Строение электронной оболочки атома

Строение атома.

В конце ХІХ – начале ХХ века было установлено, что атомы имеют сложное строение. Исследования английского физика Э. Резерфорда привели к созданию в 1913 году ядерной модели атома, согласно которой в центре каждого атома находится очень малое по размерам положительно заряженное ядро, а вокруг ядра движутся отрицательно заряженные частицы – электроны.

В 30-х годах ХХ века были открыты частицы, которые входят в состав атомных ядер и поэтому названные нуклонами («nucleus» - ядро). Этими частицами являются протоны и нейтроны.

Таким образом, атомы состоят из протонов, нейтронов и электронов. Их общее название- элементарные частицы.

Сведения об элементарных частицах приведены в таблице:

Название	Символ	Заряд	Абсолютная масса (кг)	Относит. масса
Протон	11р	+1	1,673 · 10-27	1,007 ~ 1
Нейтрон	10n		1,675 · 10-27	1,009 ~ 1
Электрон	еˉ	-1	9,11 · 10-31	~1/1840

Как видно из этой таблицы, масса протона примерно равна массе нейтрона и приблизительно в 1840 раз больше массы электрона. Отсюда выводы:

А) Практически вся масса атома сконцентрирована в его ядре.

Б) Массой электронов можно пренебречь. Поскольку относительные массы протона и нейтрона равны 1, масса атома равна сумме числа протонов и нейтронов. Это сумма называется массовым числом атома А:

А = + N,

Где Z – число протонов, N – число нейтронов.

Так как заряд протона равен +1, число протонов Z равно заряду ядра атома.

Атом является электронейтральной частицей, поэтому число электронов должно быть равно числу протонов, т.е. заряду ядра.

Заряд ядра

=

Число протонов

=

Число электронов

Порядковый номер в ПС

=
Заряд ядра атома является главной характеристикой элемента; все атомы данного элемента имеют одинаковый заряд ядра (см. определение химического элемента).

В 1914 году английский физик Г.Мозли установил, что заряд ядра атома данного элемента равен его порядковому номеру в периодической системе элементов, созданной Д.И.Менделеевым еще в 1869 году.

Существуют атомы одного элемента, содержащие разное число нейтронов, а значит, имеющие разные массовые числа.

Атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа, называются изотопами.

Для обозначения изотопа слева от символа элемента внизу записывают величину заряда ядра Z, а вверху – массовое число А. Например, ³⁵₁₇Сl – изотоп хлора с массовым числом 35 (хлор – 35). Иногда в символе изотопа указывают только массовое число: ³⁵Сl.

Разные элементы существуют в виде разного числа изотопов, содержание каждого изотопа в природе различно. Например, хлор существует в природе в виде двух изотопов: 75,77% изотопа ³⁵Сl и 24,23% изотопа ³⁷Сl.

В химических расчетах используются относительные атомные массы, представляющие собой средние значения массовых чисел с учетом их процентного содержания в природе. Например, для хлора:

А_r(Cl) = 35 · 0,7577 + 37 · 0,2423 = 35,5.

То есть, существованием изотопов объясняются дробные значения А_r практически у всех химических элементов.

Строение электронной оболочки атома

Совокупность электронов в атоме представляет собой его электронную оболочку.

Электронная оболочка любого атома делится на энергетические уровни (1, 2, 3-й и т.д.).

Уровни делятся на подуровни (обозначаются буквами s, p, d, f).

Первый энергетический уровень состоит из одного подуровня s

Второй энергетический уровень состоит из двух подуровней: s и р

Третий энергетический уровень состоит из трех подуровней: s p d

S

p

d

f

Четвертый энергетический уровень состоит из четырех подуровней:

Подуровни состоят из атомных орбиталей.

s-подуровень имеет форму шара; р-подуровень имеет форму правильной восьмерки;

d-подуровень – четырехлистника; f – более сложную форму.

Атомная орбиталь – это часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения электрона составляет приблизительно 90%.

Орбитали обозначаются как 1s (орбиталь 1-го уровня, s – подуровня), 2s, 2р, 3s, 3р, 3d, 4s…число орбиталей в подуровнях:

Подуровень s р d f

Число орбиталей 1 3 5 7

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

1) Принцип минимума энергии: меньше

Электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией.

