Давайте рассмотрим, как построен атом. Учитывайте, что речь будет вестись исключительно о моделях. На практике атомы представляют собой гораздо более сложную структуру. Но благодаря современным разработкам мы имеем возможность объяснять и даже успешно предсказывать свойства (пускай даже и не все). Итак, какова схема строения атома? Из чего он «сделаны»?
Планетарная модель атома
Впервые была предложена датским физиком Н. Бором в 1913 году. Это первая теория строения атома, основанная на научных фактах. К тому же она положила основу современной тематической терминологии. В ней электроны-частицы производят вращательные движения вокруг атома по такому же принципу, как планеты вокруг Солнца. Бор высказал предположение, что они могут существовать исключительно на орбитах, находящихся на строго определённом расстоянии от ядра. Почему именно так, учёный с позиции науки не смог объяснить, но такая модель потдтверждалась многими экспериментами. Для обозначения орбит использовались целые числа, начиная с единицы, которой нумеровалась, самая близкая к ядру. Все эти орбиты также называют уровнями. У атома водорода только один уровень, на котором вращается один электрон. Но сложные атомы имеют ещё уровни. Они делятся на составляющие, которые объединяют близкие по энергетическому потенциалу электроны. Так, второй уже имеет два подуровня - 2s и 2р. Третий имеет уже три - 3s, 3р и 3d. И так далее. Сначала «заселяются» более близкие к ядру подуровни, а потом дальние. На каждом из них может быть размещено только определённое количество электронов. Но это ещё не конец. Каждый подуровень делится на орбитали. Давайте проведём сравнение с обычной жизнью. Электронное облако атома сравнимо с городом. Уровни - это улицы. Подуровень - частный дом или квартира. Орбиталь - комната. В каждой из них «проживает» один или два электрона. Все они имеют конкретные адреса. Вот такой была первая схема строения атома. А напоследок про адреса электронов: они определяются наборами чисел, которые называют «квантовыми».
Волновая модель атома
Но со временем планетарная модель подверглась пересмотру. Была предложена вторая теория строения атома. Она более совершенна и позволяет объяснить результаты практических экспериментов. На смену первой пришла волновая модель атома, которую предложит Э. Шредингер. Тогда уже было установлено, что электрон может проявлять себя не только в качестве частицы, но и как волна. А что сделал Шредингер? Он применил уравнение, описывающее движение волны в Таким образом можно найти не траекторию движения электрона в атоме, а вероятность его обнаружения в определённой точке. Объединяет обе теории то, что элементарные частицы находятся на конкретных уровнях, подуровнях и орбиталях. На этом похожесть моделей заканчивается. Приведу один пример - в волновой теории орбиталью называется область, где можно будет найти электрон с вероятностью в 95%. На всё остальное пространство приходится 5%.Но в конечном итоге получилось, что особенности строения атомов изображаются с использование волновой модели, при том, что используется терминология используется общая.
Понятие вероятности в данном случае
Почему был использован этот термин? Гейзенбергом в 1927 г. был сформулирован принцип неопределенности, который сейчас используется, чтобы описывать движение микрочастиц. Он основан на их фундаментальном отличии от обычных физических тел. В чем оно заключается? Классическая механика предполагала, что человек может наблюдать явления, не влияя на них (наблюдение за небесными телами). На основе полученных данных можно рассчитать, где объект будет в определенный момент времени. Но в микромире дела необходимо обстоят по-другому. Так, к примеру, наблюдать за электроном, не влияя на него, сейчас не представляется возможным ввиду того, что энергии инструмента и частицы несопоставимы. Это приводит к тому, что меняется его местоположение элементарной частицы, состояние, направление, скорость движения и другие параметры. И бессмысленно говорить о точных характеристиках. Сам принцип неопределенности говорит нам о том, что невозможно вычислить точную траекторию полёта электрона вокруг ядра. Можно только указать вероятность нахождения частицы в определённом участке пространства. Вот такую особенность имеет строение атомов химических элементов. Но это следует учитывать исключительно ученым в практических экспериментах.
Состав атома
Но давайте сконцентрируемся на всём объекте рассмотрения. Итак, кроме неплохо рассмотренной электронной оболочки, второй составляющей атома является ядро. Оно состоит из позитивно заряженных протонов и нейтральных нейтронов. Все мы знакомы с таблицей Менделеева. Номер каждого элемента соответствует количеству протонов, что в нём есть. Количество нейтронов равняется разнице между массой атома и его количеством протонов. Могут и быть отклонения от этого правила. Тогда говорят о том, что присутствует изотоп элемента. Схема строения атома такова, что его «окружает» электронная оболочка. обычно равняется количеству протонов. Масса последнего примерно в 1840 раз больше, чем у первого, и примерно равна весу нейтрона. Радиус ядра составляет около 1/200000 диаметра атома. Сам он имеет сферическую форму. Таково, в общем, строение атомов химических элементов. Несмотря на различие в массе и свойствах, выглядят они примерно одинаково.
Орбиты
Говоря о том, что такое схема строения атома, нельзя умолчать о них. Итак, есть такие виды:
- s. Имеют сферическую форму.
- p. Являются похожими на объемные восьмерки или веретено.
- d и f. Имеют сложную форму, которая с трудом описывается формальным языком.
Электрон каждого типа можно с вероятностью в 95% найти на территории соответствующей орбитали. К представленной информации необходимо относиться спокойно, поскольку это, скорее, абстрактная математическая модель, нежели физическое реальное положение дел. Но при всём этом она обладает хорошей предсказательной силой относительно химических свойств атомов и даже молекул. Чем дальше от ядра расположен уровень, тем больше электронов можно на нём разместить. Так, количество орбиталей можно подсчитать с помощью специальной формулы: х 2 . Здесь х равно количеству уровней. А поскольку на орбитали можно разместить до двух электронов, то в конечном итоге формула их численного поиска будет выглядеть следующим образом: 2х 2 .
Орбиты: технические данные
Если говорить про строение атома фтора, то он будет иметь три орбитали. Все они будут заполнены. Энергия орбиталей в рамках одного подуровня одинакова. Чтобы их обозначить, добавляют номер слоя: 2s, 4p, 6d. Возвращаемся к разговору про строение атома фтора. У него будет два s- и один p-подуровень. У него девять протонов и столько же электронов. Сначала один s-уровень. Это два электрона. Потом второй s-уровень. Ещё два электрона. И 5 заполняют p-уровень. Вот такое у него строение. После прочтения следующего подзаголовка можно собственноручно проделать необходимые действия и убедиться в этом. Если говорить про к которым относится и фтор, то следует отметить, что они, хотя и в одной группе, полностью различаются по своим характеристикам. Так, их температура кипения колеблется от -188 до 309 градусов Цельсия. Так почему их объединили? Все благодаря химическим свойствам. Все галогены, а в наибольшей степени фтор обладают высочайшей окислительной способностью. Они реагируют с металлами и без проблем могут самостоятельно воспламеняться при комнатной температуре.
Как заполняются орбиты?
По каким правилам и принципам располагаются электроны? Предлагаем ознакомиться с тремя основными, формулировка которых была упрощена для лучшего понимания:
- Принцип наименьшей энергии. Электронам свойственно заполнять орбитали в порядке увеличения их энергии.
- Принцип Паули. На одной орбитали не может располагаться больше двух электронов.
- Правило Хунда. В пределах одного подуровня электроны заполняют сначала свободные орбитали, и только потом образуют пары.
В деле заполнения поможет и строение атома в таком случае станет более понятным в плане изображения. Поэтому при практической работе с построением схем элементов, необходимо держать её под рукой.
Пример
Для того, чтобы обобщить всё сказанное в рамках статьи, можно составить образец, как же распределяются электроны атома по своим уровням, подуровням и орбиталям (то есть, какой является конфигурация уровней). Он может быть изображен как формула, энергетическая диаграмма или как схема слоев. Здесь присутствуют очень хорошие иллюстрации, которые при внимательном рассмотрении помогают понять структуру атома. Так, сначала заполняется первый уровень. В нём имеется только один подуровень, в котором только одна орбиталь. Все уровни заполняются последовательно, начиная с меньшего. Сначала в рамках одного подуровня по одному электрону размещается на каждой орбитали. Потом создаются пары. И при наличии свободных происходит переключение на другой субъект заполнения. А теперь можно самостоятельно узнать, каково строение атома азота или фтора (который рассматривался раньше). Первоначально может быть немного сложно, но можно ориентироваться по картинкам. Давайте для ясности рассмотрим и строение атома азота. Он имеет 7 протонов (вместе с нейтронами составляющих ядро) и столько же электронов (которые составляют электронную оболочку). Сначала заполняется первый s-уровень. На нем 2 электрона. Потом идёт второй s-уровень. На ней тоже 2 электрона. И три остальных размещаются на p-уровне, где каждый из них занимает по одной орбитали.
