Будова речовини

4.1. БУДОВА АТОМА

Уявлення про будову матерії та її властивості базуються на поняттях атом-но-молекулярного вчення, згідно з яким, усі речовини складаються з атомів.

Атоми — реально існуючі матеріальні об'єкти, що характеризуються певни-ми масою, розмірами, складом, зарядом ядра, будовою електронної оболонки та іншими властивостями.

Маси атомів мають дуже малі значення (в межах 10^-27 — 10^{-25 кг). В хімії частіше їх виражають в атомних одиницях маси (1 а.о.м. = 1, 661}·10^{-27 кг). Раді-уси атомів становлять близько 10-10 м.}

Атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів, що утворюють електронну оболонку, розміри якої визначають роз-міри атома. В ядрі вміщується основна маса атома (приблизно 10^-26 — 10^{-25 кг), хоча радіус його становить 10-15} — 10^{-14 м, тобто в 105} разів менший за радіус атома.

Ядро складається з нуклонів — протонів і нейтронів.

Протон (р) — це елементарна часточка з масою 1,672·10^{-27 кг (1,00730 а.о.м.) і позитивним зарядом, який дорівнює 1,602}·10^-19 Кл або +1 у відносних одиницях.

Нейтрон (n) — це електронейтральна елементарна часточка з масою

1, 674·10 ^-27 кг (1, 0087 а.о.м.).

Електрон (е) — це елементарна часточка з масою 9, 109·10^{-31 кг (у 1836 ра-зи менша за масу протону). Заряд електрона дорівнює 1, 602}·10^-19 Кл. Саме заряд електрона був прийнятий за одиницю елементарного електричного заряду. У цих одиницях заряд електрона (-1).

Оскільки атом електронейтральний, то число електронів у атомі дорівнює числу протонів у його ядрі.

Ядра атомів будь-якого хімічного елемента завжди містять одне й теж чис-ло протонів Z, яке визначається порядковим номером елемента в періодичній системі елементів Д.І.Менделєєва, число нейтронів може бути різним.

Загальне число протонів Z і нейтронів N, які містяться в ядрі атома, називають ядерним масовим числом А, або просто масовим числом:

А = Z + N.

Сукупність атомів одного виду, які мають однаковий заряд, але різне число нейтронів, а тому різні атомні маси, називають ізотопами. Вони позначаються символом хімічного елемента з двома індексами ліворуч: верхній показує масо-ве число, нижній — значення заряду ядра. Наприклад, у водню є три ізотопи: протій ¹₁Н, дейтерій ²₁Н або D, тритій ³₁Н або Т. Наявність декількох ізотопів у елементів є причиною дробових значень їхніх атомних мас.

Атоми, що містять різне число протонів Z і нейтронів N, але мають однакове масове число А, називають ізобарами (⁴⁰₁₈ Ar, ⁴⁰₁₉ К, ⁴⁰₂₀ Са).

Будова електронних оболонок атомів. Усі електрони атома утворюють його електронну оболонку. Вони розташовуються навколо ядра шарами і мають різні енергії як при переході від шару до шару (різні енергетичні рівні), так і в межах одного шару (різні енергетичні підрівні).

В основі сучасної теорії будови атома лежить уявлення про двоїсту приро-ду електрона — властивості часточки (маса) та хвилі (інтерференція, дифракція, фотоелектричний ефект, тощо). Для електронів справедливе рівняння де Бройля, яке пов'язує масу (m) рухомої частки з відповідною довжиною хвилі (l):

,

де - стала Планка;

v – швидкість руху частки.

Електрон у атомі можна уявити як хмару з певною густиною негативного електричного заряду в певному об'ємі простору навколо ядра. Об'єм простору навколо ядра, в якому знаходження електрона найбільш ймовірне, називається орбіталлю (рис.14).

Z

Х

У

Рис. 14. Електронна хмара атома водню

Орбіталі можуть відрізнятися своїми розмірами, формою та орієнтацією у просторі.

