быть либо +½ либо -½. Условно это можно представить, как вращение по часовой и против часовой.

На одной электронной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположенными спинами.

Общепринятым обозначением электронной обитали является клетка либо черточка. Электрон обозначается стрелкой: стрелка вверх ↑ – электрон с положительным спином +½, стрелка вниз ↓ – электрон с отрицательным спином -½.

Электрон, одинокий на орбитали называется неспаренным. Два электрона, располагающиеся на одной орбитали, называются спаренными.

Электронные орбитали подразделяются в зависимости от формы на четыре вида: s, p, d, f. Орбитали одинаковой формы формируют подуровень. Число орбиталей на подуровне определяется числом возможных вариантов расположения в пространстве.

1. s-орбиталь.

s-орбиталь имеет форму шара:

В пространстве s-орбиталь может располагаться только одним способом:

Поэтому s-подуровнь формируется только одной s-орбиталью.

2. р-орбиталь.

p-орбиталь имеет форму гантели:

В пространстве p-орбиталь может располагаться только тремя способами:

Поэтому p-подуровнь формируется тремя p-орбиталями.

3. d-орбиталь.

d-орбиталь имеет сложную форму:

В пространстве d-орбиталь может располагаться пятью разными способами. Поэтому d-подуровнь формируется пятью d-орбиталями.

4. f-орбиталь

f-орбиталь имеет еще более сложную форму. В пространстве f-орбиталь может располагаться семью разными способами. Поэтому f-подуровнь формируется семью f-орбиталями.

Электронная оболочка атома похожа на слоеное кондитерское изделие. В нем тоже есть слои. Электроны, находящиеся на разных слоях, имеют разную энергию: на слоях ближе ядру – меньше, на удаленных от ядра – бо̀льшую. Слои эти называются энергетическими уровнями.

Заполнение электронных орбиталей.

Первый энергетический уровень имеет только s-подуровень:

На втором энергетическом уровне есть s-подуровень и появляется p-подуровень:

На третьем энергетическом уровне есть s-подуровень, p-подуровень и появляется d-подуровень:

На четвертом энергетическом уровне, в принципе, прибавляется f-подуровень. Но в школьном курсе f-орбитали не заполняются, поэтому мы можем не изображать f-подуровень:

Число энергетических уровней в атоме элемента равно номеру периода. При заполнении электронных орбиталей нужно следовать следующим принципам:

1. Каждый электрон старается занять в атоме то положение, где его энергия будет минимальной. То есть сначала идет заполнение первого энергетического уровня, потом второго и так далее.

Для описания строения электронной оболочки так же используется электронная формула. Электронная формула – это краткая запись в одну строку распределения электронов по подуровням.

2. На подуровне сначала каждый электрон заполняет свободную орбиталь. И каждый имеет спин +½ (стрелка вверх).

И только после того как на каждой орбитали подуровня будет по одному электрону, следующий электрон становится спаренным – то есть занимает орбиталь, на которой уже есть электрон:

3. d-подуровень заполняется по-особому.

Дело в том, что энергия d-подуровня выше, чем энергия s-подуровня СЛЕДУЮЩЕГО энергетического слоя. А как мы знаем, электрон старается занять то положение в атоме, где его энергия будет минимальной.

Поэтому после заполнения 3p-подуровня, заполняется сначала 4s-подуровень, после чего заполняется 3d-подуровень.

И только после того как 3d-подуровень заполнен полностью, заполняется 4p-подуровень.

Так же и с 4 энергетическим уровнем. После заполнения 4p-подуровня, следующим заполняется 5s-подуровень, после него 4d-подуровень. И после него только 5p.

4. И есть еще один момент, одно правило касаемо заполнения d-подуровня.

То происходит явление, называемое провалом. При провале один электрон с s-подуровня следующего энергетического уровня, в прямом смысле проваливается на d-электрон.

Основное и возбужденное состояния атома.

Атомы, электронные конфигурации которых мы сейчас строили, называются атомами в основнóм состоянии. То есть, это обычное, естественное, если угодно, состояние.

Когда атом получает энергию извне, может произойти возбуждение.

Возбуждение – это переход спаренного электрона на пустую орбиталь, в пределах внешнего энергетического уровня.

Например, у атома углерода:

Возбуждение характерно для многих атомов. Это необходимо помнить, потому как возбуждение определяет способность атомов связываться друг с другом. Главное помнить условие, при котором может произойти возбуждение: спаренный электрон и пустая орбиталь на внешнем энергетическом уровне.

Есть атомы, у которых несколько возбужденных состояний:

Электронная конфигурация иона.

Ионы – это частицы, в которые превращаются атомы и молекулы, приобретая или теряя электроны. Эти частицы имеют заряд, так как у них либо «не хватает» электронов, либо их избыток. Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательные – анионами.

