Атом – наименьшая химически неделимая частица вещества.
В центре каждого атома находится ядро, имеющее положительный заряд, а вокруг ядра движутся электроны – отрицательно заряженные частицы (запомните: порядковый номер элемента = числу электронов).
Любой атом, в невозбужденном состоянии, имеет одинаковое число протонов и нейтронов, следовательно:
Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и электронной оболочки.
Модели строения атома.
В 1903 году английским физиком Д. Томсоном была предложена так называемая «пудинговая» модель строения атома.
Согласно этой модели, атом представляет собой шар, внутри которого по всему объёму распределён положительный заряд — сам «пудинг» — и в нем находятся отрицательно заряженные электроны — «изюм» в пудинге.
Современная модель строения атома была предложена в 1913 году физиками Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом, эта модель получила название «планетарной».
Строение ядра.
Ядро состоит из протонов (р) (положительно заряженные частицы) и нейтронов (n) (нейтральная частица, заряд которой равен 0).
Главная характеристика атома – это заряд ядра (Z).
No = Np = Z
Вид атомов с одинаковым зарядом ядер называется химическим элементом.
Все химические элементы делятся на металлы и неметаллы.
Каждый элемент имеет своё название и свой символ (знак).
Массовое число – сумма числа протонов и нейтронов в ядре (А).
А = Np + Nn
Nn = A – Np
Массового числа в таблице Менделеева Нет!
Изотопы – разновидности атомов, имеющие одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.
Строение электронной оболочки.
Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра; тк энергия электронов различна, они занимают различные энергетические уровни.
No = Nē в атоме
No ≠ Nē в ионе
Электронная оболочка состоит из:
1) Энергетический уровень (ЭУ)
Число ЭУ равно номеру периода
1, 2, 3, 4,5…
2) Энергетический подуровень
Число подуровней на данном уровне равно номеру уровня: s, p, d, f…
1 s
2 s, p
3 s, p, d
4 s, p, d, f
3) Атомная орбиталь (АО)
Атомная орбиталь - это область пространства, в которой вероятность нахождения электрона максимальна.
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.
Ряд орбиталей, обладающих равной или близкой энергией, образует энергетический уровень (слой).
S – 1 атомная орбиталь
P – 3 атомные орбитали
D – 5 атомных орбиталей
F – 7 атомных орбиталей
Каждая атомная орбиталь имеет определенную конфигурацию в пространстве:
Правила заполнения энергетических подуровней.
1) Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией.
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.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d < 4f < 6p < 7s….
2) Правило Хунда
На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами, т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону, только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.
3) Запрет Паули (принцип Паули):
На одной атомной орбитали могут находиться на более двух электронов с противоположными спинами (спин – это квантовомеханическая характеристика движения электрона).
План характеристики атомов:
- Символ
2. Состав ядра
3. Графическая электронная формула
4. Электронная формула
5. Сокращенная электронная формула
Провал электрона:
Провал электрона – провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.
Подобное явление характерно лишь для: Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au.
Валентность и валентные электроны.
Валентные электроны – это электроны внешнего уровня + электроны пред внешнего уровня, если он заполнен не до конца.
Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи, а их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами.
Валентность – это способность атомов образовывать определенное число химических связей.
Основное и возбужденное состояние атома
Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с тем, что при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.
Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может.
У некоторых атомов: азота, кислорода, фтора - возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали ("ячейки") - электронам некуда перескакивать, к тому же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).