Заключение
Как видите, строение атома - не такая сложная тема (если подходить к ней с позиции школьного курса химии, конечно). И понять данную тему не составляет труда. Напоследок хочется сообщить про некоторые особенности. К примеру, говоря про строение атома кислорода, мы знаем, что он имеет восемь протонов, и 8-10 нейтронов. И так как все в природе стремится к равновесию, два атома кислорода образуют молекулу, где два непарных электрона образуют ковалентную связь. Подобным же образом образуется другая стойкая молекула кислорода - озон (O 3). Зная строение атома кислорода, можно правильно составлять формулы окислительных реакций, в которых участвует самое распространенное на Земле вещество.
Строение электронных оболочек атомов имеют важную роль для химии, обуславливают химические свойства веществ. Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны в атоме различаются определенной энергией, и, как показывают опыты, одни притягиваются к ядру сильнее, другие слабее. Объясняется это удаленностью электронов от ядра. Чем ближе электроны к ядру, тем больше связь их с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют единый электронный слой, илиэнергетический уровень. Энергия электронов в атоме и энергетический уровень определяется главным квантовым числом n и принимает целочисленные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Чем больше значение n, тем больше энергия электрона в атоме. Максимальное число электронов, которое может находиться на том или ином энергетическом уровне, определяется по формуле:
Где N – максимальное число электронов на уровне;
n – номер энергетического уровня.
Установлено, что на первой оболочке располагается не более двух электронов, на второй – не более восьми, на третьей – не более 18, на четвертой – не более 32. Заполнение более далеких оболочек мы рассматривать не будем. Известно, что на внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов, его называют завершенным. Электронные слои, не содержащие максимального числа электронов, называют незавершенными.
Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома равно номеру группы для химических элементов главных подгрупп.
Как ранее было сказано, электрон движется не по орбите, а по орбитали и не имеет траектории.
Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком.
Орбитали, или подуровни, как их еще называют, могут иметь разную форму, и их количество соответствует номеру уровня, но не превышает четырех. Первый энергетический уровень имеет один подуровень (s), второй – два (s,p), третий – три (s,p,d) и т.д. Электроны разных подуровней одного и того же уровня имеют разную форму электронного облака: сферическую (s), гантелеобразную (p) и более сложную конфигурацию (d) и (f). Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть s -орбиталью. Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру.
Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания, и, наконец, превращается в гантелеобразную p -орбиталь:
Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x , y и z . Это легко объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от друга.
Итак, p -орбиталей может быть три. Энергия их, конечно, одинакова, а расположение в пространстве – разное.
Составить схему последовательного заполнения электронами энергетических уровней
Теперь мы можем составить схему строения электронных оболочек атомов:
1. Определяем общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента.
2. Определяем число энергетических уровней в электронной оболочке. Их число равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится элемент.
3. Определяем число электронов на каждом энергетическом уровне.
4. Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и p, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, изображаем строение атомов более полными электронными формулами. Ученые условились обозначать каждую атомную орбиталь квантовой ячейкой – квадратиком на энергетической диаграмме:
На s -подуровне может находиться одна атомная орбиталь
а на p -подуровне их может быть уже три –
(в соответствии с тремя осями координат):
Орбиталей d – и f -подуровня в атоме может быть уже пять и семь соответственно:
Ядро атома водорода имеет заряд +1, поэтому вокруг его ядра движется только один электрон на единственном энергетическом уровне. Запишем электронную конфигурацию атома водорода
Чтобы установить связь между строением атома химического элемента и его свойствами, рассмотрим еще несколько химических элементов.
Следующий за водородом элемент-гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2, поэтому атом гелия содержит два электрона на первом энергетическом уровне:
Так как на первом энергетическом уровне может находиться не более двух электронов, то он считается завершенным.
Элемент № 3 – литий. Ядро лития имеет заряд +3, следовательно, в атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом энергетическом уровне, а третий электрон начинает заполнять второй энергетический уровень. Сначала заполняется s-орбиталь первого уровня, потом s-орбиталь второго уровня. Электрон, находящийся на втором уровне слабее связан с ядром, чем два других.
Для атома углерода уже можно предположить три возможных схемы заполнения электронных оболочек в соответствии с электронно-графическими формулами:
Анализ атомного спектра показывает, что правильна последняя схема. Пользуясь этим правилом, нетрудно составить схему электронного строения для атома азота:
Этой схеме соответствует формула 1s22s22p3. Затем начинается попарное размещение электронов на 2p-орбиталях. Электронные формулы остальных атомов второго периода:
У атома неона заканчивается заполнение второго энергетического уровня, и завершается построение второго периода системы элементов.
