Вспомните:
- что такое атом;
- из чего состоит атом;
- изменяется ли атом в химических реакциях?
АТОМ — это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Число электронов в ходе химических процессов может изменяться, но заряд ядра всегда остается неизменным. Зная распределение электронов в атоме (строение атома), можно предсказать многие свойства данного химического элемента, а также простых и сложных веществ, в состав которых этот элемент входит.
Содержание
- Структура Периодической системы Менделеева
- Ядро атома. Изотопы
- Распределение электронов в поле ядра атома
- Строение атома и свойства элементов
- Выводы
Структура Периодической системы Менделеева
Строение атома, т. е. состав ядра, распределение электронов вокруг ядра, несложно определить по положению элемента в Периодической системе. В Периодической системе Менделеева химические элементы располагаются в определённой последовательности. Эта последовательность тесно связана со строением атома этих элементов. Каждому химическому элементу в системе присвоен порядковый номер, кроме того, для него можно указать:
- номер периода;
- номер группы;
- вид подгруппы.
Зная точный «адрес» химического элемента, т. е. его группу, подгруппу и номер периода, можно однозначно определить строение его атома.
Период — это горизонтальный ряд химических элементов. В современной Периодической системе семь периодов. Первые три — малые, так как они содержат 2 или 8 элементов:
- 1-й период — Н, Не — 2 элемента;
- 2-й период — Li…Nе — 8 элементов;
- 3-й период — Na…Аr — 8 элементов.
Остальные периоды — большие. Каждый из них содержит 2–3 ряда элементов:
- 4-й период (2 ряда) — К…Кr — 18 элементов;
- 6-й период (3 ряда) — Сs…Rn — 32 элемента. В этот период входит ряд лантаноидов.
Группа — вертикальный ряд химических элементов. Всего групп восемь. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной подгруппы и побочной подгруппы (см. рис. 5).
Главную подгруппу (подгруппу А) образуют химические элементы малых периодов и больших периодов. На рисунке 5 показано, что главную подгруппу пятой группы составляют элементы малых периодов (N, P) и больших периодов (As, Sb, Bi).
Побочную подгруппу (подгруппу Б) образуют химические элементы только больших периодов. В нашем случае это V, Nb, Ta.
Визуально эти подгруппы различить легко: главная подгруппа «высокая», начинается с первого или второго периода. Побочная подгруппа — «низкая», начинается с 4-го периода.
Итак, каждый химический элемент Периодической системы имеет свой адрес:
- период;
- группу;
- подгруппу;
- порядковый номер.
Например, ванадий (V) — это химический элемент 4-го периода, V группы, побочной подгруппы, порядковый номер 23.
Задание 3.1. Укажите период, группу и подгруппу для химических элементов с порядковыми номерами 8, 26, 31, 35, 54.
Задание 3.2. Укажите порядковый номер и название химического элемента, если известно, что он находится:
- в 4-м периоде, VI группе, побочной подгруппе;
- в 5-м периоде, IV группе, главной подгруппе.
Каким образом можно связать эти сведения об элементе со строением его атома?
Ядро атома. Изотопы
Атом состоит из ядра, которое имеет положительный заряд, и электронов, которые имеют отрицательный заряд. В целом атом электронейтрален.
Положительный заряд ядра атома равен порядковому номеру химического элемента.
Ядро атома — сложная частица. В ней сосредоточена почти вся масса атома. Поскольку химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, то около символа элемента указывают (рис. 6).
По этим данным можно определить состав ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов.
- Протон (р) имеет массу, равную 1 (1,0073 а. е. м.) и заряд, равный +1.
- Нейтрон (n) заряда не имеет (нейтрален), а масса его приблизительно равна массе протона (1,0087 а. е. м.).
Какие частицы определяют заряд ядра? Протоны! Причём число протонов равно (по величине) заряду ядра атома, т. е. порядковому номеру:
Число нейтронов определяют по разности между величинами: «масса ядра» и «порядковый номер».
Задание 3.3. Определите состав ядер атомов, если химический элемент находится в:
- 3-м периоде, VII группе, главной подгруппе;
- 4-м периоде, IV группе, побочной подгруппе;
- 5-м периоде, I группе, главной подгруппе.
Обратите внимание, что при определении массового числа ядра атома приходится округлять атомную массу, указанную в Периодической системе! Почему? Ведь массы протона и нейтрона практически целочисленны, а массой электронов можно пренебречь.
Для того,чтобы ответить на этот вопрос, нужно понять:
- Что происходит с атомом в ходе химических процессов;
- Что такое «химический элемент».
В химических процессах обязательно изменяется распределение электронов вокруг ядра или даже изменяется их число. В последнем случае атом отдаёт или принимает электроны и превращается в заряженную частицу — ион. Но в химических реакциях никогда не меняется состав ядра атома, его заряд. Поэтому заряд ядра атома является своеобразным «паспортом» химического элемента.
Химический элемент — совокупность атомов или ионов с одинаковым зарядом ядра.
