Атом(греч: atomos – неделимый) – химически неделимая нейтральная частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.
Атомное ядро – состоит из нуклонов (лат. nucleus ядро ): протонов (греч. protos – первый) и нейтронов (греч. neitrum – ни то, ни другое).
Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра отрицательно заряженных электронов.
Протон (p⁺) - частица в составе ядра, имеет положительный заряд, относительную массу 1, 0073.
Число протонов равно порядковому номеру и обозначается Z – заряд ядра.
Нейтрон (n⁰) – частица в составе ядра. Не имеет заряда. Относительная масса 1,0087.
Число нейтронов обозначается буквой N. Может меняться в атомах одного и того же элемента.
Электрон (е) – частица в составе электронной оболочки. Имеет отрицательный заряд, равный по величине, но противоположный по знаку заряду протона. Масса электрона примерно в 2000 раз меньше массы протона и практически не влияет на массу атома.
Так как атом - электронейтральная частица, то число протонов равно числу электронов (число р⁺ = числу е):
N(e) = N(p⁺) = Z
Массовое число А (относительная атомная масса) складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного атома.
Число нейтронов равно разности массового числа и заряда ядра.
А = N(p⁺) + N(nº)
N(nº) = A – Z
Строение атома
Планетарная модель атома
Химический элемент – вид атомов с определѐнным зарядом ядра (количеством протонов).
Количество протонов неизменно, количество нейтронов может меняться.
Атомы с одинаковым зарядом ядра (количеством протонов), но разным числом нейтронов в ядре, т.е. разной массой, называются изотопами (нуклидами).
Один и тот же элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов. Все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.
Электронное строение атома
Электрон — уникальная элементарная частица: обладая свойствами, отличающими его от всех других частиц, он одновременно является и частицей, и волной, т.е. имеет двойственную природу.
С одной стороны, обладая малой массой, электрон проявляет свойства частицы. С другой стороны, электрон движется с такой высокой скоростью, что фактически «размазан» по атому, он находится не в одной конкретной точке, а образует «электронное облако».
Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона называется электронной орбиталью.
КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
Состояние электрона в атоме описывается 4 квантовыми числами:
Главное квантовое число n;
Побочное (орбитальное) квантовое число l;
Магнитное квантовое число ml;
Спиновое квантовое число ms.
ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО - n.
Главное квантовое число - n - определяет энергетический уровень электрона (равно номеру периода).
Главное квантовое число принимает любые целочисленные значения, начиная с n=1 (n=1,2,3,…) и соответствует номеру периода.
ОРБИТАЛЬНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО l
Определяет геометрическую форму атомной орбитали. Принимает любые целочисленные значения с l = 0 (l = n -1)
МАГНИТНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО
определяет ориентацию орбитали в пространстве (ml). Принимает любые целочисленные значения от -1 до +1, включая 0.
( ml = 2l +1)
Для s-орбитали:
l=0, ml= 1(0) - одна равноценная ориентация в пространстве (одна орбиталь).
Для p-орбитали:
l=1, ml= 3 (-1,0,+1) - три равноценные ориентации в пространстве (три орбитали).
Для d-орбитали:
l=2, ml= 5 (-2,-1,0,1,2) - пять равноценных ориентаций в пространстве (пять орбиталей).
Для f-орбитали:
l=3, ml= 7 (-3,-2,-1,0,1,2,3) - семь равноценных ориентаций в пространстве (семь орбиталей).
СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО – ms
На каждой орбитали могут максимально размещаться два электрона, обладающие равной энергией, но отличающиеся особым свойством, спином.
Графически орбиталь принято изображать в виде квадрата, а электроны — в виде стрелок, направленных вверх или вниз.
Стрелки, направленные в противоположные стороны, означают электроны с двумя противоположными спинами.
Следовательно, электроны в электронной оболочке занимают определенные
уровни (дом),
подуровни (этаж),
орбитали (квартира).
Подуровни состоят из одной или нескольких одинаковых по энергии орбиталей.
На каждой орбитали может быть не больше двух электронов.
На
s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона,
p-подуровне (три орбитали) - шесть электронов ,
d-подуровне (пять орбиталей) - десять электронов.