Найдите в периодической системе химический знак лития, от лития до неона Ne закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами второй слой. С ростом числа электронов на втором слое металлические свойства элементов постепенно ослабевают и сменяются неметаллическими.
Третий период, подобно второму, начинается с двух элементов (Na, Mg), у которых электроны размещаются на s-подуровне внешнего электронного слоя. Затем следуют шесть элементов (от Al до Ar), у которых происходит формирование p-подуровня внешнего электронного слоя. Структура внешнего электронного слоя соответствующих элементов второго и третьего периодов оказывается аналогичной. Иначе говоря, с увеличением заряда ядра электронная структура внешних слоев атомов периодически повторяется. Если элементы имеют одинаково устроенные внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов подобны. Скажем, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, то есть почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон – газы, которые имеют одноатомные молекулы.
Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу периодической системы.
III. Выводы.
1. Свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра, периодически повторяются, так как периодически повторяется строение внешних энергетических уровней атомов элементов.
2. Плавное изменение свойств химических элементов в пределах одного периода можно объяснить постепенным увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.
3. Причина сходства свойств химических элементов, принадлежащих к одному семейству, заключается в одинаковом строении внешних энергетических уровней их атомов.
Чтобы правильно изображать электронные конфигурации атомов, нужно ответить на вопросы: 1. Как определить общее число электронов в атоме? 2. Каково максимальное число электронов на уровнях, подуровнях? 3. Какой порядок заполнения подуровней и орбиталей? 3
Электронные конфигурации (на примере атома водорода) 1. Схема электронного строения Схема электронного строения атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням 2. Электронная формула 1s 1, где s-обозначение подуровня; 1 - число электронов Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим подуровням 3. Электронно-графическая формула Электронно-графичесие формулы атомов показывают распределение электронов по орбиталям и спины электронов 4
2. По образцу составь электронную формулу алюминия Порядок заполнения энергетических уровней в атоме. 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 1 6 У алюминия 13 электронов Первым в атоме заполняется 1s подуровень На нем максимально может быть 2 электрона, отметим их и вычтем из общего числа электронов. Осталось разместить 11 электронов. Заполняется следующий 2s подуровень, на нем может быть 2 электрона. Осталось разместить 9 электронов. Заполняется следующий 2p подуровень, на нем может быть 6 электронов. Далее заполняем 3s подуровень Дошли до 3p подуровня, на нем максимально может быть 6 электронов, но осталось только 1, его и помещаем. 1s = Al s2s2s 2p2p 3p - 2 = - 6 = - 2 = 9 3 1
3. Определи: По порядку ли идут энергетические уровни. Если уровни идут по порядку, то так их и оставь. Если уровни идут не по порядку, то перепиши их, расставив по возрастанию. Нет. 4s и 3d подуровни идут не по порядку. Надо переписать и расставить их по мере возрастания. 7 Cr 24 1s 2 2p62p6 3s 2 4s 2 3p 6 3d 4 2s22s2 1s 2 2p62p6 3s 2 4s 2 3p 6 3d 4 2s22s2
Правила для составления электронно-графической схемы Каждый подуровень имеет определенное число орбиталей На каждой орбитали могут находиться не более двух электронов Если на орбитале два электрона, то у них должен быть разный спин (стрелки смотрят в разные стороны). 8 s p d f Приступаем к составлению электронно-графической схемы
5. Географическое путешествие Определите, в каких группах периодической системы находятся химические элементы, электронные формулы атомов которых приведены в первом столбце таблицы. Буквы, соответствующие правильным ответам, дадут название стране. 10 ЯМАЙКА Электронные формулы Группы IIIIIIIVVVIVII 1s 2 2s 1 ЯГЛРКАО 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ВИСНПДМ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ЕФТЗЯАО 1s 2 2s 2 2p 4 ГРИСЬЙК 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 КУЕРМИП 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 АНДЛОЖЛ
Записывается в виде так называемых электронных формул. В электронных формулах буквами s, p, d, f обозначаются энергетические подуровни электронов; цифры впереди букв означают энергетический уровень, в котором находится данный электрон, а индекс вверху справа - число электронов на данном подуровне. Чтобы составить электронную формулу атома любого элемента, достаточно знать номер данного элемента в периодической системе и выполнить основные положения, которым подчиняется распределение электронов в атоме.
Структура электронной оболочки атома может быть изображена и в виде схемы размещения электронов по энергетическим ячейкам.
Для атомов железа такая схема имеет следующий вид:
На этой схеме наглядно видно выполнение правила Гунда . На Зd-подуровне максимальное количество, ячеек (четыре) заполнено неспаренными электронами. Изображение структуры электронной оболочки в атоме в виде электронных формул и в виде схем наглядно не отражает волновых свойств электрона.
Формулировка периодического закона в редакции Д.А. Менделеева : свойства простых тел, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости величины атомных весов элементов.
Современная формулировка Периодического закона : свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов.
Таким образом, положительный заряд ядра (а не атомная масса) оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений
Валентность
- это число химических связей, которым один атом связан с другим.
Валентные возможности атома определяются числом неспаренных электронов и наличием на внешнем уровне свободных атомных орбиталей. Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.
Стехиометрическая валентность химического элемента- это число эквивалентов, которое может к себе присоединить данный атом, или - число эквивалентов в атоме.
Эквиваленты определяются по числу присоединённых или замещённых атомов водорода , поэтому стехиометрическая валентность равна числу атомов водорода, с которыми взаимодействует данный атом. Но свободно взаимодействуют не все элементы, а с кислородом - практически все, поэтому стехиометрическую валентность можно определить как удвоенное число присоединённых атомов кислорода.
Например, стехиометрическая валентность серы в сероводороде H 2 S равна 2, в оксиде SO 2 - 4 , в оксиде SO 3 -6.
При определении стехиометрической валентности элемента по формуле бинарного соединения следует руководствоваться правилом: суммарная валентность всех атомов одного элемента должна быть равна суммарной валентности всех атомов другого элемента.
Степень окисления также характеризует состав вещества и равна стехиометрической валентности со знаком плюс (для металла или более электроположительного элемента в молекуле) или минус.
1. В простых веществах степень окисления элементов равна нулю.
2. Степень окисления фтора во всех соединениях равна -1. Остальные галогены (хлор, бром, иод) с металлами, водородом и другими более электроположительными элементами тоже имеют степень окисления -1, но в соединениях с более электроотрицательными элементами они имеют положительные значения степеней окисления.
3. Кислород в соединениях имеет степень окисления -2; исключением являются пероксид водорода Н 2 О 2 и его производные (Na 2 O 2 , BaO 2 и т.п., в которых кислород имеет степень окисления -1, а также фторид кислорода OF 2 , степень окисления кислорода в котором равна +2.
4. Щелочные элементы (Li, Na, K и др.) и элементы главной подгруппы второй группы Периодической системы (Be, Mg, Ca и др.) всегда имеют степень окисления, равную номеру группы, то есть +1 и +2, соответственно.
5. Все элементы третьей группы, кроме таллия имеют постоянную степень окисления, равную номеру группы, т.е. +3.
6. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы, а низшая - разности: № группы - 8. Например, высшая степень окисления азота (он расположен в пятой группе) равна +5 (в азотной кислоте и её солях), а низшая равна -3 (в аммиаке и солях аммония).
7. Степени окисления элементов в соединении компенсируют друг друга так, что их сумма для всех атомов в молекуле или нейтральной формульной единице равна нулю, а для иона - его заряду.
Эти правила можно использовать для определения неизвестной степени окисления элемента в соединении, если известны степени окисления остальных, и составления формул многоэлементных соединений.
Сте?пень окисле?ния (окислительное число, ) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций.
Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность . Степень окисления атома равна численной величине электрического заряда, приписываемого атому в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов (то есть исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов).
Степень окисления соответствует числу электронов, которое следует присоединить к положительному иону, чтобы восстановить его до нейтрального атома, или отнять от отрицательного иона, чтобы окислить его до нейтрального атома:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, изменяются по периодам и группам периодической системы. Поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры лишь сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента в группе к другому для них наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.
Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается величинами энергий ионизации и сродства к электрону.
Энергией ионизации (Eи ) называется минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона из атома в газовой фазе при T = 0
K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии с превращением атома в положительно заряженный ион: Э + Eи = Э+ + e-. Энергия ионизации является положительной величиной и имеет наименьшие значения у атомов щелочных металлов и наибольшие у атомов благородных (инертных) газов.
Сродством к электрону (Ee ) называется энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона атому в газовой фазе при T = 0
K с превращением атома в отрицательно заряженный ион без передачи частице кинетической энергии:
Э + e- = Э- + Ee.