Для того чтобы разобраться, попробуйте определить, какие из ядер, состав которых указан ниже, принадлежат одному и тому же химическому элементу:
Атомам одного химического элемента принадлежат ядра А и В, так как они содержат одинаковое число протонов, т. е. заряд этих ядер одинаковый. Но ведь у них разная масса! Исследования показывают, что масса атома не оказывает существенного влияния на его химические свойства. Поэтому атомы одного и того же химического элемента (одинаковое число протонов), но с разной массой (разное число нейтронов) являются ИЗОТОПАМИ* этого элемента.
* Слово «изотоп» означает по смыслу «одно место», т. е. все изотопы данного химического элемента находятся в одной клетке ПСХЭ.
В таблице Менделеева указана средняя атомная масса всех природных изотопов данного элемента (Аr). Изотопы и их химические соединения отличаются друг от друга по физическим свойствам, но химические свойства у изотопов одного химического элемента одинаковы. Так, изотоп углерода-14 (14С) имеет такие же химические свойства, как и углерод-12 (12С), который входит в ткани любого живого организма, отличаясь от него только радиоактивностью. Поэтому изотопы применяют для диагностики и лечения различных заболеваний, для научных исследований.
Элемент «водород» встречается в природе в виде трёх изотопов:
Химический элемент «кислород» также представлен тремя природными изотопами:
Задание 3.4. Укажите состав ядер этих изотопов водорода и кислорода.
Если разные вещества содержат атомы одного и того же химического элемента, это не означает, что эти вещества имеют одни те же свойства. Например, химический элемент «хлор» в виде атомарного хлора Cl• разрушает метан, а также атмосферный озон. Тот же элемент в виде молекулярного хлора Cl2 ядовит, активно реагирует с водой, многими металлами, а ионы хлора (химический элемент — тот же!) в составе NaCl химически инертен, а с биологической точки зрения не только безвреден, но и полезен для нас. Эти ионы являются макроэлементами нашей пищи, которые входят в состав крови, желудочного сока. Суточная потребность — до 6 граммов.
Но вернемся к описанию строения атома.
Распределение электронов в поле ядра атома
Как известно, ядро атома в химических процессах не меняется. А что меняется? Общее число электронов и распределение электронов. Общее число электронов определить несложно: оно равно порядковому номеру, т. е. заряду ядра атома:
Электроны имеют отрицательный заряд –1, а масса их ничтожна: 1/1840 от массы протона.
Отрицательно заряженные электроны отталкиваются и поэтому находятся на разных расстояниях от ядра. При этом электроны, имеющие приблизительно равный запас энергии, образуют энергетический уровень.
Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором находится химический элемент. Энергетические уровни условно обозначают так (рис. 7).
Задание 3.5. Определите число энергетических уровней в атомах кислорода, магния, кальция, свинца.
На каждом энергетическом уровне может находиться ограниченное число электронов:
- на первом энергетическом уровне не более 2 электронов;
- на втором энергетическом уровне не более 8 электронов;
- на третьем энергетическом уровне не более 18 электронов.
ЗАПОМНИТЕ ЭТИ ЧИСЛА!
Они показывают, что, например, на втором энергетическом уровне может находиться 2 или 5 или 7 электронов, но не может быть 9 или 12 электронов.
Важно знать, что, независимо от номера энергетического уровня, на внешнем (последнем) уровне не может быть больше восьми электронов. Внешний восьмиэлектронный энергетический уровень является наиболее устойчивым и называется завершённым. Такие энергетические уровни имеются у самых неактивных элементов — благородных газов.
Как определить число электронов на внешнем уровне остальных атомов? Для этого существует простое правило – число внешних электронов равно:
- для элементов главных подгрупп — номеру группы;
- для элементов побочных подгрупп — оно не может быть больше двух (рис. 8).
Например:
Задание 3.6. Укажите число внешних электронов для химических элементов с порядковыми номерами 15, 25, 30, 53.
Задание 3.7. Найдите в Периодической системе химические элементы, в атомах которых имеется завершённый внешний уровень.
Очень важно правильно определять число внешних электронов, так как именно с ними связаны важнейшие свойства атома. Так, в химических реакциях атомы стремятся «приобрести» устойчивый, завершённый внешний уровень (8ē). Для этого атомы, на внешнем уровне которых мало электронов, «предпочитают» их отдать.
Химические элементы, атомы которых способны только отдавать электроны, относятся к МЕТАЛЛАМ. Очевидно, что на внешнем уровне атома металла должно быть мало электронов: 1, 2, 3.
Если на внешнем энергетическом уровне атома много электронов, то такие атомы стремятся принять электроны до завершения внешнего энергетического уровня, т. е. до восьми электронов. Такие элементы относятся к НЕМЕТАЛЛАМ.
Вопрос. К каким элементам (металлам или неметаллам) относятся химические элементы побочных подгрупп? Почему?
Металлы и неметаллы главных подгрупп в таблице Менделеева отделяет линия, которую можно провести от бора к астату. Выше этой линии (и на линии) располагаются неметаллы, ниже — металлы.
Задание 3.8. Определить, к металлам или неметаллам относятся: фосфор, ванадий, кобальт, селен, висмут. Вывод сделайте, определив положение элемента в Периодической системе химических элементов и число электронов на внешнем уровне.
