Электронное строение атома. Периодический закон

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Электронное строение атома. Периодический закон

Содержание

2. Атом А́том— наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Ядро атома состоит из положительно заряженных
3. Электронная атомная орбиталь АО Область электронного облака, в котором электрон проводит более 95% времени, называется электронной
4. Квантовые числа Главное квантовое число n Орбитальное квантовое число l Магнитное квантовое число m Спиновое квантовое
5. Главное квантовое число Главное квантовое число может принимать положительные целочисленные значения: n=1, 2, 3,..7..,∞ Главное квантовое
6. Орбитальное квантовое число (l) Орбитальное квантовое число, принимает целочисленные значения : l = 0,1,2, 3…(n-1) Орбитальное
7. Число подуровней, на которые расщепляется энергетический уровень равно номеру уровня. Например, Т.о., энергетический подуровень – это
8. Магнитное квантовое число Магнитное квантовое число принимает значения, соответствующие целочисленным проекциям магнитного момента на оси координат:
9. Оно принимает все целочисленные значения от – l до + l. Например, при l =0 ml
12. Формы s-, p-, d- и f-орбиталей
13. Спиновое число (s) Спиновое число -«СПИН» - определяется собственным моментом вращения электрона в двух противоположных направлениях.
14. Общая таблица по квантовым числам
15. При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: 1.Принцип минимума энергии 2. Правило Клечковского 3. Запрет Паули
16. Последовательность заполнения электронных подуровней 1. Принцип минимума энергии Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует наименьшему
17. Применим правило Клечковского …3s 3p 3d 4s 4p… (3+0) (3+1) (3+2) (4+0) (4+1) 3 4 5
18. 1s 4d≈5s
19. 3. Запрет Паули В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых
20. При наличии однотипных орбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом Хунда: в пределах энергетического подуровня
21. Составление электронных формул 1. полная электронная формула показывает распределение электронов атома по его уровням и подуровням.
22. 3. электронная формула в виде энергетических ячеек. Составляется только для сокращенной электронной формулы. Показывает распределение валентных
23. 2s 2p Ве 1s22s2 В 1s22s22p1 Mn 1s22s22p6 3s23p6 3d54s2 2s 2p 2s 2p 3d 4s
24. Периодический закон Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра (порядковый номер).
25. Период таблицы Д.И.Менделеева Периодом называется последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная
26. Элементы, расположенные в одной подгруппе Периодической системы, являются электронными аналогами. 8O[ ]2s22p6; 16S[ ]3s23p6; 34Se[ ]4s24p6
28. Атомный радиус Орбитальный атомный радиус- это условная величина, которая равна расстоянию между ядром и самой дальней
29. при этом в главных подгруппах такое увеличение происходит в большей степени, чем в побочных подгруппах .
30. Зависимость радиуса атомов от заряда ядра
31. Атомные радиусы
32. Энергия ионизации Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома.
33. Первая энергия ионизации
34. Сродство к электрону атомов элементов 2-го и 3-го периодов
35. Сродство к электрону
36. Электроотрицательность Электроотрицательность - способность атома в соединении притягивать к себе электроные пары. По Малликену: ЭО=1/2(Iион.+Eср.), где
37. увеличение уменьшение ОЭО элементов по Л.Полингу
38. Электроотрицательности атомов
41. Скачать презентацию

Слайд 2

Атом
А́том— наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.
Ядро атома

состоит из положительно заряженных протонов и электрически нейтральных нейтронов, а окружающее его облако состоит из отрицательно заряженных электронов.
Масса атома сосредоточена в ядре.
ядро занимает примерно 1/10 часть объема атома

Число электронов в нейтральном атоме равно числу протонов. Порядковый номер элементов в таблице Д. И. Менделеева (Z) равен заряду ядра (т.е. количеству протонов).

Слайд 3

Электронная атомная орбиталь АО
Область электронного облака, в котором электрон проводит

более 95% времени, называется электронной орбиталью.

Электроны движущиеся на орбиталях близких размеров образуют энергетические уровни.
Энергетические уровни, кроме первого, состоят из подуровней.

Энергия и активность атома зависит от количества уровней и распределения электронов на подуровнях.

Чем больше радиус орбитали, тем больше энергия у электрона (E2>E1) и тем слабее он связан с ядром.

