7-9 - строение атома
TRANSCRIPT
Строение атома и периодическая системаЛекция №6
к.х.н.
Авдонина
Людмила Михайловна
Кафедра общей и неорганической
химии
ИСТОРИЯ ИЗУЧЕНИЯ СТРОЕНИЯ АТОМА
ШРЕДИНГЕР (1926) – волновое
уравнение
ФАРАДЕЙ (30-е годы XIX в) –
существование единичных зарядов
БЕККЕРЕЛЬ (1896) – радиоактивность
П.КЮРИ и М.СКЛОДОВСКАЯ (1898)
– открытие Ra, PoРЕЗЕРФОРД (1909-1911) – планетарная
модель строения атома
БОР (1913) – квантовая теория
атома;ДЕ БРОЙЛЬ (1924)– волновая природа
электрона
ГЕЙЗЕНБЕРГ (1927) – принцип
неопределенности
е
Открытие элементарных частиц
р
n
Дж.Дж.Томсон
1897
Р.Милликен
1913
открыл электрон при
исследовании катодных лучей
точно измерил заряд
электрона
Э. Резерфорд
1919
выделил протон в
эксперименте с
бомбардировкой α-
частицами ядра азота
Д. Чедвиг
1932
открыл нейтрон в
эксперименте с
бомбардировкой бериллия α-
частицами
01,00869501,675·10-27Нейтрон,
n
+11,007277+1,602·10-191,673·10-27Протон,
р
-10,000549-1,602·10-199,109·10-31Электрон,
ē
Заряд,
а.е.з.
. Масса,
А.Е.М
Заряд,
Кл
Масса,
кг
Система атомных единиц
СИЧастица
Элементарные
частицы
Развитие теории строения атома
Атом - мельчайшая частица элемента
Электрон ( е ) - элементарная частица, обладающая
наименьшим существующим в природе отрицательным
электрическим зарядом, равным -1,602 10-19 Кл.
Масса электрона - 9,1 10-28 г, что почти в 2000 раз
меньше массы атома водорода (или протона)
Масса протона - 1,67 · 10-24 г
Диаметр атома - 10-8 см
Диаметр ядра атома - 10-13 - 10-12 см
Планетарная модель атома
Резерфорда (1911)
Эрнест
Резерфорд Атом: ядро + электроны
Планетарная модель атома
Число протонов = число электронов =
Z (порядковый номер элемента )
Ar = Z + N
Ядро атома: протоны + нейтроны
(нуклоны)
Число нуклонов – Ar ( массовое число)
Число нейтронов - N
Li7
3 Z = 3
N = 7 - 3 = 4
Аr = 7
ПРИМЕР.
НУКЛИДЫ – различные виды атомов
Ar , Z , N
ИЗОТОПЫ – нуклиды с одинаковым значением Z ,
но разными Ar (N)
ПРИМЕР.3517Cl и 37
17Cl изотопы хлора
ИЗОБАРЫ – нуклиды с одинаковым Ar ,
но разными Z(N)
ПРИМЕР. 4019K и 40
20 Ca изобары
Модель атома Бора (1913)
1. Электроны в атоме вращаются не по
произвольным, а по строго определенным
круговым орбитам. Эти орбиты получили
название стационарных.
2. При движении по стационарным орбитам
электрон не поглощает и не излучает энергии.
3. Энергия излучается или поглощается только при
переходе электрона с одной орбиты на другую
определенными порциями – квантами.
Нильс Бор
Е = Е2 – Е1 = h
Е1Е2
е - частота излучения
h = 6,62·10-34 Дж·с
постоянная Планка
Н.Бор рассчитал частоты спектра
для атома водорода и они совпали
с экспериментом !
Эмиссионные спектры атомов
Три принципа квантовой механики
1. Дискретность или квантование
энергии
2. Корпускулярно-волновой дуализм
3. Вероятностный характер законов
микромира
ДВОЙСТВЕННОСТЬ ПРИРОДЫ
ЭЛЕКТРОМАГНИТНОГО ИЗЛУЧЕНИЯ
1. Эл-маг. излучение - ВОЛНА
λ - длина волны;
с
ν - частота колебаний,с -1
с =300 000 км/с – скорость света
Е = hν - уравнение Планка
2.Эл-маг. излучение – ПОТОК МИКРОЧАСТИЦ
(фотонов)
Е = mc2 – уравнение Эйнштейна mc
h
Луи де Бройль
Луи де Бройль (1924):
Все частицы микромира обладают
двойственной корпускулярно-волновой
природой.
m
h - уравнение де Бройля
m – масса частицы
υ - скорость частицы
rат.ядра~ 10-13 см
λē ~ 10-7 смm = 1 г
υ = 1000 м/с
Для электрона:
λ ~ 7·10-12 пм
Для частицы:
(измерить
невозможно)
Корпускулярно-волновая природа электрона
Корпускулярные свойства Волновые свойства
• имеет массу,
импульс и т.п.
