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.
Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".
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
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: 2s , 3p , 5d 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 2n 2 .
Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):
1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...
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").
Примеры электронного строения атомов:
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 - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)
Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.
Периодическая система - графическое выражение периодического закона.
Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.
Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.
В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).
Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.
У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.
Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).
В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.
Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.
В периодах (с увеличением порядкового номера)
В группах (с увеличением порядкового номера)
Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.
Пример 1.
Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N
орбиталей = n
2 , где n
- номер уровня. N
орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s
-, три 3p
- и пять 3d
-орбиталей.
Пример 2.
Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
1 .
Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.
Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.
8 класс
Тема урока
«Строение электронных оболочек атомов».
Цель урока:
Рассмотрение модели строения атома.
Введение понятия «электронное облако», «электронная орбиталь» , «движение без траектории».
Рассмотрение модели энергетических состояний атома.
Задачи урока :
Образовательные: формирование представления об электронной оболочке атома и энергетических уровнях, рассмотрение электронного строения некоторых элементов, развитие умений по составлению электронных формул атомов, определению элементов по их электронным формулам, определение состава атома.
Воспитательные : рассмотрение значимости работы русского химика Д.И.Менделеева ;
Развивающие: формирование умений работать с периодической системой, логически мыслить и оформлять результаты логических операций, проводить параллели между химическими понятиями, изучаемыми в теме.
Ход урока
Организационные моменты.
Доброе утро, ребята, уважаемые гости! Меня зовут Ирина Александровна Губская, я– учитель химии, представляю Раменский муниципальный район, Удельнинскую гимназию.
Нам сегодня вместе предстоит продолжить постигать тайны и загадки, которыми полна наука «химия».Вы только в этом году начали изучать этот удивительно интересный, но вместе с тем сложный предмет, но наверняка многое уже знаете.
Тема нашего урока «Строение электронных оболочек атомов» (запишем в тетрадях).
Ребята, вам хочется увидеть атомы, электроны?...Можно ли это сделать?...
Можно….в воображении. Умозрительно. Мы многое видим умозрительно, почему бы не увидеть атом или электрон? Давайте попробуем. Итак, в путь!
Наша общая задача на уроке – продолжить изучение темы «Атомы химических элементов», нам предстоит актуализировать знания о строении атома и познакомиться со строением электронных оболочек атомов.
2. Объяснение нового материала
Поэт В.Брюсов в 1922 году под впечатлением от удивительных открытий физиков написал:
Быть может, эти электроны-
Миры, где пять материков,
Искусства, знанья, войны, троны
И память сорока веков!
Еще, быть может, каждый атом-
Вселенная, где сто планет;
Там – все, что здесь, в объеме сжатом,
Но также то, чего здесь нет.
? Как вы понимаете эти строки?
Может быть… Сходство электронов и атомов с астрономическими объектами пока не подтвердилось, но того, «чего здесь нет», оказалось более чем достаточно, и об этом вы будете узнавать на уроках химии и физики.
Науке потребовалось более 2000 лет, чтобы определить, на что он похож. И даже сейчас он все еще остается для нас загадкой.
Предлагаю вам заполнить анкету от имени атома.
Анкета.
1. Имя Атом
2. Место обитания любое тело в газообразном, жидком, твердом агрегатном состоянии
3. Поразительные
качества невероятная малость
4. Строение атома
? А из чего состоит атом? (схема)
Атом состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него электронов
? А из чего состоит ядро атома?
Из протонов и нейтронов
А движущиеся вокруг ядра электроны образуют электронную оболочку
В начале ХХ в. была принята планетарная модель строения атома , согласно которой вокруг ядра движутся электроны, как планеты вокруг солнца. Следовательно, в атоме есть траектории, по которым движется электрон. Однако дальнейшие исследования показали, что в атоме не существует траекторий движения электронов. Движение без траектории означает, что мы не знаем, как электрон движется в атоме, но можем установить область, где чаще всего встречается электрон. Это уже не орбита, а орбиталь.
Двигаясь вокруг атома, электроны образуют в совокупности его электронную оболочку .
Совокупность всех электронов, окружающих ядро, называется электронной оболочкой (записываем определение)
? Давайте выясним, как движутся электроны вокруг ядра?