Для того чтобы составить распределение электрона по остальным уровням и подуровням, следует воспользоваться следующим АЛГОРИТМОМ:
- Определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру).
- Определить число энергетических уровней (по номеру периода).
- Определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы).
- Указать число электронов на всех уровнях, кроме предпоследнего.
- Рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.
Например, согласно пунктам 1…4 для атома марганца определено:
Получили распределение электронов в атоме марганца (рис. 9):
Задание 3.9. Отработайте алгоритм, составив схемы строения атомов для элементов № 16, 26, 33, 37. Укажите: металлы это или неметаллы? Ответ поясните.
Составляя вышеприведенные схемы строения атома, мы не учитывали, что электроны в атоме занимают не только определённые уровни, но и определённые подуровни каждого уровня. Вид подуровня обозначается латинской буквой: s, p, d.
Число возможных подуровней равно номеру уровня, т. е.
- первый уровень состоит из одного s-подуровня;
- второй уровень состоит из двух подуровней: s и р и т. д.
На каждом подуровне может находиться строго ограниченное число электронов:
- на s-подуровне — не больше 2ē;
- на р-подуровне — не больше 6ē;
- на d-подуровне — не больше 10ē.
Подуровни одного уровня заполняются в строго определённом порядке:
Таким образом, р-подуровнь не может начать заполняться, если не заполнен s-подуровень данного энергетического уровня и т. д. Исходя из этого правила, несложно составить электронную конфигурацию атома марганца (рис. 10).
В целом электронная конфигурация атома марганца выглядит так:
Здесь и далее приняты обозначения (рис. 11).
Задание 3.10. Составьте электронные конфигурации атомов для химических элементов № 16, 26, 33, 37.
Для чего необходимо составлять электронные конфигурации атомов? Для того чтобы определять свойства этих химических элементов!
Для этого следует помнить: в химических процессах участвуют только валентные электроны.
Валентные электроны находятся на внешнем энергетическом уровне и незавершённом d-подуровне предвнешнего уровня.
Определим число валентных электронов для марганца:
или сокращённо:
Строение атома и свойства элементов
Мы получили краткую электронную формулу атома марганца, которая отражает распределение его валентных электронов. Что можно определить по этой формуле?
1. Какие свойства — металла или неметалла — преобладают у этого элемента? Ответ: марганец — металл, так как на внешнем (четвёртом) уровне 2 электрона.
2. Какой процесс характерен для металла? Ответ: всегда только отдача электронов.
3. Какие электроны и сколько их будет отдавать атом марганца? Ответы:
- два внешних электрона (они дальше всех от ядра и слабее притягиваются им);
- семь (2+5) валентных электронов (так как в этом случае на третьем уровне атома останется восемь электронов, т. е. образуется завершённый уже внешний уровень).
Все эти рассуждения и заключения можно отразить при помощи схемы (рис. 12).
Полученные условные заряды атома называются степенью окисления.
Рассматривая строение атомов кислорода и водорода и рассуждая аналогично, можно показать, что типичными степенями окисления для кислорода является –2, а для водорода +1.
Вопрос. С каким из этих химических элементов может образовывать соединения марганец, если учесть полученные выше степени окисления его?
Только с кислородом, так как его атом имеет противоположную по заряду (знаку) степень окисления. В этом случае несложно составить формулы соответствующих оксидов марганца (здесь степени окисления соответствуют валентностям этих химических элементов):
Строение атома марганца подсказывает, что большей степени окисления, чем +7, у марганца быть не может, так как в этом случае пришлось бы затрагивать устойчивый, теперь уже завершённый предвнешний уровень. Поэтому степень окисления +7 является высшей, а соответствующий оксид Мn2О7 — высшим оксидом марганца.
Для закрепления всех этих понятий рассмотрим строение атома теллура и некоторые его свойства (см. рис. 13). Этот рисунок показывает, что теллур относится к неметаллам, так как, во-первых, у него на внешнем уровне шесть электронов и, во-вторых, его символ находится в главной подгруппе выше линии В — At. Поэтому его атом может и принимать (до завершения внешнего уровня, и отдавать электроны. В результате, в отличие от металлов, неметалл теллур может проявлять низшую степень окисления (–2) и образовывать летучие водородные соединения с водородом (Н2Те). Высшая степень окисления атома теллура (+6), как и у металлов соответствует номеру группы и, находясь в этой степени окисления, теллур образует высший оксид ТеО3.
Задание 3.11. Изобразить электронные конфигурации атомов Nа, Rb, Сl, I, Si, Sn. Определить свойства этих химических элементов, формулы их простейших соединений (с кислородом и с водородом).
Сделаем выводы.
- В химических реакциях участвуют только валентные электроны, которые могут находиться только на последних двух уровнях.
- Атомы металлов могут только отдавать эти электроны (все или несколько), принимая положительные степени окисления.
- Атомы неметаллов могут принимать (недостающие до восьми) электроны, получая при этом отрицательные степени окисления, и отдавать валентные электроны (все или несколько), принимая при этом положительные степени окисления.