Атом хлора (не имеет заряда) приобретает электрон. У электрона заряд 1- (один минус), соответственно образуется частица, имеющая избыточный отрицательный заряд.  Анион хлора:

Cl⁰ + 1e → Cl^–

Атом лития (тоже не имеющий заряда) теряет электрон. У электрона заряд 1+ (один плюс), образуется частица, с недостатком отрицательного заряда, то есть заряд у нее положительный. Катион лития:

Li⁰ – 1e → Li⁺

Превращаясь в ионы, атомы приобретают такую конфигурация, что внешний энергетический уровень становится «красивым», то есть полностью заполненным. Такая конфигурация наиболее термодинамически стабильная, поэтому атомам есть резон превращаться в ионы.

И поэтому атомы элементов VIII-A группы (восьмой группы главной подгруппы), как сказано в следующем параграфе это благородные газы, такие химически малоактивны. У них в основном состоянии такое строение: внешний энергетический уровень полностью заполнен. Другие атомы, как бы стремятся приобрести конфигурацию этих самых благородных газов, поэтому и превращаются в ионы и образуют химические связи.

himiyaklas.ru

Строение атома, химическая связь, валентность и строение молекул

(Конспект лекций)

Строение атома. Введение.

Объектом изучения в химии являются химические элементы и их соединения. Химическим элементом называют совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом. Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая его химические свойства. Связываясь, друг с другом, атомы одного или разных элементов образуют более сложные частицы – молекулы. Совокупность атомов или молекул образуют химические вещества. Каждое индивидуальное химическое вещество характеризуется набором индивидуальных физических свойств, такими как температуры кипения и плавления, плотностью, электро- и теплопроводностью и т.п.

1. Строение атома и Периодическая система элементов

Д.И. Менделеева.

Знание и понимание закономерностей порядка заполнения Периодической системы элементов Д.И. Менделеева позволяет понять следующее:

1.физическую суть существования в природе определенных элементов,

2.природу химической валентности элемента,

3.способность и «лёгкость» элемента отдавать или принимать электроны при взаимодействии с другим элементом,

4.природу химических связей, которые может образовать данный элемент при взаимодействии с другими элементами, пространственное строение простых и сложных молекул и пр., пр.

Строение атома.

Атом представляет собой сложную микросистему находящихся в движении и взаимодействующих друг с другом элементарных частиц.

В конце 19 и начале 20 веков было установлено, что атомы состоят из более мелких частиц: нейтронов, протонов и электронов, Последние две частицы являются заряженными частицами, протон несет на себе положительный заряд, электрон — отрицательный. Поскольку атомы элемента в основном состоянии электронейтральны, то это означает, что число протонов в атоме любого элемента равно числу электронов. Масса атомов определяется суммой массы протонов и нейтронов, количество которых равна разности массы атомов и его порядкового номера в периодической системе Д.И. Менделеева.

В 1926 г Шрёдингер предложил описывать движение микрочастиц в атоме элемента при помощи выведенного им волнового уравнения. При решении волнового уравнения Шрёдингера для атома водорода появляются три целочисленных квантовых числа: n, ℓ и m_ℓ, которые характеризуют состояние электрона в трёхмерном пространстве в центральном поле ядра. Квантовые числа n, ℓ и m_ℓ принимают целочисленные значения. Волновая функция, определяемая тремя квантовыми числами n, ℓ и m_ℓ и получаемая в результате решения уравнения Шрёдингера, называется орбиталью. Орбиталь — это область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, принадлежащего атому химического элемента. Таким образом, решение уравнения Шредингера для атома водорода приводит к появлению трёх квантовых чисел, физический смысл которых состоит в том, что они характеризуют три разного вида орбиталей, которые может иметь атом. Рассмотрим более подробно каждое квантовое число.

Главное квантовое число n может принимать любые положительные целочисленные значения: n = 1,2,3,4,5,6,7…Оно характеризует энергию электронного уровня и размер электронного ″облака″. Характерно, что номер главного квантового числа совпадает с номером периода, в котором находится данный элемент.

Азимутальное или орбитальное квантовое число ℓ может принимать целочисленные значения от ℓ = 0….до n – 1 и определяет момент движения электронов, т.е. форму орбитали. Для различных численных значений ℓ используют следующие обозначения: ℓ = 0, 1, 2, 3, и обозначаются символами s, p, d, f, соответственно для ℓ = 0, 1, 2 и 3. В периодической системе элементов нет элементов со спиновым числом ℓ = 4.

Магнитное квантовое число m_ℓ характеризует пространственное расположение электронных орбиталей и, следовательно, электромагнитные свойства электрона. Оно может принимать значения от – ℓ до + ℓ, включая нуль.