Максимальным сродством к электрону обладают галогены, особенно фтор (Ee = -328 кДж/моль).
Величины Eи и Ee выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ).
Способность связанного атома смещать к себе электроны химических связей, повышая около себя электронную плотность называется электроотрицательностью.
Это понятие в науку введено Л. Полингом . Электроотрицательность обозначается символом ÷ и характеризует стремление данного атома к присоединению электронов при образовании им химической связи.
По Р. Маликену электротрицательность атома оценивается полусуммой энергий ионизации и сродства к электрону свободных атом÷ = (Ee + Eи)/2
В периодах наблюдается общая тенденция роста энергии ионизации и электроотрицательности с ростом заряда ядра атома, в группах эти величины с увеличением порядкового номера элемента убывают.
Следует подчеркнуть, что элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрицательности, так как оно зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, числа и вида атомов-соседей.
Атомные и ионные радиусы . Размеры атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Согласно квантово-механическим представления электронная оболочка не имеет строго определенных границ. Поэтому за радиус свободного атома или иона можно принять теоретически рассчитанное расстояние от ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это расстояние называется орбитальным радиусом. На практике обычно используют значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединениях, вычисленные исходя из экспериментальных данных. При этом различают ковалентные и металлические радиусы атомов.
Зависимость атомных и ионных радиусов от заряда ядра атома элемента и носит периодический характер . В периодах по мере увеличения атомного номера радиусы имеют тенденцию к уменьшению. Наибольшее уменьшение характерно для элементов малых периодов, поскольку у них заполняется внешний электронный уровень. В больших периодах в семействах d- и f- элементов это изменение менее резкое, так как у них заполнение электронов происходит в предпредвнешнем слое. В подгруппах радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.
Периодическая система элементов есть наглядный пример проявления различного рода периодичности в свойствах элементов, которая соблюдается по горизонтали (в периоде слева направо), по вертикали (в группе, например, сверху вниз), по диагонали, т.е. какое-то свойство атома усиливается или уменьшается, но периодичность сохраняется.
В периоде слева направо (→) увеличиваются окислительные и неметаллические свойства элементов, а восстановительные и металлические свойства уменьшаются. Так, из всех элементов 3 периода натрий будет самым активным металлом и самым сильным восстановителем, а хлор - самым сильным окислителем.
Химическая связь - это взаимное соединение атомов в молекуле, или кристаллической решетке, в результате действия между атомами электрических сил притяжения.
Это взаимодействие всех электронов и всех ядер, приводящих к образованию устойчивой, многоатомной системы (радикал, молекулярный ион, молекула, кристалл).
Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Поэтому различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую .Между молекулами возникает водородная связь, и происходят вандерваальсовые взаимодействия .
К основным характеристикам химической связи относятся:
- длина связи - это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.
Она зависит от природы взаимодействующих атомов и от кратности связи. С увеличением кратности длина связи уменьшается, а, следовательно, увеличивается ее прочность;
- кратность связи - определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности энергия связи возрастает;
- угол связи - угол между воображаемыми прямыми проходящими через ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов;
Энергия связи Е СВ - это энергия, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв, кДж/моль.
Ковалентная связь - Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.
Объяснение химической связи возникновением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (МВС) , открытый Льюисом в 1916 г. Для квантово-механического описания химической связи и строения молекул применяют ещё один метод - метод молекулярных орбиталей (ММО) .
Метод валентных связей
Основные принципы образования химической связи по МВС:
1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.
2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими.
3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается.
4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение.
5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Существует два механизма образования ковалентной связи:
Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:
Рис. 7. Обменный механизм образования ковалентной связи: а - неполярной; б - полярной
Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.
Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям
 |
Рис. 8. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи
Ковалентная связь имеет определенные характеристики.
Насыщаемость - свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав.
|
Направленность - т. е. связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков . Относительно линии соединяющей центры атомов образующих связь различают: σ и π(рис. 9): σ-связь - образована перекрыванием АО по линии соединяющей центры взаимодействующих атомов; π-связь - это связь, возникающая в направлении оси перпендикулярной прямой, соединяющей ядра атома. Направленность связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрическую форму. Гибридизация
- это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.
Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, более прочная, чем связь с участием электронов негибридных s- и р-орбиталей, так как происходит большее перекрывание. Различают следующие виды гибридизации (рис. 10, табл. 31): |
sp-гибридизация -
одна s-орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию (BeCl 2).sp 2 -гибридизация - одна s-орбиталь и две p-орбитали превращаются в три одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 120°. Молекулы, в которых осуществляется sp 2 -гибридизация, имеют плоскую геометрию (BF 3 , AlCl 3).
sp 3 -гибридизация - одна s-орбиталь и три p-орбитали превращаются в четыре одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 109°28". Молекулы, в которых осуществляется sp 3 -гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH 4 , NH 3).
Рис. 10. Виды гибридизаций валентных орбиталей: а - sp -гибридизация валентных орбиталей; б - sp 2 - гибридизация валентных орбиталей; в - sp 3 -гибридиза-ция валентных орбиталей
Инструкция
Электроны в атоме занимают свободные орбитали в последовательности, называемой шкалой :1s / 2s, 2p / 3s, 3p / 4s, 3d, 4p / 5s, 4d, 5p / 6s, 4d, 5d, 6p / 7s, 5f, 6d, 7p. На орбитали могут располагаться два электрона с противоположными спинами – направлениями вращения.
Структуру электронных оболочек выражают с помощью графических электронных формул. Для записи формулы используйте матрицу. В одной ячейке могут располагаться один или два электрона с противоположными спинами. Электроны изображаются стрелками. Матрица наглядно показывает, что на s-орбитали могут располагаться два электрона, на p-орбитали – 6, на d – 10, на f -14.
Запишите порядковый номер и символ элемента рядом с матрицей. В соответствии со шкалой энергии заполоните последовательно 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s уровни, вписав по два электрона в ячейку. Получится 2+2+6+2+6+2=20 электронов. Эти уровни заполнены полностью.
У вас осталось еще пять электронов и незаполненный 3d-уровень. Расположите электроны в ячейках d-подуровня, начиная слева. Электроны с одинаковыми спинами расположите в ячейках сначала по одному. Если все ячейки заполнены, начиная слева, добавьте по второму электрону с противоположным спином. У марганца пять d-электронов, расположенных по одному в каждой ячейке.
Электронно-графические формулы наглядно показывают количество неспаренных электронов, которые определяют валентность.
Обратите внимание
Помните, что химия – наука исключений. У атомов побочных подгрупп Периодической системы встречается «проскок» электрона. Например, у хрома с порядковым номером 24 один из электронов с 4s-уровня переходит в ячейку d-уровня. Похожий эффект есть у молибдена, ниобия и др. Кроме того, есть понятие возбужденного состояния атома, когда спаренные электроны распариваются и переходят на соседние орбитали. Поэтому при составлении электронно-графических формул элементов пятого и последующих периодов побочной подгруппы сверяйтесь со справочником.
Источники:
- как составить электронную формулу химического элемента
Электроны входят в состав атомов. А сложные вещества, в свою очередь, из этих атомов состоят (атомы образуют элементы) и электроны между собой делят. Степень окисления показывает, какой атом сколько электронов себе забрал, а какой сколько отдал. Этот показатель можно определить.
Вам понадобится
- Школьный учебник по химии 8-9 класс любого автора, таблица Менделеева, таблица электроотрицательности элементов (печатаются в школьных учебниках по химии).
Инструкция
Для начала необходимо обозначить, что степень - это понятие , принимающее связи за , то есть не углубляющиеся в строение. Если элемент находится в свободном состоянии, то это самый простой случай - образуется простое вещество, а значит степень окисления его равна нулю. Так например, водород, кислород, азот, фтор и т.д.
В сложных веществах все обстоит иначе: электроны между атомами распределены неравномерно, и именно степень окисления помогает определить количество отданных или принятых электронов. Степень окисления может положительной и отрицательной. При плюсе электроны отдаются, при минусе принимаются. Некоторые элементы свою степень окисления сохраняют в различных соединениях, но многие этой особенностью не отличаются. Нужно помнить немаловажное правило - сумма степеней окисления всегда равна нулю. Простейший пример, газ СО: зная, что степень окисления кислорода в преобладающем большинстве случаев равна -2 и используя вышеобозначенное правило, можно вычислить степень окисления для С. В сумме с -2 ноль дает только +2, а значит степень окисления углерода +2. Усложним задачу и возьмем для вычислений газ СО2: степень окисления кислорода по-прежнему остается -2, но молекул его в данном случае две. Следовательно, (-2) * 2 = (-4). Число, в сумме с -4 дающее ноль, +4, то есть в этом газе имеет степень окисления +4. Пример посложнее: Н2SO4 - у водорода степень окисления +1, у кислорода -2. Во взятом соединении 2 молекулы водорода и 4 кислорода, т.е. заряды будут, соответственно, +2 и -8. Для того чтобы в сумме получить ноль, нужно добавить 6 плюсов. Значит, степень окисления серы +6.
