Строение атома и Периодический закон

Ещё в 19 веке Э. Резерфорд предложил ядерную или планетарную модель строения атома. Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые вращаются вокруг него. Таким образом, атом – это электронейтральная мельчайшая химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Сама модель движения атомов электронов в атоме – это и есть электронное облако. Атомная орбиталь (АО) – это часть электронного облака, в которой вероятность обнаружения электронов составляет не менее 90 %.

Само ядро состоит из двух видов частиц – электронейтральных нейтронов и положительно заряженных протонов. Электроны, протоны и нейтроны называются элементарными частицами атома, а протоны и нейтроны имеют общее название – нуклоны. Таким образом, протон имеет символ «р» , а относительный заряд +1, нейтрон имеет символ «n», а его относительный заряд 0, электрон имеет символ «ē» и относительный заряд -1.

Протонное число – это число протонов в атоме, оно равно относительному заряду ядра (Z), атомному или порядковому номеру элемента. Нуклонное или массовое число (А) – это общее число протонов (Z) и нейтронов (N) в атоме:

A = N + Z

N = A – Z.

Найдём общее количество элементарных частиц для ²⁷Al. У алюминия порядковый номер 13, значит у него 13 протонов, 13 электронов. Количество нейтронов будет: 27 – 13 = 14.

Нуклид – это атом с определёнными значениями протонного и нуклонного числа, а изотопы – это нуклиды с одинаковым протонным числом, но разным массовым числом. Так, у атома водорода есть три изотопа: протий, дейтерий и тритий. У протия протонное число = 1, массовое число тоже = 1, у дейтерия протонное число =1, а массовое число = 2, у трития протонное число = 1, а массовое = 3. То есть протонное число у всех изотопов одинаковое, а массовое число, следовательно и число нейтронов отличается:

Н Н Н.

Поэтому химический элемент представляет собой совокупность всех нуклидов с одинаковым протонным числом или изотопов с одинаковым зарядом ядра. Так, нуклиды ⁴⁰K и ³⁹K будут иметь одинаковое число электронов и протонов, но разное массовое число, массу и число нейтронов.

Сам электрон в атоме является частицей, имеющей заряд, массу и импульс, а также имеет и свойства волны. Такие, как интерференция, дифракция, отсутствие определённой траектории движения и так далее.

Если сравнивать нейтральный атом и ион, то они будут отличаться числом электронов. Так атом Са имеет порядковый номер 20, значит у него в атоме 20 протонов и 20 электронов. У иона кальция – Са²⁺ будет также 20 протонов, а электронов только 18, так как для того, чтобы атом превратился в положительно заряженный ион ему нужно отдать электроны. Так атом кальция отдал 2 электрона и превратился в ион кальция:

Са⁰ - 2ē → Са²⁺.

Электроны в атоме образуют так называемые энергетические уровни или электронные слои. Число энергетических уровней показывает номер периода. Самый первый электронный слой обладает наименьшей энергией, на этом слое только один подуровень – s-подуровень, одна атомная орбиталь, на которой может максимально находится 2 электрона. На втором электронном слое два подуровня – s- и р-подуровни. На s-подуровне 1 орбиталь, на р-подуровне – 3 орбитали, в сумме 4 орбитали, на которых будет 8 электронов, на третьем энергетическом уровне, который будет больше по энергии, чем первый и второй, находится 3 подуровня – это s, p, d. На d-подуровне максимально будет 5 орбиталей, поэтому суммарное число орбиталей на 3 энергетичексом уровне будет 9: это 1 s-орбиталь, 3 p-орбитали и 5 d-орбиталей. А электронов здесь будет 18.

Таким образом, число орбиталей определяется по формуле:

N _орб. = n²,

где n – номер периода (электронный слой, или энергетический уровень). А число электронов на этих орбиталей будет определяться по формуле:

N _ē = 2n².

В атоме любого элемента на внешнем уровне максимально может находится не более 8 электронов. Внешний энергетический уровень, содержащий 8 электронов (или 2 – у гелия), называется завершённым или законченным.

Так, у атома фосфора электронная схема атома будет выглядеть так: на первом слое 2 ē, на втором 8ē, на третьем – 5ē. В сумме получается в атоме фосфора 15 электронов, а на внешнем слое 5 электронов.

 Периодический закон гласит, что свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов. А Периодическая система является графическим отображением Периодического закона. Закон один, а Периодических систем известно более 700.

