Строение электронной оболочки атома

Тема: строение атома. Химическая связь.

ЗАДАНИЕ: Внимательно прочитайте материал, напишите опорный конспект, выпишите основные понятия и определения

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки.
Ядро атома состоит из протонов (p⁺) и нейтронов (n ⁰). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.
Число протонов N (p⁺) равно заряду ядра (Z) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N (p ⁺) = Z

Сумма числа нейтронов N (n ⁰), обозначаемого просто буквой N, и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А.

A = Z + N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е ^-).
Число электронов N (e ^-) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.
Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.
Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.
Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).
Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).
Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.
Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.
Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s, p, d и f.

Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.
Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень, их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.
Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s -подуровень (состоит из одной s -орбитали), условное обозначение - .
p -подуровень (состоит из трех p -орбиталей), условное обозначение - .
d -подуровень (состоит из пяти d -орбиталей), условное обозначение - .
f -подуровень (состоит из семи f -орбиталей), условное обозначение - .
Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.
При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2 s, 3 p, 5 d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n. Общее число орбиталей на одном уровне равно n ². Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n ².
Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).
Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.
3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары. Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2 n ².

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 3 d, 4 p, 5 s, 4 d, 5 p, 6 s, 4 f, 5 d, 6 p, 7 s, 5 f, 6 d, 7 p...

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").

Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4 s ², они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4 s ², но у него есть 3 d ⁶, следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4 s ², а атома железа - 4 s ²3 d ⁶.

Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.

История

Термин «химическое строение» впервые ввёл А. М. Бутлеров в 1861 году. Также он заложил основы теории химического строения. Главные положения этой теории следующие:

1. Атомы в молекулах соединены друг с другом в определенной последовательности. Изменение этой последовательности приводит к образованию нового вещества с новыми свойствами.

2. Соединение атомов происходит в соответствии с валентностью.

3. Свойства веществ зависят не только от их состава, но и от «химического строения», то есть от порядка соединения атомов в молекулах и характера их взаимного влияния. Наиболее сильно влияют друг на друга атомы, непосредственно связанные между собой.

Основные типы химической связи:

· Ковалентная связь

· Ионная связь

· Водородная связь

· Металлическая связь

Ковалентной связью называется химическая связь, образующаяся за счёт обобществления атомами своих валентных электронов. Обязательным условием образования ковалентной связи является перекрывание атомных орбиталей (АО), на которых расположены валентные электроны. Различают две основные разновидности ковалентной связи:

· Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того же химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О₂; N₂; C₁₂.

· Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов (например, она присутствует в молекулах CO, NH₃, H₂O).

В случае, например, с HCl общая электронная плотность оказывается смещенной в сторону хлора, который обладает большей электроотрицательностью, в результате чего на атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме водорода — частичный положительный.

В простейшем случае перекрывание двух АО приводит к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО/

Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом.

Так как ионная связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (разность ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

А• + •В = А⁺ + [:В]^-

ионы

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.

Ион натрия, окруженный в растворе молекулами воды

Ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Для соединений с ионной связью характерна хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности ионов. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным ионам, и, в результате броуновского движения, «растаскивают» кристаллическую решетку вещества вещества на ионы и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получается раствор, в котором ионы окружены диполями растворителя.

Водородная связь[править]

Атом водорода, соединенный с атомом сильно электроотрицательного элемента, способен к образованию еще одной химической связи с другим сильно электроотрицательным атомом. Эта связь называется водородной. Результатом таких взаимодействий являются комплексы RA-H•••BR различной степени стабильности, в которых атом водорода выступает в роли мостика, связывающего молекулы или их фрагменты RA и BR.

В образовании водородной связи принимают участие атомы водорода -ОН, =NH и -SH-гpупп (доноров водородной связи) и атомы-акцепторы (например, О, N или S), имеющие свободную пару электронов.

Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием электростатических сил. Атом с большой электроотрицательностью, например, фтор в молекуле HF смещает на себя электронное облако, приобретая значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода (протон) почти лишается электронного облака и приобретает эффективный положительный заряд. Между протоном атома водорода и отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы возникает электростатическое притяжение, что и приводит к образованию водородной связи.

Выполненные задания прислать на электронный адрес 20nizamova20@bk.ru