Раздел I. Строение атома и химическая связь

Актуальность

Все разнообразие объектов живой и неживой природы состоит из атомов тех или иных химических элементов. Наблюдаемые свойства различных веществ окружающего мира (способность к окислению, восстановлению, комплексообразованию, диссоциации, гидролизу, растворимости и т.д.) в итоге определяются строением электронных оболочек атомов, образующих данное соединение. Однако, свойства веществ определяются не только строением их атомов, качественным и количественным составом, но и внутренней структурой молекул, типом химических связей между атомами, их образующих. От типа данных связей и их свойств зависит скорость и направление протекания реакций.

Знание материала данной темы необходимо для изучения строения и свойств различных неорганических и органических биологически активных соединений.

Цель: сформировать современные представления о строении атома, природе химической связи и её влиянии на строение и свойства химических соединений.

1.1 Строение атома

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

Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Атомы данного элемента характеризуются одинаковыми свойствами.

Квантовая теория строения атома

Электрон в атоме может находиться только во вполне определенных состояниях. При переходе электрона из одного состояния в другое энергия поглощается или выделяется порциями – квантами энергии.

В 1913 г. Нильс Бор предложил квантовую теорию строения атома водорода, которая была основана на следующих постулатах:

1) в изолированном атоме электрон движется по круговым стационарным орбитам, на которых он не излучает и не поглощает энергии. Каждой такой орбите соответствует определенное значение энергии (E₁, E₂, E₃,…n), где n– целое число, отвечающее возможному стационарному состоянию;

2) переход электрона из одного стационарного состояния (E₂) в другое (E₁) сопровождается испусканием кванта монохроматического (λ = const) излучения с частотой .

Корпускулярно-волновой дуализм

Электрон в одних случаях проявляет свойства частицы вещества, а в других – волновые свойства.

Луи де Бройль (1924) получил простую зависимость, в которой между собой связаны как корпускулярные (E, m, V), так и волновые (λ, ν) свойства:

, откуда , где

h – постоянная Планка; c – скорость света в вакууме;

m – масса частицы, г; V – скорость частицы, м/с.

Принцип неопределённости

Чем с большей точностью определяют положение электрона в пространстве, тем с меньшей точностью можно определить его скорость. И наоборот, чем с большей точностью определяют скорость электрона (абсолютную величину и направление), тем с меньшей точностью можно определить его положение в пространстве.

Характерная для электронов двойственность поведения отражена в соотношении неопределённостей, предложенном Гейзенбергом (1927):

, где

Δp = mΔV_x – ошибка в определении (неопределённость) импульса микрообъекта по координате x;

Δx – ошибка в определении положения микрообъекта по этой координате.

Таким образом, невозможно одновременно определить положение и импульс любого микрообъекта с одинаково высокой точностью.

Следствие: движение электрона в атоме – движение без траектории.

Квантовые числа описывают всю совокупность движений электрона в атоме; определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (m_l) атомной орбитали (АО) в пространстве (рис. 1). Они связаны с физическими свойствами электрона.

n – главное квантовое число – характеризует энергетический (квантовый) уровень электрона; может принимать любые целые положительные значения от 1 до ∞.

l – орбитальное квантовое число – характеризует энергетический подуровень электрона; связано со значением главного квантового числа n; оно изменяется в интервале 0….(n– 1).

m_l – магнитное квантовое число – магнитный момент, определяет расположение атомной орбитали в пространстве; может принимать значения (-l….0.... +l), а всего это число может принимать (2l + 1) значений, включая нулевое.

m_s – спиновое число – характеризует вращение электрона вокруг своей оси; принимает два значения: +1/2 и –1/2.

Рис. 1. Формы s-, p-, d- и f- электронных облаков (орбиталей)

Электронный уровень – совокупность орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа (2s- и 2р-подуровни образуют второй электронный уровень; 3s-, 3p- и 3d-подуровни образуют третий электронный уровень).

Электронный подуровень – совокупность орбиталей одного уровня с одинаковыми значениями орбитального квантового числа.

Электронное облако – область пространства, в каждой из точек которой может находиться данный электрон.

Атомная орбиталь (АО) – геометрический образ одноэлектронной волновой функции, зависящей от квантовых чисел n, l и m_l, представляющий собой область наиболее вероятного пребывания электрона в атоме.

Для условного изображения АО принят символ квадрата, называемый квантовой или электронной ячейкой. Так как каждой АО отвечает только одно значение m_l, то число АО, или квантовых ячеек, для данной величины орбитального квантового числа l будет следующим:

Квантовая ячейка – символическое изображение орбитали на энергетической диаграмме.

Принципы заполнения атомных орбиталей

Запись распределения электронов в атомах по электронным уровням и подуровням называется электронной конфигурацией элемента, которая может быть записана как в основном, так и возбужденном состоянии атома. Электронная формула обозначается группой символов nl^x, где n – главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение – s, p, d, f), x – число электронов данного подуровня (АО).

Для определения конкретной электронной конфигурации элемента в основном состоянии существуют следующие правила:

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, характеризующихся одинаковым набором квантовых чисел. Из этого следует, что каждая АО может быть занята не более чем двумя электронами, причем их спиновые квантовые числа должны быть различными, что графически обозначают .