Элементы, у которых последним заполняется s-подуровень, называются s –элементами, p-подуровень - p –элементами, d-подуровень - d –элементами.
ПРИНЦИПЫ ПОСТРОЕНИЯ ЭЛЕКТРОННОЙ КОНФИГУРАЦИИ ЭЛЕМЕНТА
Количество электронов в атоме элемента равно его порядковому номеру.
Количество энергетических уровней атома равно номеру периода, в котором расположен элемент.
Количество электронов на внешнем (валентном) уровне равно номеру группы, в которой расположен элемент.
При более подробном описании электронной конфигурации рассматривают не только количество электронов на данном энергетическом уровне, но и их распределение по подуровням. Каждая незаполненная орбиталь обозначается пустым квадратиком.
При заполнении орбиталей электронами используют следующие правила.
1. ПРИНЦИП МИНИМУМА ЭНЕРГИИ
Орбитали заполняются в порядке увеличения энергии, снизу вверх. Каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной, т. е. среди свободных орбиталей он выбирает орбиталь с самой низкой энергией.
Порядок заполнения энергетических подуровней (см. рис.) можно запомнить в виде ряда: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s….
2. ПРИНЦИП ПАУЛИ
На каждой орбитали может находиться не более двух электронов. Если два электрона находятся на одной орбитали, то они обладают противоположными спинами (стрелки направлены в разные стороны). Такие электроны называют спаренными. Если на орбитали находится только один электрон, то его называют неспаренным.
3. ПРАВИЛО ХУНДА (ГУНДА)
Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.
4s-орбиталь обладает меньшей энергией, чем 3d-орбиталь, поэтому в первую очередь электроны заполнят 4s-подуровень и лишь затем 3d-подуровень.
Для удобства запоминания порядка заполнения энергетических подуровней лучше воспользоваться следующей схемой: в каждой отдельной строке написать возможные типы орбиталей для каждого уровня, провести стрелки под углом 450 и «расселять» электроны по подуровням, ориентируясь по стрелкам сверху вниз.
ЗАПИСЬ ЭЛЕКТРОННОЙ КОНФИГУРАЦИИ АТОМА
Подробные электронные конфигурации атомов изображают двумя способами:
графически, с помощью квадратиков со стрелками (часто называют энергетическими диаграммами);
в строчку, когда перечисляются все занятые энергетические подуровни с указанием общего числа электронов на каждом из них.
Последовательность заполнения орбиталей и максимальное число электронов на каждом подуровне:
ПРОСКОК» ИЛИ «ПРОВАЛ» ЭЛЕКТРОНА
У атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место «провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома.
ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ АТОМА
Все электронные конфигурации, о которых мы говорили выше, являются конфигурациями с наименьшей энергией и соответствуют основному состоянию атома.
Получив энергию извне (облучение или нагревание системы), один либо несколько электронов могут переходить на более высокий энергетический подуровень.
Состояние атома, при котором электрон из электронной пары с предыдущего подуровня «распаривается» и переходит на следующий подуровень, называется возбужденным состоянием атома.
ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ
Валентность атома определяется числом неспаренных электронов.
При наличии свободных орбиталей электроны атома могут распариваться, перескакивать на на другой подуровень, т.е. атом переходит в возбужденное состояние, поэтому валентность может быть постоянной и переменной. При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, число связей, образуемых атомом, увеличивается.
Высшая валентность всегда равна номеру группы.
Для определения низшей переменной валентности (количества свободных электронов) , которой чаще всего обладают неметаллы, необходимо из 8 вычесть номер группы.
Валентность зависит:
1. От количества электронов на внешнем уровне
2. От количества свободных неспаренных электронов
3. От наличия свободных орбиталей
Электронные формулы ионов
Ионы – заряженные частицы, они получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы).
Примеры:
S2- (16+2=18е)
P3+ (15-3=12е)
Na+ (11-1=10е)
Электронная формула иона получается путем добавления или вычитания электронов из электронной формулы атома ( до инертной оболочки – 8е).
![[[pictureof]]](https://dist-tutor.info/s3/dist-tutor/user/20094/ava/thumbnails/mQ6siSVtAT1Szar.jpg)