Форма или, точнее, свойства симметрии атомных орбиталей зависят от квантовых чисел ℓ и m_ℓ. «Электронное облако», соответствующее s — орбитали имеет, имеет форму шара (при этом ℓ= 0).

Рис.1. 1s-орбиталь

Орбитали, определяемые квантовыми числами ℓ = 1 и m_ℓ = -1, 0 и +1, называются р-орбиталями. Поскольку m_ℓ при этом имеет три разных значений, то атом при этом имеет три энергетически эквивалентные р-орбитали (главное квантовое число для них одно и тоже и может иметь значение n =2,3,4,5,6 или 7). р-Орбитали обладают осевой симметрией и имеют вид объёмных восьмёрок, во внешнем поле ориентированных по осям x, y и z (рис.1.2). Отсюда и происхождение символики p_x, p_y и p_z.

Рис.2. р_x, p_y и p_z-орбитали

Кроме того, имеются d- и f- атомные орбитали, для первых ℓ = 2 и m_ℓ = -2, -1, 0, +1 и +2, т.е. пять АО, для вторых ℓ = 3 и m_ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 и +3, т.е. 7 АО.

Четвёртое квантовое m_s называется спиновым квантовым числом, было введено для объяснения некоторых тонких эффектов в спектре атома водорода Гаудсмитом и Уленбеком в 1925г. Спин электрона — это угловой момент заряженной элементарной частицы электрона, ориентация которого квантована, т.е. строго ограничена определёнными углами. Эта ориентация определяется значением спинового магнитного квантового числа (s), которое для электрона равно ½, поэтому для электрона согласно правилам квантования m_s = ± ½. В связи с этим к набору из трёх квантовых чисел следует добавить квантовое число m_s. Подчеркнём еще раз, что четыре квантовых числа определяют порядок построения периодической таблицы элементов Менделеева и объясняют, почему в первом периоде только два элемента, во втором и в третьём – по восемь, — в четвёртом – 18 и т д. Однако, чтобы объяснить строение многоэлектронных атомов, порядок заполнения электронных уровней по мере увеличения положительного заряда атома недостаточно иметь представления о четырёх квантовых числах, «управляющих» поведением электронов при заполнении электронных орбиталей, но необходимо знать ещё некоторые простые правила, а именно, принцип Паули, правило Гунда и правила Клечковского.

Согласно принципа Паули в одном и том же квантовом состоянии, характеризуемом определенными значениями четырёх квантовых чисел, не может находиться более одного электрона. Это означает, что один электрон можно в принципе поместить на любую атомную орбиталь. Два электрона могут находиться на одной атомной орбитали только в том случае, если они отличаются спиновыми квантовыми числами.

При заполнении электронами трёх р-АО, пяти d-AO и семи f-AO следует руководствоваться кроме принципа Паули ещё и правилом Гунда: Заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии происходит электронами с одинаковыми спинами.

При заполнении подоболочек (p, d, f)абсолютное значение суммы спинов должно быть максимальной.

Правило Клечковского. Согласно правилу Клечковского при заполнении d и f орбиталией электронами должен соблюдаться принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали с минимальными уровнями энергии. Энергию подуровня определяют сумма квантовых чисел n + ℓ = Е.

Первое правило Клечковского: сначала заполняются те подуровни, для которых n + ℓ = Е минимальна.

Второе правило Клечковского: в случае равенства n + ℓ для нескольких подуровней идёт заполнение того подуровня, для которого n минимальна.

В настоящее время известно 109 элементов.

2. Энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность.

Важнейшими характеристиками электронной конфигурации атома являются энергия ионизации (ЭИ) или потенциал ионизации (ПИ) и сродство атома к электрону (СЭ). Энергией ионизации называют изменение энергии в процессе отрыва электрона от свободного атома при 0 К: А =⁺ + ē .Зависимость энергии ионизации от порядкового номера Z элемента, размера атомного радиуса имеет ярко выраженный периодический характер.

Сродство к электрону (СЭ), представляет собой изменение энергии, которым сопровождается присоединение электрона к изолированному атому с образованием отрицательного иона при 0 К: А + ē = А^— (атом и ион находятся в своих основных состояниях). При этом электрон занимает низшую свободную атомную орбиталь (НСАО), если ВЗАО занята двумя электронами. СЭ сильно зависит от их орбитальной электронной конфигурации.

Изменения ЭИ и СЭ коррелируют с изменением многих свойств элементов и их соединений, что используется для предсказания этих свойств по значениям ЭИ и СЭ. Наиболее высоким по абсолютной величине сродством к электрону обладают галогены. В каждой группе периодической таблице элементов потенциал ионизации или ЭИ уменьшается с увеличением номера элемента, что связано с увеличением атомного радиуса и с увеличением количества электронных слоев и что хорошо коррелирует с увеличением восстановительной способности элемента.