Правило Клечковского: АО заполняются электронами в порядке последовательного увеличения суммы (n + l), а при одинаковых значениях этой суммы – в порядке последовательного возрастания главного квантового числа n.

Порядок расположения АО по возрастанию их энергий следующий:

1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s<4f<5d<6p...

Правило Хунда: минимальной энергии атома соответствует такое распределение электронов по АО данного подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.

Электронные аналоги – элементы, у которых валентные электроны расположены на орбиталях, описываемых общей для данных элементов формулой. В периодической системе элементов электронные аналоги входят в состав одной подгруппы.

Вопросы для самоконтроля

1. Что такое электронное облако, электронная орбиталь?

2. Каков характер движения электрона в атоме?

4. Что характеризует главное квантовое число, какие значения оно принимает?

5. Что характеризует орбитальное квантовое число, какие значения оно принимает?

6. Что характеризует магнитное квантовое число, какие значения оно принимает?

7. Что характеризует спиновое квантовое число, и какие значения оно принимает?

8. Какие элементы называются s-элементами? Сколько s-элементов в каждом периоде?

9. Какие элементы называются p-элементами? Сколько p-элементов в каждом периоде?

10. Какие элементы называются d-элементами? Сколько d-элементов в каждом большом периоде?

11. Какие элементы называются f-элементами? В каких периодах находятся и где располагаются в периодическое системе f-элементы?

12. Какие электроны называются валентными электронами?

13. Что такое возбужденное состояние атома?

14. Что является причиной переменной валентности многих элементов?

15. Чем объясняется существование элементов с постоянной валентностью?

Задания для самоконтроля

1. Дополните утверждения:

1. Мельчайшая частица химического элемента, сохраняющая его химические свойства, состоящая из протонов, нейтронов, электронов, называется ______________.

2. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью может находиться электрон, называется _____________.

3. Квантовое число, характеризующее собственное вращение электрона вокруг своей оси, называется ______________.

4. Величина, характеризующая окислительно-восстановительные свойства нейтрального атома, называется ______________.

5. Первые два элемента в каждом периоде, последний электрон у которых идет на внешний энергетический уровень s-подуровня, называются ___________.

2. Напишите определения:

Электронная орбиталь –

Атомное облако –

3. Сформулируйте правила:

Правило Гунда:

Принцип Паули:

Правило Клечковского:

4. Составьте сводную таблицу энергетических уровней и подуровней в атоме по следующей форме:

Квантовые числа			Энергетический подуровень			Энергетический уровень
n	L	ml	Обозначение	Число АО	Число e–	Номер	Число АО	Число e–
1	0	0	1s	1	2	1	1	2
2	0 1	0 +1, 0, -1	… 2p	1 3	… 6	… …	4 …	… …
3	0 … …	… … …	3s 3р …	1 … …	2 … …	… … …	… … …	... … …

5. Установите соответствие:

Квантовое число	Характеристика
1) главное	а) форма электронного облака б) энергия электрона в) энергетическое состояние электрона на подуровне г) собственное вращение электрона вокруг своей оси д) ориентация орбитали в пространстве е) размеры электронного облака
2) орбитальное
3) магнитное
4) спиновое

6. По набору квантовых чисел последнего электрона определите элементы:

а) n = 6, l = 1, m = -1, s = ½;

б) n = 3, l = 2, m = 0, s = ½;

в) n = 4, l = 1, m = 1, s = -½;

7. Составьте шкалу возрастания энергии подуровней в соответствии с правилом Клечковского по следующей форме:

S=n+l	Шкала подуровней	Номер периода	Число элементов в периоде
1=1+0	1s	1	2
2=2+0 3=2+1	2s 2p	2	8
3=3+0 …	3s …	…	…
…	…	…	…

8. Укажите, какие утверждения являются правильными:

а) каждый период включает элементы А- и Б-групп;

б) d-элементы расположены между f-элементами (слева) и р‑элементами (справа);

в) нейтральные атомы элементов одной и той же А-группы имеют одинаковое число валентных электронов;

г) атомы p-элементов больших периодов имеют незаполненный (n–1) d-подуровень;

д) число валентных электронов у атомов А- и Б-подгрупп с одинаковым номером одно и то же;

е) атомы всех благородных газов содержат заполненные s- и р-подуровни.

9. Установите соответствие:

Электронная формула	Частица
1) 1s22s22р6 3s23р6 2) 1s22s22p63s2	а) Са2+ б) Ar в) К г) F	д) S2- e) Сl- ж) Cl3+ з) Mn7+	и) К+ к) Cl л) С м) Si

10. Определите ошибки, допущенные при распределении электронов в следующих электронных формулах атомов:

а) ₂₇Co: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d⁸4s¹4p¹;

б) ₃₂Ge: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d⁸4s¹4p⁶;

в) ₃₃As: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s¹4p⁵;

г) ₅₀Sn: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d⁸5s¹5p²5d³;

д) ₂₃V: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d³4s¹4p²;

е) ₅₂Te: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹4p⁵4d⁸5s⁰5p⁶5d⁴.

11. Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов Fe и F и ионов Fe²⁺, Fе³⁺ и F^–.