1KURS_PNP / ТЕХНІЧНА ХІМІЯ / ЛЕКЦІЇ ТЕХНІЧНА ХІМІЯ / ЛЕКЦІЯ 2

7

Лекція 2

Тема: Будова атома.

Мета: розвивати вміння вико­ристовувати теоретичні знання для прогнозування властивостей елементів та їхніх сполук на підставі знань про будову атома; розвивати навички скла­дання електронних формул і електронних схем будови атомів s- і р-елементів (І–III періодів); розвивати вміння використовувати теоретичні знання для прогнозування властивостей елементів та їхніх сполук на підставі знань про будову атома й бу­дову речовини.

Обладнання й матеріали: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

Базові поняття й терміни: атом, протон, нейтрон, електрон, протонне число, квантові числа, орбіталі, енергетичні рівні, енергетичні підрівні, принцип Паулі, правило Клечковського, правило Гунда, електронні формули.

Тип уроку: Евристична бесіда.

1. ОРГАНІЗАЦІЙНИЙ ЕТАП

2. ПОВТОРЕННЯ ВИВЧЕНОГО МАТЕРІАЛУ, ВИВЧЕННЯ НОВОГО

До кінця 19 століття атоми вважалися неподільними частинками. з часом, коли накопичувалися нові експериментальні дані, прийшлося відмовитися від таких уявлень, так як факти доводили, що атоми мають складну будову. Так, наприклад, англійський вчений Е Резерфорд, спостерігаючи за проходженням α-частинок через тонку металеву пластинку, знайшов, що невелика їх частина відхиляється зі свого шляху в сторону негативного полюсу. На основі цього досліду Резерфорд передбачив, що до складу атома входять позитивно заряджені частинки.

Так само було відкрито наявність β-променів (негативно заряджених частинок) та γ-променів (рентгенівського випромінювання – це нейтральні частинки, які мають дуже велику проникаючу здатність.

На основі цих фактів Е.Резерфорд запропонував планетарну теорію будови атомів. Згідно його теорії, атом складається з позитивно зарядженого ядра, дуже малого за розмірами. В ядрі зосереджена майже вся маса атома. Навколо ядра рухаються електрони, які утворюють електронну оболонку атома. Оскільки атом в цілому електронейтральний, сумарний заряд електронів повинен дорівнювати заряду ядра.

Однак теорія Резерфорда мала певні недоліки. По-перше, Резерфорд використав для своєї теорії закони макросвіту, які просто не могли відобразити справжню будову атома. Крім того, Резерфорд вважав, що електрон, рухаючись по орбіті, випромінює енергію. Але якщо б це було так, то через деякий час електрон «упав» би на ядро атома, а цього не відбувається.

Тому, враховуючи це все, датський фізик Нільс Бор використав закони квантової механіки і запропонував свою теорію, основні положення якої він сформулював у вигляді постулатів.

1. Електрон може обертатися навколо ядра не по будь-яким, а тільки по деяким певним дозволеним стаціонарним орбітам.

2. Рухаючись по стаціонарним орбітам, електрон не випромінює енергії.

3. Випромінювання енергії відбувається лише при переході електрона з більш віддаленої від ядра орбіти на ближчу до ядра орбіту. При цьому випромінюється квант світла, який дорівнює різниці енергії атома у вихідному та кінцевому стані.

Сучасна теорія будови атома

Згідно сучасних уявлень атом складається з позитивно зарядженого ядра та електронної оболонки. Позитивний заряд ядра компенсується негативним зарядом електронної оболонки. В цілому ж атом представляє собою електронейтральну частину.

Будова ядра атома

До складу ядра входять протони і нейтрони.

Протон має заряд, який дорівнює +1 і масу, яка складає 1,007 г. Нейтрон має ту саму масу, але не має заряду. Протони й нейтрони утримуються ядерними силами.

Враховуючи кількісні характеристики протонів і нейтронів, їх записують за допомогою символів:

₁р¹ ₀n¹

Верхній індекс позначає масу частинки, нижній – її заряд.

Число протонів в ядрі дорівнює порядковому номеру елемента в Періодичній системі, а число нейтронів можна визначити як різницю між відносною атомною масою елемента та сумою протонів:

Σ₀n¹ = Ar(X) – Σ₁р¹

Сучасна модель будови електрона в атомі

Вірогідність знаходження електрона в просторі поблизу ядра вивчає квантова механіка. Якщо б вдалося через малі проміжки часу сфотографувати рух електронів в атомі, то при накладанні великої кількості таких фотографій ми отримали би картину електронної хмари. Густина цієї хмари нерівномірна. Максимальна густина відповідає найбільшій вірогідності знаходження електрона в даній частині атомного простору. Поблизу від ядра електронна густина практично дорівнює нулю, тобто електрон тут майже не буває. При віддаленні від ядра електронна густина збільшується, а потім знову слабшає.

Простір навколо ядра, в якому перебування електрону найбільш вірогідно, називається орбіталлю.

Для того, щоб описати електрон, користуються квантовими числами.

Розташовуючись на різній відстані від ядра, електрони утворюють електронні шари, які називають енергетичними рівнями. Номер енергетичного рівня визначається головним квантовим числом n і приймає значення від 1 до ∞.

Головне квантове число дорівнює номеру періоду, в якому знаходиться елемент, і характеризує:

1. запас енергії електрона на даному енергетичному рівні (наприклад, якщо n=3, то електрон знаходиться на третьому енергетичному рівні і його запас енергії буде більше, ніж у електронів на першому та другому рівні, але менше, ніж у електронів 4-7 рівнів.

2. відстань електрону від ядра атома (радіус атома).

Однак квантово-механічні розрахунки показують, що в межах одного рівня енергія електронів дещо відрізняється між собою, і кожен енергетичний рівень розщеплюється ще на енергетичні підрівні. Кількість підрівнів відповідає номеру рівня. Так, на першому рівні 1 підрівень (s), на другому рівні – 2 підрівня (s, p), на третьому – три підрівні (s, p, d), на четвертому – чотири (s, p, d, f).

Енергетичний підрівень характеризується орбітальним квантовим числом l. Для кожного рівня (n=const.) орбітальне квантове число l може приймати значення від 0 до (n–1). Наприклад, при n=3, значення l будуть дорівнювати 0, 1 та 2.

Орбітальне квантове число характеризує:

1. Запас енергії електрона на підрівні;

2. Форму руху орбіталі електрона:

• атомну орбіталь, яка має форму шарової симетрії, позначають s-орбіталлю, а розташовані в ній електрони називають s-електронами.

• атомні орбіталі, які мають форму неправильної вісімки, позначають р-орбіталлю, розташовані на них електрони називають р-електронами.

• атомні орбіталі у вигляді чотирьохлопасної розетки позначають d-орбіталлю, електрони на ній відповідно d-електронами.

• більш складну форму має f-орбіталь, на ній розташовані f-електрони.

Магнітне квантове число (m) характеризує кількість орбіталей, які містяться на даному підрівні:

Магнітне квантове число може приймати значення від –l через 0 до + l.

Наприклад на першому енергетичному рівні (n=1), l= n–1=0, m може приймати лише одне значення 0 – тобто на цьому підрівні може знаходитися лише одна s-орбіталь.

Якщо n=2 (другий енергетичний рівень), l дорівнює 0 та n–1=1 (два підрівні), m може приймати три значення: 0 для першого s- підрівня – одна s-орбіталь, і –1, 0 та +1 – для другого підрівня – три р-орбіталі.

Якщо n=3 (третій енергетичний рівень), l може приймати значення 0 ,1 та 2, m може приймати три значення: 0 для першого s- підрівня – одна s-орбіталь; –1, 0 та +1 – для другого підрівня – три р-орбіталі; і –2, –1, 0, +1, +2 для третього d-підрівня – п’ять d-орбіталей.

Спінове квантове число (m_s) характеризує напрямок обертання електрону навколо своєї осі і може приймати значення – ½ та +½. Два електрони на одній орбіталі можуть мати лише антипаралельні (протилежні спіни (напрямки обертання) (позначаються протилежними стрілочками ↑↓), бо електрони з паралельними спінами відштовхуються.

Заповнимо таблицю:

Рівні	Підрівні	Кількість орбіталей	Кількість електронів
1	1 (s)	1s	2
2	2 (s, p)	1s, 3p	8
3	3 (s, p, d)	1s, 3p, 5d	18
4	4 (s, p, d, f)	1s, 3p, 5d, 7f	32

Таким чином, кожен електрон в атомі має своє значення чотирьох квантових чисел і в атомі не може бути навіть двох електронів, які мали б всі чотири квантові числа однакові.

Якщо електрони мають три однакові квантові числа, то вони будуть відрізнятися між собою спіновим квантовим числом.

Принцип Паулі:

на кожній орбіта лі може знаходитися не більше двох електронів з антипаралельними спінами.

Правило Гунда:

електрони заповнюють орбіталь спочатку по одному в кожну орбіталь, а потім відбувається їх заповнення другим електроном з антипаралельним спіном.

В якій же послідовності відбувається заповнення електронами енергетичних рівнів та підрівнів?

Правило Клечковського: електрони заповнюють орбіталі спочатку з мінімальної кількістю енергії.

Щоб знати енергію рівня, треба знайти суму головного та орбітального квантових чисел (n+l):

n – 1,2,3,4,5

l – 0,1,2,3,4

s p d f

1s²

↓

Якщо сума головного та орбітального квантового чисел однакова (2p⁶ і 3s²), то спочатку електрон піде на рівень з меншим значенням n

2s² → 2p⁶

3s² → 3p⁶ 3d¹⁰

4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴

5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 5f¹⁴

6s² 6p⁶ 6d¹⁰ 6f¹⁴

7s² 7p⁶ 7d¹⁰ 7f¹⁴

Таким чином, електрони заповнюють енергетичні рівні та підрівні у наступному порядку:

1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶ 5s²4d¹⁰5p⁶ 6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d¹⁰

Виділимо кожен рівень. Ми бачимо таку закономірність: s- і p-елементи відповідають номеру періоду, d-елементи – на одиницю менше номера періоду, так, в четвертому періоді знаходяться 3 d-елементи, в п’ятому – 4d-елементи і т.д., f-елементи заповнюються на 2 менше номера періоду, так, 4f- елементи заповнюються в 6 періоді, 5 f- елементи – в 7 періоді.