Квантові числа. Для описання стану електрона в атомі користуються квантовими числами: n, , m_l, m_s, які одержані при рішенні хвильового рівняння Шредінгера.

Головне квантове число n характеризує віддаленість електронної хмари від ядра і набуває цілочисельних значень 1, 2, 3, 4…Чим більше n, тим більша енергія електрона. Тому головне квантове число визначає енергію електрона і показує енергетичний рівень, на якому знаходиться електрон. Енергетичні рівні позначаються також великими літерами:

Значення n 1 2 3 4 5

Позначення K L M N Q

Орбітальне або побічне квантове число характеризує форму електронної хмари. Воно може набувати значень від 0 до (n -1). Значення = 0 відповідає електронній хмарі зі сферичною симетрією; = 1 — гантелеподібна форма електронної хмари; = 2 — дві перекриті гантелі.

Різна форма електронних хмар обумовлює зміну енергії електрона в межах одного енергетичного рівня, тобто розщеплення рівня на енергетичні підрівні. Енергетичні підрівні позначаються буквами:

Значення 0 1 2 3 4 5

Позначення s p d f g h

Форма і просторова орієнтація деяких електронних хмар наведена на рис.14.

Рис.14. Форми і просторові орієнтації електронних хмар 1s-,2р- і 3d-електронів

Магнітне квантове число m_l визначає просторову орієнтацію електронних хмар і приймає значення від (- ) до (+ ), всього 2 +1 значень. Число значень магнітного квантового числа показує на число орбіталей даної форми:

s-орбіталь — одна, тому що при = 0, m = 0;

p-орбіталь — три, тому що при = 1, m = -1, 0, +1;

d-орбіталь — п'ять, тому що при = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2;

f-орбіталь — сім, тому що при = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.

Загальне число орбіталей на даному енергетичному рівні визначається його головним квантовим числом n і дорівнює n². Так, на I енергетичному рівні n = 1, загальне число орбіталей — одна ( = 0, s-орбіталь); на II енергетичному рівні n = 2, загальне число орбіталей — чотири ( = 0, s-орбіталь і = 1, три р-орбіталі) і т.д.

Атомна електронна орбіталь — це стан електрона в атомі, що харак-теризується певними значеннями квантових чисел n, і m, тобто певними розмірами, формою та орієнтацією в просторі електронної хмари.

Спінове квантове число m_s обумовлене обертанням електрона навколо своєї осі. Спінове квантове число приймає два значення: + і - .

У багатоелектронних атомах орбіталі заповнюються електронами в міру зростання їхньої енергії, доки не розмістяться всі електрони. Електронні оболонки формуються з обов'язковим дотриманням таких правил:

1) принципу найменшої енергії;

2) принципу Паулі;

3) правил Гунда і Клечковського.

Принцип найменшої енергії: електрони насамперед займають орбіталі з найнижчими рівнями енергії.

Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел. Тобто на одній орбіталі знахо-диться не більше двох електронів, які мають протилежні (антипаралельні) спіни (m_s = ± ). За цим принципом можна розрахувати максимальне число електронів на різних енергетичних рівнях і підрівнях.

Оскільки на даному рівні n може бути n підрівнів, а для кожного підрівня існує 2 +1 орбіталей, можна підрахувати, що максимальна електронна ємність підрівня — 2(2 +1) електронів. Максимальне число електронів N_е на енергетичному рівні — 2n².

Правило Гунда: стійкому стану атома відповідає такий розподіл електронів у межах енергетичного підрівня, за якого абсолютне значення сумарного спіна атома є максимальним. Тобто під час заповнення підрівня електрони посідають різні орбіталі (доти, доки це можливо) та спіни поодиноких електронів, що знаходяться на різних орбіталях, паралельні.

