Логотип Н.И. Лосева
ОБЩАЯ ХИМИЯ
Часть 1.

Содержание страницы:
Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева
Примеры решения задач

Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева

В 1897 г. Д. Томсон (Англия) открыл электрон, а в 1909 г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6 · 10-19 Кл. масса электрона составляет 9,11 · 10-28 г. В 1904 г. Д. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом можно представить в виде положительно заряженной сферы с вкрапленными электронами.

В 1910 г. Э. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящего из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбитам электроны, подобно планетам солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на атомное ядро.

В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названными им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (колебания) v:

Е = hv,

где h - постоянная Планка (6,626 · 10-34 Дж · с), v = с/λ, с - скорость света, λ - длина волны.

В 1910 г. датский ученый Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенными энергиями. При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Каждая орбита имеет номер n (1, 2, 3, 4, …), который назвали главным квантовым числом.

Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (n = 1). Такое состояние называется основным. При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным. Такое состояние атома неустойчиво.

Теория Бора позволила рассчитать энергию электронов, значения квантов энергии, испускаемых при переходе электрона с одного уровня на другой. Теория Бора получила экспериментальное подтверждение, но оказалась непригодной для многоэлектронных атомов.

В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу.

В 1924 г. Луи де Бройль (Франция) выдвинул предположение, что электрон также характеризуется корпускулярно-волновым дуализмом. Позднее это подтверждено на опытах по дифракции на кристаллах. В 1927 г. В. Гейзенберг (Германия) постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения субатомной частицы (микрочастицы) принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. В каждый момент времени можно определить только лишь одно из этих свойств. Э. Шредингер (Австрия) в 1926 г. вывел математическое описание поведения электрона в атоме.

Работы Планка, Эйнштейна, Бора, де Бройля, Гейзенберга, а также Шредингера, предложившего волновое уравнение, заложили основы квантовой механики, изучающей движение и взаимодействие микрочастиц.

В квантово-механической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства описывается волновой функцией ψ, которая характеризует амплитуду волны, как функцию координат электрона. Область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. Понятие орбиталь отличается от понятия орбита, которая в теории Бора означала путь электрона вокруг ядра. Величина области пространства, которую занимает орбиталь, обычно такова, чтобы вероятность нахождения электрона внутри ее составляла не менее 95%.

Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака .

Поскольку атом в целом электронейтрален, то суммарный заряд электронов должен быть равен заряду ядра. Дальнейшие исследования показали, что положительный заряд ядра атома численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе элементов Д. И. Менделеева.

Таким образом, число положительных зарядов ядра каждого атома, а также число вращающихся в поле ядра электронов равны порядковому номеру элемента.

Важнейшими из элементарных частиц ядра атома являются протоны (р) и нейтроны (n). Обе этих частицы рассматриваются как два различных состояния ядерной частицы нуклона. Элементарные частицы характеризуются определенной массой и зарядом. Протон обладает массой 1,0073 а.е.м. и зарядом +1. Масса нейтрона равна 1,0087 а.е.м., а его заряд - 0 (частица электрически нейтральна). Можно сказать, что массы протона и нейтрона одинаковы.

Согласно протонно-нейтронной теории (1932 г.) ядра всех атомов, кроме ядра атома водорода, состоят из Z протонов и (A - Z) нейтронов, где Z - порядковый номер элемента, А - массовое число.

Массовое число А указывает суммарное число протонов Z и нейтронов N в ядре атома, т.е.

A = Z + N.

Силы, удерживающие протоны и нейтроны в ядре, называются ядерными. Это чрезвычайно большие силы, действующие на очень коротких расстояниях (порядка 10-15 м) и превосходящие силы отталкивания. Природу этих сил изучает ядерная физика.

В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Массой электронов по сравнению с массой ядра можно практически пренебречь.

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Оно принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, … и характеризует оболочку или энергетический уровень. Чем выше n, тем выше энергия.

Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали и характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. Орбитальные квантовые числа принимают целочисленные значения от 0 до (n - 1). Подуровни обозначаются буквами:

Подуровень . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .s      p      d      f

Орбитальное квантовое число, l . . . . . .0      1      2      3

Электронные облака s-электронов имеют сферическую форму, р-электронов - гантелеобразную форму, d-электронов - более сложную форму, чем р-электронов и, наконец, f-электроны имеют еще более сложную форму.