• интерференция
• дифракция
• λē ~ 10-7 см
• Движение электрона массой m и
скоростью v есть волновой процесс.
Двойственная природа материальных частиц
(корпускулярно-волновой дуализм)
с = λν λ ∼ 400 ─ 800 нм
Отражение, преломление, интерференция,
дифракция
ⅢⅢ Дифракционная решѐтка
∼ λ
〰〰〰 ↣
Вернер
Гейзенберг
Принцип неопределенности
Гейзенберга (1927)
2
hxp
Учитывает двойственную природу
электрона.
∆p – неопределѐнность импульса
∆x – неопределѐнность координаты
Следствия, вытекающие из
принципа неопределѐнности :
1). Движение электрона в атоме – движение
без траектории.
Понятие траектории заменяет
волновая функция Ψ = Ψ(х,у,z) (“пси” -
функция).
2). Электрон в атоме не может упасть на
ядро.
Волновое уравнение Шрёдингера
• Е и Еп – полная и потенциальная
энергия ē
• me – масса электрона
• 2 – оператор Лапласа
• y – волновая функция
Точное решение уравнения Шредингера
существует только для атомов H, He+, Li2+
0)ЕE(h
m8п2
e2
2 y
y
Эрвин Шрѐдингер
y1 y2 y3 y4 … – волновые функции
Е1 Е2 Е3 Е4 … – дискретные значения энергии
Атомная орбиталь – это область
пространства вокруг ядра, которая
описывается волновой функцией y
Вероятность пребывания электрона в этой
области более 90%
АО не имеет четких границ из-за волновой
природы электрона
Атомная орбиталь (АО)
Атомная орбиталь (АО)– это способ движения электрона в атоме,
которому отвечает определенная энергия,
а также форма
и размер электронного облака
АО можно описать
с помощью трех квантовых чисел:
n, l, ml
Квантовые числа
Характеризует энергию и размеры АО
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 …
K L M N O P Qвсего значений
2n2 2 8 18 32 50 72 98
Для невозбужденных атомов n = 1, 2 ... 7
совпадает с номером периода
n – главное квантовое число
(азимутальное, побочное)
Характеризует форму орбитали и
энергию подуровня
Для каждого n:
l = 0 1 2 3 4 … (n – 1) всего значений n
s p d f g
Число подуровней равно
номеру энергетического уровня n
l – орбитальное квантовое число
n lВолновая
функция
Обозначение
орбитали
1 0(s) Ψ1s 1s
2 0(s), 1(p) Ψ2s, Ψ2p 2s, 2p
3 0(s), 1(p), 2(d) Ψ3s , Ψ3p , Ψ3d 3s, 3p, 3d
Классификация атомных орбиталей
Характеризует ориентацию орбитали
в пространстве
Для каждого l:ml = –l … 0 …+l
всего значений 2l+1
ml – магнитное квантовое число
l ml Число орбиталей
0(s) 0 1
1(p) -1, 0, +1 3
2(d) -2, -1, 0, +1, +2 5
3(f) -3, -2, -1, 0, +1,+2, +3 7
Характеризует квантовые свойства
электрона
Спин – это собственный момент импульса
электрона, не связанный с его движением
в пространстве. Спин равен ½.