Правило Клечковського: зі збільшенням заряду ядра атома послідовне заповнення електронних орбіталей відбувається від орбіталей з меншим значенням суми головного й орбітального квантових чисел (n + ) до орбіталей з більшим значенням цієї суми. За однакових значень суми (n + l) заповнення орбіталей відбувається послідовно в напрямку зростання головного квантового числа.

Якщо розрахувати суми (n + ) для n = 1…7 і записати значення сум у по-рядку їх зростання, то можна одержати послідовність заповнення енергетичних рівней і підрівней:

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

За приведеними правилами можна для будь-якого атома скласти елект-ронну формулу, тобто записати розподіл електронів по орбіталях на енер-гетичних рівнях і підрівнях. Так, наприклад, електронна формула атома водню ₁Н має вигляд 1s¹, атома вуглецю (₆С) — 1s²2s²2p², атома калію (₁₉К) — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁰4s¹, атома титану (₂₂Ті)— 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s².

Як видно з формул, велика цифра вказує на номер енергетичного рівня, літери s, p, d, f — енергетичний підрівень, маленька цифра над літерою праворуч — число електронів на цьому підрівні.

Для наочного зображення розподілу електронів у атомі використовують електронографічні формули. При цьому атомну орбіталь зображують у вигляді клітинки (енергетичної комірки), електрон на орбіталі позначають стрілкою в енергетичній комірці. Якщо ж на одній орбіталі перебувають два

електрони, то вони зображуються так:. Рівні розташовують один над одним відповідно до зміни енергії. Наприклад:

4.2. Періодична система елементів Д. І.Менделєєва та

електронна теорія будови атомів

Найважливішою подією в хімії після розробки атомно-молекулярної теорії було відкриття періодичного закону.

Д.І.Менделєєв відкрив періодичний закон (1869 р.), створив періодичну систему елементів, але не з¢ясував причину періодичних змін подібності та відмінності властивостей елементів. Тільки теорія будови атома, створена в

ХХ ст., пояснила ці закономірності.

Сучасне визначення періодичного закону Д.І.Менделєєва: властивості хімічних елементів, а також утворених ними простих і складних речовин пере-бувають у періодичній залежності від величин зарядів ядер атомів елементів, тобто від порядкового номера елемента в періодичній системі.

Періодична система хімічних елементів — це табличний вираз періо-дичного закону. Відомо багато варіантів періодичної системи. Найчастіше ви-користовують скорочену форму таблиці.

Існує дві основні структурні одиниці періодичної системи: період і гру-па. Періодична система складається з семи періодів і восьми груп.

Період — це горизонтальна послідовність елементів, розташованих за зростанням заряду їхнього атомного ядра. Перший — третій періоди склада-ються з одного ряду і називаються малими. Четвертий — шостий періоди складаються з двох рядів і називаються великими. Сьомий період хоча і складається з одного ряду, але він теж великий. Починається період елементом, у атомі якого з¢являється s-електрон з новим значенням головного квантового числа. При цьому номер періоду збігається зі значенням n зовнішнього енерге-тичного рівня. Закінчується період інертним газом, атоми якого на зовнішньому рівні мають електронну конфігурацію ns²(He) або ns²np⁶(решта інертних газів). Таким чином, кожного разу через якусь кількість елементів, що визначається місткістю електронних оболонок, повторюється одна й та ж електронна конфігурація. Періодичне повторення структури зовнішньої оболонки викликає періодичність у зміні хімічних властивостей атомів.

Група — це вертикальний стовпчик, що містить елементи, властивості яких подібні. Кожна група поділяється на дві підгрупи — головну й побічну.

Підгрупи, до складу яких входять елементи малих і великих періодів, називаються головними. Підгрупи, які містять лише елементи великих періодів, називаються побічними. Розподіл заснований на відмінності у заповненні електронами енергетичних рівнів. У кожній підгрупі поєднуються елементи, атоми яких мають подібну будову зовнішнього енергетичного рівня.

Наприклад, для ІV групи маємо: