Лекция 1( краткий конспект ) Дмитрий Воробьёв – MSc.

Лекция 1 : Квантово - механическая модель строения атома. Составные части атома. Строение многоэлектронных атомов. Принцип Паули. Правило Гунда. Правила Клечковского Электронные конфигурации атомов. Периодический закон. Периодическая система Д. И. Менделеева. Типы элементов (s, р, d, f) и их расположение в периодической системе. Периодическое изменение свойств элементов в соответствии с электронной структурой их атомов. Атомные и ионные радиусы. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность

Ключевые слова : атом, корпускулярно - волновые свойства атомов, принцип неопределенности, квантовые числа, орбиталь, уровни и подуровни орбиталей.

Атом - химически неделимая единица вещества и представляет собой сложную электронейтральную микросистему находящихся в движении элементарных частиц. Характеристики основных элементарных частиц атома : Частицапротоннейтронэлектрон Масса, а. е. м.1,007281,008665,4858 *10 -4 Заряд, отн. ед

В 1911 г. Э. Резерфорд предложил модель атома, согласно которой : атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором находится почти вся масса атома, и располагающихся вокруг ядра электроннов. Ядро состоит из протонов и нейтронов. Число электроннов равно числу протонов, и поэтому атом электронейтрален. В основе квантово - механической теории строения атомов лежит представление о двойственности природы электроннов и других микрочастиц, то есть их корпускулярно - волновые свойства.

Область пространства, в которой вероятность нахождения электрона составляет не менее 90%, называют атомной орбиталью.

Химический элемент - определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Атомы – наименьшие частицы химических элементов, являющихся носителями их химических свойств. Заряд ядра : ( сумма протонов ) численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе.

Атомные орбитали различаются по энергии, размерам, форме, ориентации в пространстве и могут быть охарактеризованы тремя квантовыми числами (n – главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число, m l – магнитное квантовое число, m s – спиновое квантовое число ).

принимает только целые положительные значения n = 1, 2, 3…. С увеличением n энергия и размер электронного облака ( атомной орбитали ) возрастает. Совокупность атомных орбиталей с одинаковым значением n называют уровнем, или электронным слоем. Максимально возможные числа орбиталей и электроннов на уровне соответственно равны n 2 и 2n 2.

определяет значения орбитального момента количества движения электрона и принимает значения от 0 до (n-1), например, при n = 3: l = 0, 1, 2. Характеризует форму атомных орбиталей ( электронных облаков ), для которых в зависимости от l приняты соответствующие обозначения : l 0, 1, 2, 3, 4, 5… обозначение s, p, d, f, g, h…

может принимать положительные и отрицательные целочисленные значения от минус l до плюс l через нуль. В зависимости от значений m l определяются возможные ориентации орбиталей одной формы и их число, которое равно количеству значений m l.

характеризует сложное движение электрона вокруг собственной оси и принимает значения +1/2 или –1/2.

Ключевые слова : электронная структура атомов, последовательность энергетических уровней и подуровней атомов, принципы заполнения атомных орбиталей электронами, периодический закон, периодическая система химических элементов, периодически изменяющиеся свойства атомов.

Во многоэлектронных атомах из - за действия сил межэлектродного отталкивания уровни энергии расширяются в энергетическую зону с энергетическими подуровнями, обозначаемыми s-, p-, d-, f- подуровни. В пределах одного электронного слоя электронные состояния - s, p, d, f - отличаются по энергиям, причем Es < Ep < Ed <Ef. Поскольку состояния s, p, d, f в многоэлектронных атомах имеют разную энергию, их называют энергетическими подуровнями. Заполнение электронами квантовых слоев и энергетических подуровней в реальных атомах происходит с соблюдением трех основных принципов.

Электроны занимают в атоме орбитали с наименьшей энергией. Электроны в невозбужденном атоме располагаются в состояниях, где меньше сумма (n+l), так как энергия электроннов зависит от n и l и не зависит от m l и m s. При одинаковом значении этой суммы в первую очередь заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа (n).

В атоме не может быть двух электроннов, имеющих четыре одинаковых квантовых числа. Один электрон от другого на атомной орбитали должен отличаться спиновым квантовым числом. Как следует из принципа Паули, на атомной орбитали максимально может быть два электрона, отличающихся спином, и это обозначается :.

При заполнении энергетического подуровня, электроны стремятся заполнить свободные орбитали, сначала по одному с параллельными спинами, а затем по второму с противоположными спинами.

Распределение электроннов по атомным орбиталям называют электронной конфигурацией атома и представляют в виде : а ) полной электронной формулы, например : 22 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 ; б ) краткой электронной формулы : 22 Ti [Ar]4s 2 3d 2 ; в ) электронно - графической формулы, в которой атомные орбитали обозначают в виде клеток ( энергетических или квантовых ячеек ), а электроны – стрелками.

свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов. Периодический закон основывается на современной теории строения атома : периодические изменения свойств элементов и их соединений происходят из - за периодически повторяющихся подобных структур электронных оболочек атомов.

Начало нового электронного слоя соответствует началу нового периода. Число элементов в данном периоде определяется максимальным количеством электроннов на заполняемых подуровнях. Каждый период заканчивается элементом, имеющим заполненный внешний p - подуровень ( инертные газы ).

Элементы, атомы которых имеют подобную электронную конфигурацию, являются электронными аналогами и образуют группу периодической системы. В короткопериодной таблице к главной подгруппе относятся элементы, у которых на стадии заполнения находятся s- и p- атомные орбитали (s- и p- элементы ). К побочной подгруппе относятся элементы, у которых заполняются d- орбитали (d- элементы ).

Химическая природа атома зависит от способности отдавать или принимать внешние и пред внешние электроны. Периодически изменяются такие свойства атомов : атомные и ионные радиусы, энергии ( потенциалы ) ионизации атомов, сродство к электрону, электроотрицательность ( ЭО ), валентность и т. д. От изменения этих свойств атомов ( увеличения или уменьшения ) зависят металлические ( восстановительные ) или неметаллические ( окислительные ) свойства атомов.

Глинка Н. Л. Общая химия : учеб. пособие для вузов / Н. Л. Глинка. - М.: КНОРУС, С Коровин Н. В. Общая химия : учебник для технических направо. и спец. вузов - 7- е изд., испр. - М.: Высшая школа, С