Слайд 4

Квантовые числа
Главное квантовое число n
Орбитальное квантовое число l
Магнитное квантовое число

m
Спиновое квантовое число S

Каждая атомная орбиталь (её энергия, размеры, форма, ориентация в пространстве) описывается безразмерными числами, называемыми квантовыми числами (n,l,m,s).

Слайд 5

Главное квантовое число
Главное квантовое число может принимать положительные целочисленные значения:

n=1, 2, 3,..7..,∞
Главное квантовое число характеризует:
* удаленность уровня от ядра
*уровень энергии электрона в атоме
*количество подуровней на данном уровне.

Слайд 6

Орбитальное квантовое число (l)
Орбитальное квантовое число, принимает целочисленные значения :
l

= 0,1,2, 3…(n-1)
Орбитальное квантовое число определяет момент количества движения электрона, характеризует тип энергетического подуровня и форму атомной орбитали.

Слайд 7

Число подуровней, на которые расщепляется энергетический уровень равно номеру уровня. Например,
Т.о.,

энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l.

Слайд 8

Магнитное квантовое число
Магнитное квантовое число принимает значения, соответствующие целочисленным проекциям

магнитного момента на оси координат:
m=0, ±1, ±2, …, ±l
и характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали.

Слайд 9

Оно принимает все целочисленные значения от – l до + l.

Например, при l =0 ml = 0;
при l =1 ml = -1; 0 ; +1;
при l =2 ml = -2; -1; 0 ; +1; +2;

Любому значению l соответствует (2l+1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве.

Все орбитали, принадлежащие одному подуровню данного энергетического уровня, имеют одинаковую энергию в отсутствии магнитного поля (вырожденные).

Слайд 10

Слайд 11

Слайд 12

Формы s-, p-, d- и f-орбиталей

Слайд 13

Спиновое число (s)
Спиновое число -«СПИН» - определяется собственным моментом

вращения электрона в двух противоположных направлениях.
S= ±1/2

Слайд 14

Общая таблица по квантовым числам

Слайд 15

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают:
1.Принцип минимума энергии
2. Правило

Клечковского

3. Запрет Паули

4. Правило Хунда

Слайд 16

Последовательность заполнения электронных подуровней
1. Принцип минимума энергии
Наиболее устойчивое состояние электрона

в атоме соответствует наименьшему возможному значению его энергии.
В результате возрастание энергии по энергетическим подуровням происходит примерно в следующем порядке:
nS < (n-1)d ≤ (n-2)f ≤ (n-3)g < np

2. Правило Клечковского
Заполнение электронных оболочек в атомах элемента происходит в порядке возрастания суммы (n+l). При равенстве этой суммы вначале заполняется подуровень с меньшим значением n.

Слайд 17

Применим правило Клечковского
…3s 3p 3d 4s 4p…
(3+0)
(3+1)
(3+2)
(4+0)
(4+1)
3
4
5
4
5
Последовательность заполнения этих подуровней

…3s 3p 4s 3d 4p…

Увеличение Е

Слайд 18

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

Слайд 19

3. Запрет Паули
В атоме не может быть двух электронов с

одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа:
х=2п2

4. Правило Хунда
Минимальной энергией обладает конфигурация с максимальным суммарным спином.

Слайд 20

При наличии однотипных орбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом

Хунда: в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Например,

Слайд 21

Составление электронных формул
1. полная электронная формула показывает распределение электронов атома по

его уровням и подуровням.
Независимо от последовательности формирования подуровня в электронной формуле он записывается на своем энергетическом уровне.

2. сокращенная электронная формула показывает распределение валентных электронов на формирующихся атомных орбиталях.

16 S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

23 V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2

16 S [ ] 3s2 3p4 23 V [ ] 3d3 4s2 валентные валентные электроны электроны

Слайд 22

3. электронная формула в виде энергетических ячеек.
Составляется только для сокращенной электронной

формулы.
Показывает распределение валентных электронов и позволяет прогнозировать возможные валентности атома.

Возбужденным состоянием атома называется структура, в которой электроны переходят на энергетические подуровни с более высокой энергией в пределах внешнего уровня.

Нормальным (невозбужденным) состоянием атома называется структура, соответствующая квантово-химическим законам формирования атомных орбиталей.