Спиновое квантовое число (проекция спина
на ось z) может иметь 2 значения:
s = –½ s = +½
s – спиновое квантовое число
1s 2s
ns – AO
l = 0
m = 0
np – AO
n ≥2
l = 1
m –1 0 1
n ≥ 3
l = 2
m –2 –1 0 1 2
nd – AO
n ≥ 4
l = 3
m –3 –2 –1 0 1 2 3
nf – AO
Принципы построения
электронных оболочек
многоэлектронных атомов
Порядок заполнения электронами одной АО
В атоме не может быть двух
электронов, имеющих одинаковый
набор всех четырех квантовых чисел
АО
s
1. Принцип Паули
2
1
2
1
Порядок заполнения электронами орбиталей
одного подуровня
Электроны заполняют орбитали
одного подуровня так, чтобы их
суммарный спин был максимален
соответствует
правилу Хунда
2. Правило Хунда
2
1
2
1
2
3
Порядок заполнения электронами подуровней
В атоме каждый электрон располагается
так, чтобы его энергия была минимальна
Энергия электрона зависит от n и l
Правило Клечковского:
Сначала электроны заполняют подуровни, где
n + l минимальна, а затем, где n – минимально
4s < 3d < 4p
3. Принцип минимальной энергии
3d 4s 4p
n 3 4 4
l 2 0 1
n + l 5 4 5
Пример
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s →
→ 3d → 4p → 5s → 4d → 5p →
→ 6s → (5d1) → 4f → 5d → 6p →
→ 7s → (6d1-2) → 5f → 6d → 7p
Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней
Е
1s
2s
2p
3s
3p
4s3d
4p
5s4d
6s
5p
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s →
→ 3d → 4p → 5s → 4d → 5p →
→ 6s → (5d1) → 4f → 5d → 6p →
→ 7s → (6d1-2) → 5f → 6d → 7p
Энергетическая диаграмма многоэлектронного атома
Определить, какие электроны
характеризуются следующими значениями
квантовых чисел:
Примеры
1. n = 3
l = 1
m = -1,0,1
s = ½
3p
m -1 0 1
2. n = 2
l = 0
m = 0
s = ±½
2s
m 0
3. n = 4
l = 2
m = -2,-1,0
s = ½
4d
m -2 -1 0
3p3 2s2 4d3
1. Электроны образуют квантовые слои
(энергетические уровни) K, L, M, N …,объединяющие электроны с близкой энергией
2. Квантовые слои состоят из подслоев
(подуровней) объединяющих электроны одинаковой формы (s, p, d …)
3. Подслои состоят из орбиталей одинаковой
формы, но разной ориентации в пространстве
4. На каждой орбитали может быть два
электрона с разными спиновыми числами
Принципы формирования электронной оболочки атома
Электроны
Атомные орбитали
Подуровни
Квантовые слои
Электронная оболочка атома
Последовательность заполнения
подуровней
1s < 2s <2p< 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d <
< 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p < 7s ≈ 6d ≈ 5f < 7p
Электронные формулы
элементов и периодическая
система Д.И.Менделеева
1 период – 2 элемента
n = 1
Малые периоды (1, 2, 3)
1Н 1s12He 1s2
2 период – 8 элементов
n = 2
3Li 1s2 2s14Be 1s22s2
5B 1s22s22p1
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
2s
2p
2 период – 8 элементов
n = 2
6C 1s2 2s22p26C*
7N 1s22s22p1
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
2s
2p
Атом С может
образовать
4 ковалентные
связи
Пример
Почему азот не образует 5 ковалентных
связей , а фосфор образует?
N NCl5
P PCl5
2p
3p
3d
3s
2s
8O 1s2 2s22p49F 1s22s22p5
10Ne 1s22s22p6 =[Ne]
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
2s
2p
ns2np6 – очень
устойчивое состояние
обеспечивает атому