Когда в соединении сложно определить, где плюс, где минус, необходима таблица электроотрицательности (ее несложно найти в учебнике по общей химии). Металлы часто имеют положительную степень окисления, а неметаллы отрицательную. Но например, PI3 - оба элемента неметаллы. В таблице указано, что электроотрицательность йода равна 2,6, а фосфора 2,2. При сравнении выясняется, что 2,6 больше, чем 2,2, то есть электроны стягиваются в сторону йода (йод имеет отрицательную степень окисления). Следуя приведенным несложным примерам, можно легко определить степень окисления любого элемента в соединениях.
Обратите внимание
Не нужно путать металлы и неметаллы, тогда степень окисления будет проще найти и не запутаться.
Атом химического элемента состоит из ядра и электронной оболочки. Ядро - это центральная часть атома, в котором сосредоточена почти вся его масса. В отличие от электронной оболочки, ядро имеет положительный заряд.
Вам понадобится
- Атомный номер химического элемента, закон Мозли
Инструкция
Таким образом, заряд ядра равен количеству протонов. В свою очередь, количество протонов в ядре равно атомному номеру . К примеру, атомный номер водорода - 1, то есть ядро водорода состоит из одного протона имеет заряд +1. Атомный номер натрия - 11, заряд его ядра равен +11.
При альфа-распаде ядра его его атомный номер уменьшается на два за счет испускания альфа-частицы (ядра атома ). Таким образом, количество протонов в ядре, испытавшем альфа-распад, также уменьшается на два.
Бета-распад может происходить в трех различных видах. В случае распада «бета-минус» нейтрон превращается в протон при испускании электрона и антинейтрино. Тогда заряд ядра увеличивается на единицу.
В случае распада «бета-плюс» протон превращается в нейтрон, позитрон и нйтрино, заряд ядра уменьшается на единицу.
В случае электронного захвата заряд ядра также уменьшается на единицу.
Заряд ядра можно также определить по частоте спектральных линий характеристического излучения атома. Согласно закону Мозли: sqrt(v/R) = (Z-S)/n, где v - спектральная частота характеристического излучения, R - постоянная Ридберга, S - постоянная экранирования, n - главное квантовое число.
Таким образом, Z = n*sqrt(v/r)+s.
Видео по теме
Источники:
- как изменяется заряд ядра
При создании теоретических и практических работ по математике, физике, химии студент или школьник сталкивается с необходимостью вставки специальных символов и сложных формул. Располагая приложением Word из офисного пакета Microsoft, можно набрать электронную формулу любой сложности.
Инструкция
Перейдите на вкладку «Вставка». Справа найдите π, а рядом надпись «Формула». Нажмите на стрелочку. Появится окно, в котором вы можете выбрать встроенную формулу, например, формулу квадратного уравнения.
Нажмите на стрелку и на верхней панели появятся самые разные символы, которые вам могут понадобиться при написании конкретно этой формулы. Изменив ее так, как нужно вам, вы можете сохранить ее. С этого момента она будет выпадать в списке встроенных формул.
Если вам нужно перенести формулу в , который позже нужно разместить на сайте, то кликните на активном поле с ней правой кнопкой мыши и выберите не профессиональный, а линейный способ . В частности, все того же квадратного уравнения в данном случае примет вид:x=(-b±√(b^2-4ac))/2a.
Другой вариант написания электронной формулы в Word – через конструктор. Зажмите одновременно клавиши Alt и =. У вас сразу появится поле для написания формулы, а в верхней панели откроется конструктор. Здесь вы можете выбрать все знаки, которые могут понадобиться для записи уравнения и решения любой задачи.
Некоторые символы линейной записи могут быть непонятными читателю, незнакомому с компьютерной символикой. В этом случае самые сложные формулы или уравнения имеет смысл сохранить в графическом виде. Для этого откройте самый простой графический редактор Paint: «Пуск» - «Программы» - «Paint». Затем увеличьте масштаб документа с формулой так, чтобы она заняла весь экран. Это необходимо, чтобы сохраненное изображение имело наибольшее разрешение. Нажмите на клавиатуре PrtScr, перейдите в Paint и нажмите Ctrl+V.
