История развития учения о строении атома

Доказательством сложного строения атома явилось открытие:

А) Электролиза

Б) Катодных лучей-поток е

В) Радиоактивности

Совершённые представления о строении атома

Резерфорд предложил(1910) ядерную модель строения атома.

В 1913 году Нилс Бор предложил планетарную модель. Согласно этим моделям атом состоит из ядра, которое(в 100 тысяч раз) меньше атома и движущихся вокруг него электронов.

Строение ядер атомов

Состав ядра

Атом
Ядро(+)	Электронная оболочка(-)
Нуклоны	Электроны
протоны	Нейтроны
Изучает ядерная физика	Изучает квантовая механика

 

Порядковый номер элемента численно равен заряду ядра атома, числу протонов, числу электронов. Порядковый номер называется атомным.

A=Z+N

A-массовое число(нуклонное число)

Z-заряд ядра или число протонов, порядковый номер

N-число нейтронов

А не может быть дробным

Атом с определённым значением атомного номера(протонное число) и массового числа(нуклонное число) называется нуклидом.

Изотопы

Атомы одного и того же химического элемента могут содержать различное число нейтронов или разную массу.

Нуклиды, имеющие одинаковый атомный номер, но различные массовые числа, называются изотопами.

Большинство химических элементов имеют изотопы.

Ar подсчитывается с учётом распространения изотопов в природе(чаще дробное число).

Радиоактивность

Нуклиды
Устойчивые(стабильные)	Неустойчивые(радиоактивные)
300 нуклидов	1400 нуклидов
Естественные	Искусственные

Устойчивому состоянию ядер соответствует определённое состояние протонов и нейтронов(Z/n).

Для лёгких элементов, у которых Ar Z/n=1.

У тяжёлых Z/n=0.6

У кислорода Z=8, n=8.

Если эти соотношения нарушаются, атом становится неустойчивым и самопроизвольно распадается, превращаясь в ядра атомов и других элементов.

Самопроизвольно превращение неустойчивых ядер атомов в другие ядра, сопровождающаяся испусканием различных частиц называется радиоактивностью.

Различают 3 вида радиоактивного распада.

А) α-распад Б) β-распад В) γ сопровождается испусканием короткого волнового электромагнитного излучения не имеющего заряда с высокой проникающей способностью.

При составлении уравнений ядерных реакций соблюдается правило равенства масс и зарядов в левой и правой частях уравнения.

Продолжительность жизни нуклида характеризуется периодом полураспада T⅟₂ временем за которое число ядер уменьшается вдвое.

Строение электронных оболочек атома

Квантово-механическая модель движения е

Согласно квантово-механическим представлениям электрон имеет двойственную природу, проявляя свойства:

А) Частиц (m покоя)

Б) Волны (отсутствует определённая траектория движения)

Это связано с тем, что е движется в очень маленьком объёме с очень высокой скоростью, близкой к скорости света. При движении электрона вокруг ядра образуется электронное облако-пространство вокруг ядра, где возможно нахождение е. Плотность электронного облака в различных местах различно-низкая на определённом расстоянии от ядра. У атома Н это расстояние 0,053нм.

Атомная(электронная)орбиталь

Область около ядерного пространства, в котором валентность нахождения е составляет 90% называется атомной(электронной)орбиталь.

Орбитали различаются:

А) Размерами, т.к. е имеют различный запас энергии.

Б) Формой. Бывает –сферическая(s-орбитали)

–гантелеобразная(p-орбитали)

–четырёхлепестковая(d-орбитали)

–фрагментарная(f-орбитали)

Орбитали принято обозначать квантовыми ячейками, а е – стрелкой

В) Расположением в пространстве относительно осей координат.

s-орбита имеет одно окно расположения в пространстве и изображается одной ячейкой.

p-орбиты имеют 3 расположения и изображают 3 ячейки.

d-орбиты имеют 5 расположений и изображаются 5 ячейками.

f-орбиты имеют 7 расположений и им соответствуют 7 ячеек.

Г) е в орбиталях различаются вращением вокруг своей оси, называемой спином.

В орбитали могут находиться 2 е с противоположными спинами.

Энергетические уровни.

Энергетический уровень – совокупность электронов, имеющих приблизительно одинаковое значение энергии.

Обозначаются уровни цифрами или латинскими буквами.

n=1 K n=2 L n=3 M n=4 N n=5 O n=6 P n=7 Q n = ∞

n – главное квантовое число, обозначающее номер энергетического уровня. В атоме число уровней соответствует номеру периода, так число электронов на уровне рассчитывается по формуле N_e =2n² , где n – номер уровня.

Так число орбиталей на уровне рассчитывается по формуле N_(орб.)= n^2.

Главное квантовое число n характеризует энергию электрона и удалённость от ядра. Чем больше n, тем дальше от ядра расположение электронов и выше их энергия.

 

Энергетические подуровни.

Электроны одного и того же уровня различаются запасом энергии и формой орбитали, поэтому в атоме образуются энергетические подуровни. Число подуровней равно номеру уровня.

Минимальную энергию имеют электроны 1 уровня S подуровня.

Правила дополнения уровней и подуровней.

Распределение электронов в атоме по уровням и подуровням называется электронной конфигурацией атома. Оно идет в соответствии с тремя правилами.

1. Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии) – заполнение электронов начинается с уровней и подуровней, имеющих минимальную энергию

2. Правило Хунда – электроны, располагающиеся на одном подуровне,в начале заполняют орбитали по одному, имея противоположные спины, а затем по 2 с противоположными спинами.

3. Принцип Паули – на любой орбитали не может быть более 2-х электронов, имеющих противоположные спины.

Строение ионов.

Катионы, образующиеся в результате отдачи электронов.

Анионы – в результате присоединения электронов.

Атом отдает электроны в первую очередь с последнего уровня.

Семейство (типы) элементов.

В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами последним, все элементы делятся на 4 семейства.

1. S-элементы. Последним заполняется S-подуровень внешнего уровня. Это первые 2 элемента любого периода.

2. Р-элементы. Последним заполняется Р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов во всех периодах, кроме первого.

3. D-элементы. Последним заполняется D-подуровень внешнего уровня. Это 1- элементов, располагающиеся в больших периодах между s и p-элементам.

4. F-элементы. Последним заполняется F-подуровень 3 снаружи уровня. Лантониды, актиниды расположены в 6 и 7 периодах.

В А группах расположены только S и Р элементы, а в В – D и F элементы. В малых только S и Р элементы, а в больших – S, P, D.

Валентные электроны – электроны, участвующие в образовании химических связей. У s- элементов это s-электроны внешнего слоя.

У р-элементов это s и р-электроны последнего слоя

У d-элементов валентными являются s-электроны последнего слоя и d-электроны предпоследнего слоя.

У f-элементов это s-электроны последнего слоя и f-электроны третьего наружного слоя. Как правило, число валентных электронов равно номеры группы.

Исключения: 1В и VIII B

Провал или проскок уровня.

Атом является более устойчивым, если подуровни заполнены полностью или наполовину (по одному электрону в каждой орбитали)