химическую инертность
Остался незавершенным 3d
–подуровень
= [Ar]
3 период – 8 элементов
n = 3
11Na 1s22s22p63s1
12Mg 1s22s22p63s2
13Al 1s22s22p63s23p1
……
18Ar 1s22s22p63s23p6
19K [Ar]4s1
20Ca [Ar]3s2
21Sc [Ar]3d14s2
22Ti [Ar]3d24s2
23V [Ar]3d34s2
24Cr [Ar]3d54s1
Большие периоды (4, 5, 6, 7)4 период – 18 элементов
n = 4
K: 1s22s22p63s23p64s1
[Ar ]
3d 4s
Подуровень сообщает атому дополнительную
устойчивость, если он:
a) пуст
b) заполнен наполовину
c) заполнен полностью
d – подуровень: d0, d5, d10
(n-1)d4ns2
(n-1)d9ns2
(n-1)d5ns1
Cr, Mo
(n-1)d10ns1
Cu, Ag, Au
проскок
электрона
Остались
вакантными
подуровни
4d-, 4f -
= [Kr]
4 период
25Mn [Ar] 3d54s2
26Fe [Ar] 3d64s2
27Co [Ar]3d74s2
28Ni [Ar]3d84s2
29Cu [Ar]3d104s1
30Zn [Ar]3d104s2
31Ga [Ar]3d104s24p1
…
36Kr [Ar]3d104s24p6
проскок ē
37Rb [Kr]5s1
38Sr [Kr]5s2
39Y [Kr]4d15s2
41Nb [Kr]4d45s1
42Mo [Kr]4d55s1
…
46Pd [Kr]4d105s0
47Ag [Kr]4d105s1
48Cd [Kr]4d105s2
49In…54Xe [Kr]4d105s25p1-6
проскок электрона
проскок электрона
находится не в «том» периоде
проскок электрона
заполняется 5p -подуровень
5 период – 18 элементов
n = 5
исключение (нет проскока ē)
заполняется 6p –подуровень
6 период – 32 элементов
n = 655Cs [Xe]6s1
56Ba [Xe]6s2
57La [Xe]5d16s2
58Ce [Xe]4f15d16s2 … 71Lu [Xe]4f144d16s2
72Hf [Xe]4f144d26s2
…
74W [Xe]4f145d46s2
…
80Hg [Xe]4f145d106s2
81Tl…86Rn [Xe]4f145d106s26p1-6
Лантаноидызаполняется
4f –подуровень
заполнение 6d –подуровня
7 период
n = 7
87Fr [Rn]7s1
88Sr [Rn]7s2
89Y [Rn]6d17s2
90Th … … … … … … … … … 103Lr
104Rf … … 110Ds 111Rg 112Cn
Актиноидызаполняется
5f –подуровень
Структура периодической
таблицы
Свойства простых веществ,
а также их соединений
находятся в периодической
зависимости от зарядов их ядер
Периодический законД.И. Менделеева (1869)
Д.И. Менделеев
Периодическая система
• Период – горизонтальная последовательность
элементов, которая начинается щелочным
металлом и заканчивается благородным газом
▫ n – № периода
▫ число периодов: 7
• Группа – вертикальная совокупность элементов, имеющих сходную электронную
конфигурацию.
▫ число групп: 8
▫ главная подгруппа (А)
▫ побочная подгруппа (В)
Элемент (период, группа)
Элемент (период, группа)
п е р и о д
A – главная B – побочная
группа
Семейства элементов
s- элементы
Последним заполняется s – подуровень
На внешнем
электронном уровне
1 или 2 s – электрона
с предшествующей
конфигурацией
благородного газа
IA и IIA подгруппы:
щелочные и щелочно-земельные металлы
р - элементы
Последним заполняется р - подуровень
На внешнем
электронном уровне
2 s-электрона
и от 1 до 6 р-
электронов
IIIA – VIIIA подгруппы:
все неметаллы (O, Si, Hal),
некоторые металлы (Sn, Al)
и благородные газы (Kr, Ar, Ne и др.)
d- элементы
Последним заполняется предвнешний d - подуровень
На предвнешнем
электронном уровне
от 1 до 10 d – электронов,
на внешнем
электронном уровне
2 (реже 1) s - электрона
IB – VIIIB подгруппы
Металлы: Fe, Cu, Pt, …
f - элементы
Последним заполняется f – подуровень третьего
снаружи электронного уровня.
На глубинном подуровне
от 1 до 14 f – электронов,
на внешнем электронном
уровне – 2 s –электрона.