? Беспорядочно или в определенном порядке? Оказывается, движение электронов происходит в определенном порядке.
Электроны в атоме различаются определенной энергией, и, как показывают опыты, одни притягиваются к ядру сильнее, другие слабее. Объясняется это удаленностью электронов от ядра. Чем ближе электроны к ядру, тем больше связь их с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Каждый электрон в зависимости от своей энергии будет находиться на определенном расстоянии от ядра. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома.
Каждый слой состоит из электронов с близкими значениями энергии, поэтому слои электронов называют энергетическими уровнями .
Электронный слой, состоящий из электронов с близкими значениями энергии, называется энергетическим уровнем . (записываем определение)
? А как же определить, сколько слоев (энергетических уровней) в атоме того или иного элемента?
- Число уровней определяется номером периода, в котором располагается элемент.
Например:
У Na -2 энергетических уровня, т.к. он находиться во 2 периоде
У N – 3, 3 период
У Fe – 4 , 4 период
? А сколько электронов может находиться на каждом энергетическом уровне?
Максимальное число электронов, которое может находиться на том или ином энергетическом уровне, определяется по формуле
N = 2n 2
Где N - максимальное число электронов на уровне;
n – номер энергетического уровня.
Например:
1 энергетический уровень, n =1, N =2
n =2, N=8
Каждый уровень вмещает не больше рассчитанного количества электронов.
Если электронный слой содержит максимально возможное число электронов, то его называют завершенным . Электронные слои, не содержащие максимального числа электронов, называют незавершенными .
Как ранее было сказано, электрон движется не по орбите, а по орбитали и не имеет траектории.
Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком.
(записываем определение)
Орбитали, или подуровни , как их еще называют, могут иметь разную форму, и их количество соответствует номеру уровня, но не превышает четырех. Первый энергетический уровень имеет один подуровень (s ), второй- два (s , p ), третий – три (s , p , d ) и т.д. Электроны, находящиеся на одном энергетическом уровне тоже отличаются друг от друга.
Электроны разных подуровней одного и того же уровня имеют разную форму
электронного облака: сферическую (s ), гантелеобразную (p ) и более сложную конфигурацию.
S - орбиталь - это просто шарик. Путь электрона по ней напоминает путь нитки, которую наматывают на клубок. С нее начинается каждый уровень.
P – орбиталь похожа на объемную восьмерку или перекрученную сосиску, и вместе перекрутки расположено ядро. Таких орбиталей на каждом энергетическом уровне -3, они располагаются под углом 90 – как оси координат.
D - орбиталь – это две p-орбитали, соединенные центрами – как объемная четырехлепестковая ромашка, их на подуровне может быть 5.
F – орбиталь имеет более сложную форму, ее трудно описать словами.
Представьте путь своей мысли при решении системы уравнений с 3 неизвестными – это примерно такой же сложности.
Каждая орбиталь вмещает максимум 2 электрона с противоположными спинами.
Спин - это условное направление движения электрона вокруг своей оси – оно может быть либо по часовой стрелке, либо против. Только электроны с разными спинами уживаются на одной орбитали, т.к. отталкивание их из-за одноименных зарядов частично гасится.
Составим схему последовательного заполнения электронами энергетических уровней.
2 ē 8 ē 18 ē
n=1 n=2 n=3
s s p s p d
2ē 2ē 6ē 2ē 6ē 8ē
Теперь мы можем составить схему строения электронных оболочек атомов:
Определяем общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента.
Определяем число энергетических уровней в электронной оболочке. Их число равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится элемент.
Определяем число электронов на каждом энергетическом уровне.
Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и p , а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, изображаем строение атомов более полными электронными формулами.
Пример:
Ядро атома водорода имеет заряд +1, поэтому вокруг его ядра движется только один электрон на единственном энергетическом уровне. Запишем электронную конфигурацию атома водорода
Элемент № 3- литий. Ядро лития имеет заряд +3,следовательно, в атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом энергетическом уровне, а третий электрон начинает заполнять второй энергетический уровень. Сначала заполняется s -орбиталь первого уровня, потом s -орбиталь второго уровня.
Свойства элементов изменяются периодически. У всех атомов семейств элементов (щелочные металлы, галогены, благородные газы) на внешнем энергетическом уровне одинаковое число электронов.