Возникает вопрос: как составить краткую электронную формулу (распределение валентных электронов), сразу, не составляя длинных электронных конфигураций? Для этого нужно помнить несколько простых правил.
1. Номер периода соответствует числу энергетических уровней у атомов химических элементов этого периода.
2. Номер группы, как правило, совпадает с числом валентных электронов, (исключение составляют только подгруппы меди и железа).
3. Подгруппа (главная или побочная) включает химические элементы, у которых имеется одинаковое распределение валентных электронов, причём в атомах элементов главной и побочной подгруппы электроны распределяются по-разному.
3.1. У элементов главных подгрупп все валентные электроны находятся на внешнем уровне, например:
V группа, главная → 5 валентных электронов
Поэтому для всех химических элементов главной подгруппы пятой группы (пять валентных электронов) распределение этих электронов следующее:
3.2. У элементов побочных подгрупп число внешних электронов не превышает двух, например:
5 валентных электронов ← V группа, побочная → 2 электрона на внешнем уровне*.
* За счёт «провала электрона» число внешних электронов может быть меньше. Но число валентных электронов при этом не меняется, поэтому свойства элемента будут такими же. Эти случаи рассмотрены в Самоучителе второго уровня, часть 1.
Для большинства химических элементов побочных подгрупп, у которых на внешнем энергетическом уровне два электрона, остальные (N – 2) валентные электроны будут находиться на d-подуровне предвнешнего уровня (N – номер группы), например:
Вопрос. Для элементов какой группы составлена такая запись?
Задание 3.12. Составьте краткие электронные формулы для атомов химических элементов № 35 и 42, а затем составьте распределение электронов в этих атомах по алгоритму. Убедитесь, что ваше «предсказание» сбылось.
Сравним теперь свойства химических элементов одной подгруппы, например:
Что общего в строении атомов этих элементов? На внешнем уровне каждого атома по одному электрону — это активные металлы. Металлическая активность связана со способностью отдавать электроны: чем легче отдает электроны атом, тем сильнее выражены его металлические свойства.
Что удерживает электроны в атоме? Притяжение их к ядру. Чем ближе электроны к ядру, тем сильнее они притягиваются ядром атома, тем труднее их «оторвать».
Исходя из этого, сделаем вывод: какой элемент — Nа или Rb — легче отдает внешний электрон? Какой из них является более активным металлом? Очевидно, рубидий, так как его валентные электроны находятся дальше от ядра (и слабее удерживаются ядром).
Вывод. В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, так как возрастает радиус атома и валентные электроны слабее притягиваются к ядру.
Сравним свойства:
Оба химических элемента — неметаллы, так как до завершения внешнего уровня не хватает одного электрона, и эти атомы будут активно притягивать недостающий электрон. При этом, чем сильнее притягивает атом неметалла недостающий электрон, тем сильнее проявляются его неметаллические свойства (способность принимать электроны).
За счёт чего происходит притяжение электрона? За счёт положительного заряда ядра атома. Но в таком случае чем ближе электрон к ядру, тем сильнее их взаимное притяжение, тем активнее неметалл.
Сделаем вывод, у какого элемента сильнее выражены неметаллические свойства: у хлора или у йода? Очевидно, у хлора, так как его валентные электроны ближе к ядру.
Вывод. Активность неметаллов в подгруппах сверху вниз убывает, так как возрастает радиус атома и все труднее притянуть недостающие электроны.
Сравним свойства кремния и олова:
На внешнем уровне обоих атомов по четыре электрона. Тем не менее эти элементы в Периодической системе находятся по разные стороны от линии, соединяющей бор и астат (см. правило в уроке 2.1.). Поэтому:
- у кремния, символ которого находится выше линии В–At, сильнее проявляются неметаллические свойства;
- у олова, символ которого находится ниже линии В–At, сильнее проявляются металлические свойства;
Почему? Потому что в атоме олова четыре валентных электрона находятся так далеко от ядра, что присоединение недостающих четырех электронов затруднено, в то время как отдача электронов с пятого энергетического уровня происходит достаточно легко. Для кремния возможны оба процесса, причём первый (приём электронов) — преобладает.
Выводы:
- чем меньше электронов в атоме и чем дальше они от ядра, тем сильнее проявляются металлические свойства;
- чем больше внешних электронов в атоме, чем ближе они к ядру, тем сильнее проявляются неметаллические свойства.
Сравним строение атомов и свойства химических элементов одного периода:
Вопрос. О каком периоде и каких элементах идёт речь?
Видно, что металлические свойства убывают, так как увеличивается число внешних электронов, а неметаллические свойства — возрастают. Если речь идёт о большом периоде, где большинство элементов имеет 2 электрона на внешнем уровне (элементы побочных подгрупп), то в этом случае главной причиной убывания металлических свойств в периоде является уменьшение радиуса атома. Дело в том, что за счёт увеличения заряда ядра в периоде увеличивается сила притяжения электронов к нему и уменьшается радиус атома:
Сравните: r (Ca) = 0,197 нм и r (Zn) = 0,139 нм
Вопрос. Какой из металлов более активен?