Последовательность нарастания энергии подуровней:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

2) Правило запрета (принцип Паули):

В каждой орбитали может разместиться не более двух электронов.

Один электрон на орбитали называется неспаренным, два электрона – электронной парой:

Пустая орбиталь

↑

↓

Орбитали с неспаренными электронами или

↑↓

Орбиталь с электронной парой

3) Правило Хунда:

В пределах подуровня электроны сначала заполняют все орбитали наполовину, а затем – полностью.

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням, атомным орбиталям отображают с помощью электронных формул. Например электронная формула 1s² отображает, что на первом уровне s – подуровне находятся два электрона

Максимальное число электронов (N) на уровне высчитывают по формуле:

N = 2n² где n – номер энергетического уровня

Т.е. на первом энергетическом уровне максимально может быть 2 · 1^{2 =} 2 т.е. два электрона.

На втором энергетическом уровне максимально может быть 2 · 2^{2 =} 8 т.е. восемь электрона.

На третьем уровне максимально может быть 2·3²⁼18 т.е.восемнадцать электронов.

На четвертом энергетическом уровне максимально может быть 2 · 4^{2 =} 32 т.е. тридцать два электрона.

Так как s – подуровень состоит из одной атомной орбитали, то в соответствии с принципом Паули, максимально на s – подуровне может находиться два электрона.

р – подуровень состоит из трех атомных орбиталей, следовательно, на нем максимально может быть 2 · 3 = 6 шесть электронов.

d – подуровень состоит из пяти орбиталей, следовательно, на нем максимально может быть 2 · 5 = 10 десять электронов.

f – подуровень состоит из семи атомных орбиталей, на которых максимально располагаются 2 · 7 = 14 четырнадцать электронов.

Заполнение электронами атомных орбиталей у элементов главных подгрупп происходит на внешнем энергетическом уровне, электроны которого являются валентными

(способными образовывать химические связи).

Пример 1: Составьте электронные формулы атома элемента с порядковым номером 16. Покажите распределение электронов по атомным орбиталям графически.

Так как число электронов в атоме равно его порядковому номеру в ПС, то для элемента №16 (сера) электронная формула имеет вид:

 

 

S +16 1s²2s²2р⁶ 3s²3р ⁴ (на внешнем, третьем, уровне серы шесть электронов,

2 8 6 следовательно, высшая степень окисления серы +6).

Электронную формулу можно представить графически в виде схем размещения электронов в квантовых (энергетических) ячейках, которые являются схематическим изображением атомных орбиталей (АО).

3s 3p 3d
↓↑		↓↑	↓	↓
2s	2p
↓↑		↓↑	↓↑	↓↑
1s
↓↑

 

 

Пустой 3d – подуровень в графической формуле можно не изображать:

3s 3p
↓↑		↓↑	↓	↓
2s	2p
↓↑		↓↑	↓↑	↓↑
1s
↓↑

 

 

Как видно, графическая формула показывает число неспаренных электронов. Последний (16 – ый) электрон занимает р – подуровень, следовательно, сера принадлежит к семейству р – элементов.

Заполнение электронами атомных орбиталей у элементов побочных подгрупп происходит как на внешнем энергетическом уровне, так и на d – подуровне предвнешнего уровня; электроны, находящиеся на них являются валентными.

У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне всегда два электрона. Исключение составляют Сr и Сu, у которых на внешнем энергетическом уровне один электрон, наблюдается «провал» электрона.

Пример 2: Составьте электронные формулы атома элемента с порядковым номером 25. Покажите распределение электронов по орбиталям графически только на валентных уровнях.

 

Мn +25 1s²2s²2р⁶3s²3р ⁶ 4s ² 3d⁵ (на валентных уровнях марганца

2 8 13 2 семь электронов, высшая степень окисления +7 соответствует

4s 3d
↓↑		↓	↓	↓	↓	↓

номеру группы Ѵll).

Покажем распределение электронов по атомным орбиталям графически на валентных уровнях:

...

Последний, 25-ый электрон, размещается на d-подуровне, следовательно, Мn относится к семейству d-элементов.