Слайд 23

2s 2p

Ве 1s22s2

В 1s22s22p1
Mn

1s22s22p6 3s23p6 3d54s2

2s 2p

3d 4s 4p

Валентность ( способность атома к образованию химических связей ) определяется числом неспаренных электронов на внешних оболочках атома

Слайд 24

Периодический закон
Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от

заряда ядра (порядковый номер).
Периодический закон был открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс (весов).
Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.
Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

Слайд 25

Период таблицы Д.И.Менделеева
Периодом называется последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания

заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2np6 (или до ns2 у первого периода).
Периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом (у первого периода – s-элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

Слайд 26

Элементы, расположенные в одной подгруппе Периодической системы, являются электронными аналогами.
8O[ ]2s22p6;

16S[ ]3s23p6; 34Se[ ]4s24p6
Они имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при различных значениях n и поэтому проявляют сходные химические свойства.

Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы.

Элементы каждой группы обладают однотипной электронной конфигурацией.

Группы и подгруппы таблицы Д.И. Менделеева

Слайд 27

Слайд 28

Атомный радиус
Орбитальный атомный радиус- это условная величина, которая равна расстоянию между

ядром и самой дальней из стабильных орбиталей в в электронной оболочке этого атома.
В периоде с увеличением порядкового номера атомный радиус уменьшается за счёт более сильного взаимодействия между ядром и внешними электронами .
В группе с увеличением порядкового номера атомный радиус растет, так как увеличивается число уровней.

Слайд 29

при этом в главных подгруппах такое увеличение происходит в большей степени,

чем в побочных подгруппах .

Слайд 30

Зависимость радиуса атомов от заряда ядра

Слайд 31

Атомные радиусы

Слайд 32

Энергия ионизации
Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо

связанного электрона от атома.
Энергия ионизации выражается в джоулях или электронвольтах, эВ ( 1 эВ=1,6·10-19 Дж).
При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.
Для данного атома или иона энергия, необходимая для отрыва и удаления первого электрона, называется первой энергией ионизации Е1,, второго — второй энергией ионизации Е2 и т. д.
Энергия ионизации увеличивается в следующем порядке:
Е1< Е2< Е3< …< Еn
Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо с возрастанием заряда ядра.
В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие увеличения расстояния электрона от ядра.
Энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона, называется энергией сродства к электрону

Слайд 33

Первая энергия ионизации

Слайд 34

Сродство к электрону атомов элементов 2-го и 3-го периодов

Слайд 35

Сродство к электрону

Слайд 36

Электроотрицательность
Электроотрицательность - способность атома в соединении притягивать к себе электроные пары.

По Малликену: ЭО=1/2(Iион.+Eср.),
где Iион и Eср –энергия ионизации и сродства к электрону.
На практике пользуются относительной электроотрицательностью.
С увеличением номера элемента электроотрицательность в периоде растет, а в группе — уменьшается.

Слайд 37

увеличение
уменьшение
ОЭО элементов по Л.Полингу

Слайд 38

Электроотрицательности атомов

Слайд 39

Электронное строение атома. Периодический закон

Содержание

АтомА́том— наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Ядро атома

Электронная атомная орбиталь АО Область электронного облака, в котором электрон проводит

Квантовые числаГлавное квантовое число nОрбитальное квантовое число l Магнитное квантовое число

Главное квантовое числоГлавное квантовое число может принимать положительные целочисленные значения:

Орбитальное квантовое число (l)Орбитальное квантовое число, принимает целочисленные значения : l

Число подуровней, на которые расщепляется энергетический уровень равно номеру уровня. Например,Т.о.,

Магнитное квантовое число Магнитное квантовое число принимает значения, соответствующие целочисленным проекциям

Оно принимает все целочисленные значения от – l до + l.

Формы s-, p-, d- и f-орбиталей

Спиновое число (s) Спиновое число -«СПИН» - определяется собственным моментом

Общая таблица по квантовым числам

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: 1.Принцип минимума энергии2. Правило

Последовательность заполнения электронных подуровней1. Принцип минимума энергии Наиболее устойчивое состояние электрона

Применим правило Клечковского…3s 3p 3d 4s 4p…(3+0)(3+1)(3+2)(4+0)(4+1)34545 Последовательность заполнения этих подуровней

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

3. Запрет Паули В атоме не может быть двух электронов с