Основываясь на этих и других выводах, сформулированных в этой главе, можно для любого химического элемента Периодической системы составить алгоритм описания свойств химического элемента по его положению в Периодической системе.
1. Составить схему строения атома, т. е. определить состав ядра, распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням:
- определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру);
- определить число энергетических уровней (по номеру периода);
- определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы);
- указать число электронов на всех энергетических уровнях, кроме предпоследнего;
- рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.
2. Определить число валентных электронов и число внешних электронов.
3. Определить, какие свойства — металла или неметалла — сильнее проявляются у данного химического элемента (по положению в ПСХЭ).
4. Определить число отдаваемых (принимаемых) электронов.
5. Определить высшую и низшую степени окисления химического элемента.
6. Составить для этих степеней окисления химические формулы простейших соединений с кислородом и водородом.
7. Определить характер оксида (см. урок 2.1.) и составить уравнения его реакции с водой.
8. Для указанных (пункт 6) веществ составить уравнения характерных реакций (см. урок 2).
Задание 3.13. Составить по данной схеме описания атомов серы, селена, кальция и стронция и свойства этих химических элементов. Какие общие свойства имеют их оксиды? Гидроксиды?
Если вы выполнили упражнения 3.11 и 3.12, то легко заметить, что не только атомы элементов одной подгруппы, но и их соединения имеют общие свойства и похожий состав. Это отражено в Периодическом законе Менделеева: Свойства химических элементов, а также свойства простых и сложных веществ, образованных ими, находятся в периодической зависимости от ЗАРЯДА ЯДЕР ИХ АТОМОВ.
Физический смысл Периодического закона ясен: свойства химических элементов периодически повторяются потому, что периодически повторяются конфигурации валентных электронов (распределение электронов внешнего и предпоследнего уровней).
Так, у химических элементов одной и той же подгруппы одинаковое распределение валентных электронов и, значит, похожие свойства.
Выводы
Строение атома связано с положением элемента в Периодической системе. Зная строение атома, можно предсказать свойства элемента и его соединений. Эти свойства находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов элементов, в соответствии с Периодическим законом Менделеева.
Химический элемент
Химический элемент — совокупность атомов с одним и тем же зарядом ядра, числом протонов в ядре и электронов
в электронной оболочке. Закономерную связь химических элементов отражает периодическая таблица Д.И. Менделеева.
Изучая подобную карточку химического элемента, можно узнать о нем многое:
- Обозначение химического элемента
- Русское наименование
- Порядковый номер = заряд атома = число электронов = число протонов
- Атомная масса
- Распределение электронов по энергетическим уровням
- Электронная конфигурация внешнего уровня
Надо заметить, что на экзамене часто из карточки элемента скрывают распределение электронов и конфигурацию внешнего
уровня. Тем не менее, если вы успешно освоили предыдущую тему, то для вас не составит труда написать электронную
конфигурацию атома зная его порядковый номер в таблице Д.И. Менделеева (номер уж точно не тронут!))
Протоны, нейтроны и электроны
Вы уже знаете, что порядковый номер элемента в периодической таблице Д.И. Менделеева равен числу протонов, а число протонов
равно числу электронов.
Для того чтобы найти число нейтронов в атоме алюминия, необходимо вычесть из атомной массы число протонов:
27 — 13 = 14
Получается, что в атоме алюминия 14 нейтронов. Посчитайте число нейтронов, электронов и протонов самостоятельно для атомов бериллия,
кислорода, меди. Решение вы найдете ниже.
Если вы поняли суть и научились считать протоны, нейтроны и электроны, самое время приступать к следующей теме.
Изотопы
Изотопы (греч. isos — одинаковый + topos — место) — общее название разновидностей одного и того же химического элемента,
имеющих одинаковый заряд ядра (число протонов), но разное число нейтронов.
Вероятно, вы не задумывались, но вся таблица Д.И. Менделеева и представленные в ней химические элементы — это самые распространенные
на земле изотопы.
Лучше всего объяснить, что такое изотопы наглядным примером. Широко известны три изотопа водорода: протий, дейтерий и тритий.
В таблице Д.И. Менделеева представлен самый распространенный из трех — протий. Он содержит 1 протон и 1 электрон, нейтроны отсутствуют. У
дейтерия 1 протон, 1 нейтрон и 1 электрон. У трития 1 протон, 2 нейтрона, 1 электрон.
Теперь очевидно, что изотопы — атомы одного и того же химического элемента, различающиеся числом нейтронов.
Рассмотрим пример с изотопами лития. Самостоятельно посчитайте количество нейтронов у каждого изотопа. Найдите тот, который
включен в таблицу Д.И. Менделеева.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
- Курс
Меня зовут Быстрицкая Вера Васильевна.
Я репетитор по Химии
![[[pictureof]]](https://dist-tutor.info/s3/dist-tutor/user/20094/ava/thumbnails/mQ6siSVtAT1Szar.jpg)
Вам нужны консультации по Химии по Skype?
Если да, подайте заявку. Стоимость договорная.
Чтобы закрыть это окно, нажмите «Нет».
Атом (греч: atomos – неделимый) – химически неделимая нейтральная частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.