У щелочных металлов – 1 электрон
У галогенов – 7 электронов
У благородных газов – внешний уровень их атомов завершен, 8 электронов
Вывод: свойства химических элементов периодически (через определенные промежутки – периоды) повторяются потому, что периодически повторяется одинаковое строение внешних энергетических уровней их атомов.
3. Закрепление
Вариант 1
Заряд ядра атома АЗОТА равен
а)7 б)13 в)4 г)26 д)11
Число протонов в ядре атома КРИПТОНА равно
а)36 б)17 в)4 г)31 д)6
3 .Число нейтронов в ядре атома ЦИНКА равно
а)8 б)35 в)11 г)30 д)4
4 .Число электронов в атоме ЖЕЛЕЗА равно
а)11 б)8 в)56 г)26 д)30
Вариант 2
Максимальное число электронов на 4 энергетическом уровне
а) 32 б)36 в)16 г)24
Число электронных уровней у атома кальция равно
а)1 б)2 в)3 г)4
3.Число электронов на внешнем уровне атома БРОМА равно
а) 7 б) 6 в)5 г)4
4.Общее число s -электронов у атома ЛИТИЯ равно
а) 1 б)2 в)3 г)4
Электронная формула внешнего уровня 2s2 2p 6 соответствует атому
а) кислорода б) серы
в) фтора г) неона
Подведение итогов. Рефлексия .
Домашнее задание : записи в тетради, 8, упр. по карточкам
Домашнее задание:
1. Изобразите строение атомов следующих элементов:
1 вариант
фосфора
2 вариант
Магния
2 . Сравните строение атомов
1 вариант
бора и фтора
2 вариант
кислорода и серы
3 . По данным о распределении валентных электронов найдите элемент :
а) 2s 1
б) 2s 2 2p 4
в) 3s 2 3p 6
г) 3d 10 4s 1
д) 4s 2 4p 3
е) 4s 2 4p 5
ж) 3s 2 3p 4
Давайте подведем итоги урока.
? Что мы сегодня узнали нового?
Электрон не имеет траектории и движение его происходит по орбитали.
По схеме последовательного заполнения электронами энергетических уровней научились составлять электронные формулы элементов.
Научились по электронным формулам определять химический элемент.
«Далеко лежит за пределами нашего чувства вся природа начал»
Тит Лукреций Кар
I в. до н.э.
В приведенных словах древнеримского поэта сконцентрирована вся трудность устройства атома.
Но мы его попытались описать,используя математические подходы и формулы.
У вас на столах находятся карточки для самооценки урока. Отметьте,пожалуйста, «+» или «-» свою самооценку. Я рада была с вами познакомиться. Молодцы, вы хорошо работали, хочется отметить, спасибо за сотрудничество. До свидания, урок окончен, успехов вам в изучении химии.
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
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: 2s , 3p , 5d 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 2n 2 .
Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):
1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...
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").
Примеры электронного строения атомов:
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 - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .
Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.
Периодическая система - графическое выражение периодического закона.
Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.
Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.
В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).
Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.
У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.
Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).
В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.
Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.
В периодах (с увеличением порядкового номера)
В группах (с увеличением порядкового номера)
Выдающийся датский физик Нильс Бор (Рис. 1) предположил, что электроны в атоме могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам.
При этом электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие - слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки. Таким образом, по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.
Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои.
Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии; поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями.
Ядро находится в центре атома каждого элемента, а электроны, образующие электронную оболочку, размещаются вокруг ядра слоями.
Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент.
Например, натрий Na - элемент 3-го периода, значит, его электронная оболочка включает 3 энергетических уровня. В атоме брома Br - 4 энергетических уровня, т. к. бром расположен в 4-м периоде (Рис. 2).
Модель атома натрия: Модель атома брома:
Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле: 2n 2 , где n - номер энергетического уровня.
Таким образом, максимальное число электронов на:
3 слое - 18 и т. д.
У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относится элемент, равен числу внешних электронов атома.
Внешними называют электроны последнего электронного слоя.
Например, в атоме натрия - 1 внешний электрон (т. к. это элемент IА подгруппы). В атоме брома - 7 электронов на последнем электронном слое (это элемент VIIА подгруппы).
Строение электронных оболочек элементов 1-3 периодов
В атоме водорода заряд ядра равен +1, и этот заряд нейтрализуется единственным электроном (Рис. 3).
Следующий за водородом элемент - гелий, тоже элемент 1-го периода. Следовательно, в атоме гелия 1 энергетический уровень, на котором размещаются два электрона (Рис. 4). Это максимально возможное число электронов для первого энергетического уровня.
Элемент № 3 - это литий. В атоме лития 2 электронных слоя, т. к. это элемент 2-го периода. На 1 слое в атоме лития находится 2 электрона (этот слой завершен), а на 2 слое -1 электрон. В атоме бериллия на 1 электрон больше, чем в атоме лития (Рис. 5).
Аналогично можно изобразить схемы строения атомов остальных элементов второго периода (Рис. 6).
В атоме последнего элемента второго периода - неона - последний энергетический уровень является завершенным (на нем 8 электронов, что соответствует максимальному значению для 2-го слоя). Неон - инертный газ, который не вступает в химические реакции, следовательно, его электронная оболочка очень устойчива.
Американский химик Гилберт Льюис дал объяснение этому и выдвинул правило октета, в соответствии с которым устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением 1 слоя: т. к. на нем может находиться не более 2 электронов, устойчивым для него будет двухэлектронное состояние).
После неона следует элемент 3-го периода - натрий. В атоме натрия - 3 электронных слоя, на которых расположены 11 электронов (Рис. 7).
Рис. 7. Схема строения атома натрия
Натрий находится в 1 группе, его валентность в соединениях равна I, как и у лития. Это связано с тем, что на внешнем электронном слое атомов натрия и лития находится 1 электрон.
Свойства элементов периодически повторяются потому, что у атомов элементов периодически повторяется число электронов на внешнем электронном слое.
Строение атомов остальных элементов третьего периода можно представить по аналогии со строением атомов элементов 2-го периода.
Строение электронных оболочек элементов 4 периода
Четвертый период включает в себя 18 элементов, среди них есть элементы как главной (А), так и побочной (В) подгрупп. Особенностью строения атомов элементов побочных подгрупп является то, что у них последовательно заполняются предвнешние (внутренние), а не внешние электронные слои.
Четвертый период начинается с калия. Калий - щелочной металл, проявляющий в соединениях валентность I. Это вполне согласуется со следующим строением его атома. Как элемент 4-го периода, атом калия имеет 4 электронных слоя. На последнем (четвертом) электронном слое калия находится 1 электрон, общее количество электронов в атоме калия равно 19 (порядковому номеру этого элемента) (Рис. 8).
Рис. 8. Схема строения атома калия
За калием следует кальций. У атома кальция на внешнем электронном слое будут располагаться 2 электрона, как и у бериллия с магнием (они тоже являются элементами II А подгруппы).
Следующий за кальцием элемент - скандий. Это элемент побочной (В) подгруппы. Все элементы побочных подгрупп - это металлы. Особенностью строения их атомов является наличие не более 2-х электронов на последнем электронном слое, т. е. последовательно заполняться электронами будет предпоследний электронный слой.
Так, для скандия можно представить следующую модель строения атома (Рис. 9):
Рис. 9. Схема строения атома скандия
Такое распределение электронов возможно, т. к. на третьем слое максимально допустимое количество электронов - 18, т. е. восемь электронов на 3-м слое - это устойчивое, но не завершенное состояние слоя.
У десяти элементов побочных подгрупп 4-го периода от скандия до цинка последовательно заполняется третий электронный слой.
Схему строения атома цинка можно представить так: на внешнем электронном слое - два электрона, на предвнешнем - 18 (Рис. 10).
Рис. 10. Схема строения атома цинка
Следующие за цинком элементы относятся к элементам главной подгруппы: галлий, германий и т. д. до криптона. В атомах этих элементов последовательно заполняется 4-й (т. е. внешний) электронный слой. В атоме инертного газа криптона будет октет на внешней оболочке, т. е. устойчивое состояние.
Подведение итога урока
На этом уроке вы узнали, как устроена электронная оболочка атома и как объяснить явление периодичности. Познакомились с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.
Список литературы
Домашнее задание