Всего 28 элементов:
14 - лантаноиды и
14 - актиноиды
Главная (А)
Включает s- и
p- элементы
Включает d- и
f- элементы
№ группы
определяется
суммой внешних
s- и p- электронов
35Br[Ar]3d104s24p5
VIIA
№ группы определяется
суммой внешних s- и
предвнешних d- электронов
Побочная (В)
если ∑(ns-ē+(n-1)d-ē) = 8, 9, 10 VIIIB
Исключения:
если ∑(ns-ē+(n-1)d-ē) = 11, 12 IB, IIB
21Sc[Ar]3d14s229Cu[Ar]3d104s1- IIIB - IB
Подгруппы
Периодичность в изменении важнейших атомных характеристик элементов
1. Атомный радиус (r)
2. Энергия ионизации (ЭИ)
3. Сродство к электрону (СЭ)
4. Электроотрицательность (ЭО)
Основные атомные характеристики
II период: rLi = 0,155 нм … rNe = 0,051 нм
VА подгруппа: rN = 0,075 нм
…
rBi = 0,182 нм
1. Атомный радиус (r)
2r
r
период
группа
1нм = 10-9м
о
1А = 10-10м
Аналогичная зависимость – для радиусов ионов
rKt < rат
rK = 0,236 нм
rK+ = 0,133 нм
rAn > rат
rCl = 0,099 нм
rCl– = 0,181 нм
rиона
период
группа
Li – ē → Li+ 1 эВ = 1,6 · 10-19 Дж
1 эВ/атом ~ 96,5 кДж/моль
ЭИ1 < ЭИ2 < ЭИ3 < …
Be3+ – получить невозможно
2. Энергия ионизации (ЭИ)
4Be 1s22s2 i = 1 i = 2 i = 3
ЭИi , эВ 9 18 150
ЭИ
СЭ
3. Сродство к электрону (СЭ)
F + ē → F¯, СЭ = + 3,5 эВ
• СЭmax – у атомов галогенов
• СЭметаллов близко к 0 или отрицательно
• СЭ известно не для всех элементов
4. Электроотрицательность
неметаллы Se и Te металлы Li и Cs
• ЭОSe = 2,4
• ЭОТе = 2,1
• ЭОLi = 1,0
• ЭОCs = 0,8
• ЭО – величина безразмерная
• ЭО < 2 – металлы
• ЭО > 2 - неметаллы
– более
активный
– болееактивный
ЭО = 1/2 (ЭИ + СЭ)
Шкала Малликена
ЭО
Li F
1,0 4,1
Cs0,8
Изменение электроотрицательности
• Увеличение ЭО усиливает неметаллические свойства
• Уменьшение ЭО усиливает металлические свойства
H
2,1
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
K
0,8
Ca
1,0
Sc 1,3
Ti 1,5
V 1,6
Cr 1,6
Mn 1,5
Fe 1,8
Co 1,9
Ni 1,9
Cu 1,9
Zn 1,6
Ga
1,6
Ge
1,8
As
2,0
Se
2,4
Br
2,8
Rb
0,8
Sr
1,0
Y 1,2
Zr 1,4
Nb 1,6
Mo 1,8
Tc 1,9
Ru 2,2
Rn 2,2
Pd 2,2
Ag 1,9
Cd 1,7
In
1,7
Sn
1,8
Sb
1,9
Te
2,1
I
2,5
Cs
0,7
Ba
0,9
La 1,0
Hf 1,3
Ta 1,5
W 1,7
Re 1,9
Os 2,2
Ir 2,2
Pt 2,2
Au 2,4
Hg 1,9
Tl
1,8
Pb
1,9
Bi
1,9
Po
2,0
At
2,2
Электроотрицательность по Полингу
Классификация простых веществ
RaFr
RnAtPoBiPbTlBaCs
XeITeSbSnInSrRb
KrBrSeAsGeGaCaK
ArClSPSiAlMgNa
NeFONCBBeLi
d– и f–
металлы
H
s– металлы р– металлы
Не
ме
та
ллы
Металлы
Неметаллы
He
1. Rb2O и Br2O
ЭОRb = 0,9
ЭОBr = 2,7
RbOH и BrOH
HBrO
3. N2O5
ЭОN= 3,1
As2O5
ЭОAs= 2,1
ЭО и кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов
2. BeO ЭОBe = 1,5
MgO ЭОMg = 1,2
СаО ЭОСа = 1,0
Be(OH)2 амфот.
Mg(OH)2 осн., сл.
Са(ОН)2 осн., сильн.
HNO3
сильн.
H3AsO4
слаб.
Ки
сл
отн
ые
сво
йс
тва
Ос
но
вны
е
сво
йс
тва
ЭО
слаб. сред. сильн.
Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
основные амфот. кислотные
кислотные свойства
основные свойства
III период
Оксиды и гидроксиды
Кислотные
свойства
Основные
свойства
период
группа
период
группа
Высшая степень окисления (СО)
• Высшая СО = № группы
• Низшая СО = (№ группы – 8)
• В периоде высшая СО растет
A подгруппы BСтановятся
более
устойчивыми
низкие СО
Становятся
более
устойчивыми
высокие СО
Исключения
• F (VIIA гр.) не проявляет СО = +VII
• Fe, Co, Ni (VIIIB гр.) не проявляют
СО = +VIII
• Au (IB гр.) чаще всего проявляет
СО = +III
• Сu (IB гр.) чаще всего проявляет
СО = +II
Вопросы?