Атомное ядро – состоит из нуклонов (лат. nucleus ядро ): протонов (греч. protos – первый) и нейтронов (греч. neitrum – ни то, ни другое).
Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра отрицательно заряженных электронов.
Протон (p⁺) — частица в составе ядра, имеет положительный заряд, относительную массу 1, 0073.
Число протонов равно порядковому номеру и обозначается Z – заряд ядра.
Нейтрон (n⁰) – частица в составе ядра. Не имеет заряда. Относительная масса 1,0087.
Число нейтронов обозначается буквой N. Может меняться в атомах одного и того же элемента.
Электрон (е) – частица в составе электронной оболочки. Имеет отрицательный заряд, равный по величине, но противоположный по знаку заряду протона. Масса электрона примерно в 2000 раз меньше массы протона и практически не влияет на массу атома.
Так как атом — электронейтральная частица, то число протонов равно числу электронов
(число р⁺ = числу е):
N(e) = N(p⁺) = Z
Массовое число А (относительная атомная масса) складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного атома.
Число нейтронов равно разности массового числа и заряда ядра.
А = N(p⁺) + N(nº)
N(nº) = A – Z
Строение атома
Планетарная модель атома
Химический элемент – вид атомов с определѐнным зарядом ядра (количеством протонов).
Количество протонов неизменно, количество нейтронов может меняться.
Атомы с одинаковым зарядом ядра (количеством протонов), но разным числом нейтронов в ядре, т.е. разной массой, называются изотопами (нуклидами).
Один и тот же элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов. Все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.
Электронное строение атома
Электрон — уникальная элементарная частица: обладая свойствами, отличающими его от всех других частиц, он одновременно является и частицей, и волной, т.е. имеет двойственную природу.
С одной стороны, обладая малой массой, электрон проявляет свойства частицы. С другой стороны, электрон движется с такой высокой скоростью, что фактически «размазан» по атому, он находится не в одной конкретной точке, а образует «электронное облако».
Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона называется электронной орбиталью.
КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
Состояние электрона в атоме описывается 4 квантовыми числами:
- Главное квантовое число n;
- Побочное (орбитальное) квантовое число l;
- Магнитное квантовое число ml;
- Спиновое квантовое число ms.
- ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО — n.
Главное квантовое число — n — определяет энергетический уровень электрона (равно номеру периода).
Главное квантовое число принимает любые целочисленные значения, начиная с n=1 (n=1,2,3,…) и соответствует номеру периода.
- ОРБИТАЛЬНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО l
Определяет геометрическую форму атомной орбитали. Принимает любые целочисленные значения с l = 0 (l = n -1)
- МАГНИТНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО
определяет ориентацию орбитали в пространстве (ml). Принимает любые целочисленные значения от -1 до +1, включая 0.
( ml = 2l +1)
Для s-орбитали:
l=0, ml= 1(0) — одна равноценная ориентация в пространстве (одна орбиталь).
Для p-орбитали:
l=1, ml= 3 (-1,0,+1) — три равноценные ориентации в пространстве (три орбитали).
Для d-орбитали:
l=2, ml= 5 (-2,-1,0,1,2) — пять равноценных ориентаций в пространстве (пять орбиталей).
Для f-орбитали:
l=3, ml= 7 (-3,-2,-1,0,1,2,3) — семь равноценных ориентаций в пространстве (семь орбиталей).
- СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО – ms
На каждой орбитали могут максимально размещаться два электрона, обладающие равной энергией, но отличающиеся особым свойством, спином.
Графически орбиталь принято изображать в виде квадрата, а электроны — в виде стрелок, направленных вверх или вниз.
Стрелки, направленные в противоположные стороны, означают электроны с двумя противоположными спинами.
Следовательно, электроны в электронной оболочке занимают определенные
уровни (дом),
подуровни (этаж),
орбитали (квартира).
Подуровни состоят из одной или нескольких одинаковых по энергии орбиталей.
На каждой орбитали может быть не больше двух электронов.
На
s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона,
p-подуровне (три орбитали) — шесть электронов ,
d-подуровне (пять орбиталей) — десять электронов.
Элементы, у которых последним заполняется s-подуровень, называются s –элементами, p-подуровень — p –элементами, d-подуровень — d –элементами.
ПРИНЦИПЫ ПОСТРОЕНИЯ ЭЛЕКТРОННОЙ КОНФИГУРАЦИИ ЭЛЕМЕНТА
Количество электронов в атоме элемента равно его порядковому номеру.
Количество энергетических уровней атома равно номеру периода, в котором расположен элемент.
Количество электронов на внешнем (валентном) уровне равно номеру группы, в которой расположен элемент.
При более подробном описании электронной конфигурации рассматривают не только количество электронов на данном энергетическом уровне, но и их распределение по подуровням. Каждая незаполненная орбиталь обозначается пустым квадратиком.
При заполнении орбиталей электронами используют следующие правила.
1. ПРИНЦИП МИНИМУМА ЭНЕРГИИ
Орбитали заполняются в порядке увеличения энергии, снизу вверх. Каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной, т. е. среди свободных орбиталей он выбирает орбиталь с самой низкой энергией.