Формы различных атомных орбиталей
Формы различных атомных орбиталей:
а - s; б - p; в - d

Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Оно принимает целочисленные значения от -l до +l, включая 0. Например, для l = 3, магнитные квантовые числа имеют значения -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Таким образом, f-подуровень содержит семь орбиталей. Соответственно, s-подуровень имеет одну орбиталь, р-подуровень - три, d-подуровень - пять.

Каждая атомная орбиталь (АО) может характеризоваться тремя квантовыми числами n, l и ml. Например,
n = 1, s-подуровень, ml = 0, 1 АО
n = 2, s-подуровень, ml = 0, 1 АО
           р-подуровень, ml = -1, 0, +1, 3 АО.

Условно атомную орбиталь обозначают в виде клеточки .

Спиновое квантовое число ms. Каждый электрон также характеризуется собственным механическим моментом движения, который получил название спина. Спиновое квантовое число ms имеет только два значения +½ и -½ . Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками ↑ ↓.

Таким образом, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами n, l, ml, и ms.

Запись распределения электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям получила название электронной конфигурации элемента. Например, электронная конфигурация для водорода - 1s1, лития - 1s22s1, бора - 1s22s22p1, магния - 1s22s22p63s2. При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского.

Согласно принципу минимальной энергии электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии. В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергий орбиталей усложняется.

Правило Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l, а при равной сумме n + l в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд:

1s < 2s < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p < 7s и т.д.

Исключение составляют d- и f-элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый провал электронов, например Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt.

Принцип запрета Паули. В 1925 г. П. Паули постулировал принцип запрета, согласно которому в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины.

Правило Гунда. В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

В 1869 г. Д.И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого следующая: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д. И. Менделеева.

Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп. Периодом называется последовательный горизонтальный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов. Периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются р-элементом. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды - 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

В системе имеется восемь групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних оболочках. Группы делятся на главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами. К главным подгруппам (подгруппам А) относятся подгруппы элементов второго периода: Li, Be, B, C, N, O, F и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам (подгруппам В) принадлежат d- и f-элементы.

Номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. Номер группы указывает число электронов на внешнем электронном уровне атома.

Итак, строение атомов обусловливает две закономерности: 1) изменение свойств элементов по горизонтали - в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства; 2) изменение свойств элементов по вертикали - в подгруппе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Примеры решения задач

Задача 1. Опишите химические свойства элемента с порядковым номером 23 по его местоположению в периодической системе.

Решение.

Элемент с порядковым номером 23 находится в 4 периоде и в побочной подгруппе V группы. Это элемент - ванадий V. Электронная формула ванадия 1s22s22p63s23p63d34s2. По электронной формуле видно, что ванадий - d-элемент.

Элемент может легко отдавать 2 электрона с 4s-подуровня, проявляя степень окисления +2. При этом образует оксид VO и гидроксид V(OH)2, проявляющие основные свойства. Газообразных водородных соединений ванадий не образует, так как расположен в побочной подгруппе.

Атом ванадия может отдавать электроны с предвнешнего d-подуровня (3 электрона) и, таким образом, проявляет высшую степень окисления +5. Оксид, соответствующий высшей степени окисления , V2O5. Этот оксид обладает кислотными свойствами. В качестве гидроксида ему соответствует неустойчивая метаванадиевая кислота HVO3.

 

Задача 2. Напишите электронную формулу элемента, атом которого содержит на 3d-подуровне один электрон. В каком периоде, группе и подгруппе он находится и как этот элемент называется?

Решение.

В соответствии со шкалой энергии 3d-подуровень заполняется после подуровня 4s2:

1s22s22p63s23p63d14s2.

Общее число электронов в атоме, которое определяет порядковый номер элемента в периодической системе, - 21. Это скандий. Из электронной формулы видно, что этот элемент находится в четвертом периоде, третьей группе (три валентных электрона 3d14s2), побочной подгруппе (элемент d-семейства).

Вернуться на начало страницы На главную страницу