В таблице 1 Периодической системы элементов приведены значения ЭИ и СЭ в эВ/на атом. Отметим, что точные значения СЭ известны лишь для немногих атомов, их величины подчёркнуты в таблице 1.

Таблица 1

Первая энергия ионизации (ЭИ), сродство к электрону (СЭ) и электроотрицательность χ) атомов в периодической системе.

ЭИ СЭ χ r

1 H 13.60 0.747 2.10 0,37

2 He 24.58 0.077 — 1,22

ЭИ СЭ χ r

3 Li 5.39 0.54 0.98 1.55

4 Be 9.32 -0.3 1.57 1.13

5 B 8.30 0.2 2.04 0.91

6 C 11.26 1.25 2.55 0.77

7 N 14.54 -0.1 3.04 0,55

8 O 13.62 1.47 3.44 0.59

9 F 17.42 3.45 3.98 0.64

10 Ne 21.56 — 1,60

ЭИ СЭ χ r

11 Na 5.14 0.74 0.93 1.89

12 Mg 7.64 -0.3 1.31 1.60

13 Al 5.98 0.6 1.61 1.43

14 Si 8.15 1.63 1.90 1.34

15 P 10.55 0.7 1.90 1.13

16 S 10.36 2.07 2.19 1.04

17 Cl 13.01 3.61 3.16 0.99

18 Ar 15.76 — 1,92

ЭИ СЭ χ r

19 K 4.34 0.502 0.82 2.36

20 Ca 6.11 —0.6 1.00 1.97

21 Sc 6.54 -0.4 1.36 1.64

22 Ti 6.82 0.08 1.54 1.46

23 V 6.74 0.53 1.66 1.34

24 Cr 6.76 0.67 1.66 1.27

25 Mn 7.43 -1.2 1.55 1.30

26 Fe 7.90 0.15 1.8 1.26(α)

27 Co 7.86 0.66 1.88 1.25

28 Ni 7.63 1.16 1.91 1.24

29 Cu 7.72 1.23 1.90 1.28

30 Zn 9.39 -0.9 1.65 1.39

31 Ga 6./00 0.18 1.81 1,39

32 Ge 7.88 1.2 2.011 1,39

33 As 9.81 0.6 2.18 1,48

34 Se 9.75 2.07 2.55 1,60

35 Br 11.84 3.36 2.96 1.14

36 Kr 14.00 — 1,98

ЭИ СЭ χ r

37 Rb 4.18 0.4859 0.82 2.48

38 Sr 5.69 -0.5 0.95 2.15

39 Y 6.38 0.31 1.22 1.81

40 Zr 6.84 0.43 1.33 1.60

41 Nb 6.88 0.89 1.6 1.45

42 Mo 7.10 0.75 2.16 1.39

43 Tc 7.28 0.6 1.9 1.36

44 Ru 7.36 1.1 2.28 1.33

45 Rh 7.46 1.14 2.2 1.34

46 Pd 8.33 0.56 2.20 1.38

47 Ag 7.574 1.30 1.93 1.44

48 Cd 8.99 -0.6 1.69 1.56

49 In 5.79 0.2 1.78 1.66

50 Sn 7.34 1.11 1.96 1.58

51 Sb 8.64 1.1 2.05 1.61

52 Te 9.01 2.2 2.1 1.70

53 I 10.45 3.06 2.66 1.33

54 Xe 12.13 — 2,18

ЭИ СЭ χ r

55 Cs 3.89 0.4716 0.79 2.67

56 Ba 5.21 0.89 2,21

57 La 5.58 0.5 1.10 1,87

72 Hf 7.5 1.3 1,59

73 Ta 7.89 0.32 1.5 1.46

74 W 7.98 0.82 2.36 1.40

75 Re 7.88 0.15 1.9 1.37

76 Оs 8.73 1.4 2.2 1.35

77 Ir 9.05 1.57 2.2 1.36

78 Pt 8.96 2.13 2.28 1.38

79 Au 9.23 2.31 2.54 1.44

80 Hg 10.44 2.00 1,60

81 Tl 6.11 0.3 2.04 1,71

82 Pb 7.42 0.37 2.33 1.75

83 Bi 12.25 0.95 2.02 1,82

84 Po 8.42 1.9 2.0 1.67

85 At 9.0 2.9 2.2

86 Rn 1038

χ – электроотрицательность по Полингу

r— атомный радиус, (из «Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии» , Н.С. Ахметов, М.К. Азизова, Л.И. Бадыгина)

studfiles.net