Порядок заполнения энергетических подуровней (см. рис.) можно запомнить в виде ряда:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s….
2. ПРИНЦИП ПАУЛИ
На каждой орбитали может находиться не более двух электронов. Если два электрона находятся на одной орбитали, то они обладают противоположными спинами (стрелки направлены в разные стороны). Такие электроны называют спаренными. Если на орбитали находится только один электрон, то его называют неспаренным.
3. ПРАВИЛО ХУНДА (ГУНДА)
Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.
4s-орбиталь обладает меньшей энергией, чем 3d-орбиталь, поэтому в первую очередь электроны заполнят 4s-подуровень и лишь затем 3d-подуровень.
Для удобства запоминания порядка заполнения энергетических подуровней лучше воспользоваться следующей схемой: в каждой отдельной строке написать возможные типы орбиталей для каждого уровня, провести стрелки под углом 450 и «расселять» электроны по подуровням, ориентируясь по стрелкам сверху вниз.
ЗАПИСЬ ЭЛЕКТРОННОЙ КОНФИГУРАЦИИ АТОМА
Подробные электронные конфигурации атомов изображают двумя способами:
- графически, с помощью квадратиков со стрелками (часто называют энергетическими диаграммами);
- в строчку, когда перечисляются все занятые энергетические подуровни с указанием общего числа электронов на каждом из них.
Последовательность заполнения орбиталей и максимальное число электронов на каждом подуровне:
ПРОСКОК» ИЛИ «ПРОВАЛ» ЭЛЕКТРОНА
У атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место «провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома.
ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ АТОМА
Все электронные конфигурации, о которых мы говорили выше, являются конфигурациями с наименьшей энергией и соответствуют основному состоянию атома.
Получив энергию извне (облучение или нагревание системы), один либо несколько электронов могут переходить на более высокий энергетический подуровень.
Состояние атома, при котором электрон из электронной пары с предыдущего подуровня «распаривается» и переходит на следующий подуровень, называется возбужденным состоянием атома.
ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ
Валентность атома определяется числом неспаренных электронов.
При наличии свободных орбиталей электроны атома могут распариваться, перескакивать на на другой подуровень, т.е. атом переходит в возбужденное состояние, поэтому валентность может быть постоянной и переменной. При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, число связей, образуемых атомом, увеличивается.
Высшая валентность всегда равна номеру группы.
Для определения низшей переменной валентности (количества свободных электронов) , которой чаще всего обладают неметаллы, необходимо из 8 вычесть номер группы.
Валентность зависит:
1. От количества электронов на внешнем уровне
2. От количества свободных неспаренных электронов
3. От наличия свободных орбиталей
Электронные формулы ионов
Ионы – заряженные частицы, они получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы).
Примеры:
S2- (16+2=18е)
P3+ (15-3=12е)
Na+ (11-1=10е)
Электронная формула иона получается путем добавления или вычитания электронов из электронной формулы атома ( до инертной оболочки – 8е).
1(Б) Тесты ЕГЭ ФИПИ 2015 к теме «Строение атома»
Строение атома
Материал по химии
Порядковый номер, группа и период.
Для удобства будем использовать планетарную модель строения атома Н. Бора, согласно которой в центре атома располагается положительно заряженное ядро, состоящее из протонов и нейтронов, а вокруг двигаются электроны по «орбитам» и образуют электронную оболочку
Вся необходимая для построения модели атома информация находится в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева:
-
Порядковый номер элемента равен количеству протонов (р+) в ядре этого атома, так у лития три протона, у бериллия – четыре, а у натрия одиннадцать. Известно, что атом – нейтральная частица, количество протонов в ней всегда будет равно количеству электронов. Поэтому порядковый номер определяет не только заряд ядра, но и общее количество электронов на всех орбиталях атома этого элемента.
Строение атома
Порядковый номер в таблице Менделеева
-
Номер периода, в котором располагается данный элемент, показывает, на каком количестве уровней находятся электроны. Так, электроны лития и бериллия располагаются на двух уровнях, а натрия и магния – на трёх.
-
Номер группы, в котором стоит элемент определяет количество электронов на внешнем уровне (валентные электроны). У лития и натрия по одному электрону на внешнем уровне, а у бериллия и магния – по два. Это правило действует только на элементы А-подгрупп.
А-подгруппа и Б-подгруппа.
Как определить, какой элемент относится к А-подгруппе, а какой – к B (Б)-подгруппе?
Некоторые таблицы содержат эту информацию:
Но большинство таблиц имеет только обозначения групп. Что делать в таком случае? Всё просто: ориентируйтесь по элементам второго периода, они все являются элементами А-подгрупп (литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон), те элементы, что располагаются прямо под ними тоже относятся к А-подуровню:
В данном примере зеленым прямоугольником выделены элементы А-подгрупп, так как с них начинается второй период ПС. А значок меди и цинка расположен с другой стороны, это элементы В-подгрупп.
Пример построения модели атома.