Периодическая система состоит из периодов и групп. Период – горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер атомов, электронная конфигурация внешнего слоя которых изменяется от ns¹ до ns² np⁶, а для первого периода 1s¹ и 1s². Номер периода показывает число электронных слоёв в атоме, в этом заключается его физический смысл.

Группа – вертикальный столбец элементов с одинаковым числом валентных электронов в атоме. Поэтому физический смысл номера группы состоит в том, что он показывает число валентных электронов. Для элементов А групп валентными являются только электроны внешнего слоя, а для В-групп валентными будут электроны предвнешнего и третьего снаружи электронных слоёв. То есть валентными электронами для элементов А-групп являются электроны, находящиеся на внешнем s- и р-подуровнях, а для элементов B-групп валентными являются и электроны предвнешнего d-подуровня и третьего снаружи f-подуровня.

Построим электронную и графическую схему строения атома хрома:

2s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴. На графической схеме видно, что такое состояние энергетически не выгодно, так как 3d-подуровень заполнен не полностью. Поэтому происходит «проскок», или «провал» электрона с 4s-подуровня на 3d. И 3d-подуровень теперь наполовину заполнен.

В Периодической системе периодически повторяется строение внешнего энергетического уровня для А-групп, поэтому периодически повторяются и свойства атомов и веществ. Например, все элементы IA группы имеют на внешнем слое 1 электрон, поэтому высшая степень окисления их будет +1, формула высшего оксида –

Э₂О, а водородного соединения – ЭН. Для элементов IIA группы высшая степень окисления будет +2, так как у них 2 валентных электрона, формула высшего оксида –

ЭО, а водородного соединения – ЭН₂. В IIIA группе на внешнем слое 3 электрона, соответственно высшая степень окисления этих элементов будет +3, формула высшего оксида – Э₂О₃, а водородного соединения – ЭН₃. Причём все водородные соединения элементов IA – IIIA группы являются нелетучими. Для элементов IVA группы валентными будут 4 электрона, поэтому их высшая степень окисления +4, формула высшего оксида – ЭО₂, а водородного соединения – ЭН₄. У элементов VA группы на внешнем слое 5 электронов, поэтому их высшая степень окисления +5, формула высшего оксида – Э₂О₅, а водородного соединения – ЭН₃, для VIA группы высшая степень окисления соответственно равна +6 (за исключением кислорода), формула высшего оксида – ЭО₃, формула водородного соединения – ЭН₂, для элементов VIIA группы валентными являются 7 электронов, поэтому высшая степень окисления +7, за исключением фтора, формула высшего оксида – Э₂О₇, а формула водородного соединения – ЭН. Причём, все водородные соединения элементов IVA – VIIA групп являются летучими.

Рассмотрим изменение свойств атомов и их соединений по периодам и группам. В периодах слева направо радиус атомов уменьшается, значит, уменьшаются восстановительные и металлические свойства. В группах сверху вниз радиус атома возрастает, а значит, увеличиваются восстановительные и металлические свойства. Окислительные и неметаллические свойства по периодам слева направо будут возрастать, а по группе сверху вниз, наоборот уменьшаться. По периоду слева направо возрастает энергия ионизации и энергия сродства к электрону, в группах сверху вниз энергия ионизации и энергия сродства к электрону будут уменьшаться. Электроотрицательность по периоду слева направо будет увеличиваться, а по группе сверху вниз, наоборот, уменьшаться. По периоду слева направо число валентных электронов и максимальная степень окисления будут возрастать, а в группах сверху вниз она останется постоянной. При этом число электронных слоёв по периоду слева направо останется постоянным, а по группе сверху вниз будет возрастать.

Свойства же сложных веществ, а в частности основные свойства по периоду слева направо будут ослабевать, а кислотные будут возрастать. В группах сверху вниз кислотные свойства наоборот, будут ослабевать, а основные усиливаются. Например, выберем из перечня оксидов: Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃ оксид, у которого наиболее выражены кислотные свойства и основные. Исходя из всех закономерностей, получается, что основные свойства наиболее выражены у Al₂O₃, а кислотные – у SO₃.

Рассмотрим тенденции изменения радиусов ионов. Для радиуса атома одного элемента радиус аниона больше, а радиус катиона меньше, чем для электронейтрального атома:

r (O²⁺), r (O), r (O^2-) →.

А если у ионов одинаковая электронная конфигурация, то радиус иона тем больше, чем меньше его заряд:

r (Sr²⁺), r (Rb⁺) →.

Если катион одного и того же элемента, но заряды разные, то чем больше заряд катиона этого атома, тем меньше радиус:

r (Cr⁺⁶) < r (Cr⁺³).