Теперь попробуем составить электронную конфигурацию атома бериллия. Последовательность действий отображена цифровыми обозначениями на рисунке, изображающем фрагмент ПС:
-
По порядковому номеру определяем заряд ядра, записываем в круг после символа элемента. Помним, что это еще и количество электронов.
-
Определяем количество энергетических уровней, оно равно номеру периода, в котором стоит элемент. Бериллий стоит во втором периоде, значит, у него два энергетических уровня:
-
Определяем количество электронов на внешнем уровне, оно равно номеру группы. Бериллий стоит во второй группе, у него два электрона на внешнем слое:
-
Не трудно догадаться, что если всего у бериллия должно быть четыре электрона, два из которых находятся на внешнем слое, то оставшиеся два находятся на внутреннем слое:
Максимальное количество электронов на уровнях
Чтобы строить электронные конфигурации более крупных атомов, необходимо ввести еще несколько данных. Начнем с максимального количества электронов на определенном уровне, это количество показано на рисунке:
Стоит помнить, что это лишь максимальное количество, большинство элементов не имеют на каждом уровне такого количества электронов.
Так же следует помнить, что какой бы номер не имел бы внешний уровень, на нем максимальное количество электронов не должно превышать восьми.
Следует учитывать, что предвнешний слой следует заполнять последним, чтобы избежать ошибок.
Рассмотрим данные правила на примере построения конфигурации атома кальция.
-
Порядковый номер кальция – 20, у него 20 протонов в ядре и 20 электронов на орбиталях. Кальций стоит во второй группе, значит, на внешнем слое у него 2 электрона.
-
Остальные уровни, кроме предвнешнего, заполняем по максимальному количеству на этих слоях:
-
Как показано на рисунке, общее количество электронов должно быть равным двадцати, а пока мы распределили только двенадцать, значит, на предпоследнем уровне необходимо поставить восемь электронов:
Каждый энергетический уровень можно разбить на подуровни (орбитали). Их существует 4 вида: s-, p-, d-, f-орбитали. Они характеризуют область пространства, в которой электрон находится с наибольшей вероятностью.
Как определить общее число электронов в атоме?
Вам важно запомнить 2 вещи:
- Атом всегда электрически нейтрален (не имеет заряда).
- Заряд ядра атома равен его порядковому номеру в периодической таблице.
Исходя из этого несложно вывести формулу числа электронов в атоме:
N (e) = N (p) = Z
Где N(e) – число электронов в атоме химического элемента, а N (p) – число протонов в ядре атома, Z – заряд ядра его атома, который равен порядковому номеру этого элемента.
Т.е. можно упростить до следующего утверждения: общее число электронов в атоме равно порядковому номеру химического элемента в периодической таблице Д. И. Менделеева.
Примеры
Общее число электронов в атоме водорода (№1) равно 1.
N(e) = N(p) = Z = 1
Общее число электронов в атоме лития (№3) равно 3.
N(e) = N(p) = Z = 3
Общее число электронов в атоме бора (№5) равно 5.
N(e) = N(p) = Z = 5
Общее число электронов в атоме углерода (№6) равно 6.
N(e) = N(p) = Z = 6
Общее число электронов в атоме азота (№7) равно 7.
N(e) = N(p) = Z = 7
Общее число электронов в атоме кислорода (№8) равно 8.
N(e) = N(p) = Z = 8
Общее число электронов в атоме фтора (№9) равно 9.
N(e) = N(p) = Z = 9
Общее число электронов в атоме натрия (№11) равно 11.
N(e) = N(p) = Z = 11
Общее число электронов в атоме магния (№12) равно 12.
N(e) = N(p) = Z = 12
Общее число электронов в атоме алюминия (№13) равно 13.
N(e) = N(p) = Z = 13
Общее число электронов в атоме кремния (№14) равно 14.
N(e) = N(p) = Z = 14
Общее число электронов в атоме фосфора (№15) равно 15.
N(e) = N(p) = Z = 15
Общее число электронов в атоме серы (№16) равно 16.
N(e) = N(p) = Z = 16
Общее число электронов в атоме хлора (№17) равно 17.
N(e) = N(p) = Z = 17
Общее число электронов в атоме аргона (№18) равно 18.
N(e) = N(p) = Z = 18
Общее число электронов в атоме калия (№19) равно 19.
N(e) = N(p) = Z = 19
Общее число электронов в хрома (№24) равно 24.
N(e) = N(p) = Z = 24
Общее число электронов в атоме марганца (№25) равно 25.
N(e) = N(p) = Z = 25
Общее число электронов в атоме железа (№26) равно 26.
N(e) = N(p) = Z = 26
Общее число электронов в мышьяка (№33) равно 33.
N(e) = N(p) = Z = 33
Общее число электронов в атоме брома (№35) равно 35.
N(e) = N(p) = Z = 35
Общее число электронов в атоме золота (№79) равно 79.
N(e) = N(p) = Z = 79
Думаю, из приведенных примеров понятно, как определять общее число электронов в атоме. Самое главное не путать такие вещи как атом/молекула/ион и общее число электронов/число электронов на внешнем энергетическом уровне.
Похожие вопросы:
– Как определить число протонов и нейтронов в атоме?
– Какие атомы имеют одинаковое число нейтронов?