Строение атома. Периодическая таблица химических элементов Д.И.Менделеева

Волгоградская государственная академия физической культуры 
 
 
 
 

Кафедра физиологии и химии 
 
 

Реферат

Тема: Строение атома. Периодическая таблица химических элементов Д.И.Менделеева  
 
 
 
 
 

Выполнил:

студент 101 группы ФБП (л/а) 
 
 
 
 
 

Волгоград – 2005 

Содержание 

1. Современные представления о строении атома---------------------  3
2. Формы электронных облаков--------------------------------------------  5
3. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева ------------   7
4. Периодические свойства элементов ----------------------------------  12
5. Химические связи--------------------------------------------------------- 15
6. Список использованной литературы----------------------------------  18

Современные представления о строении атома

    Подтверждённая  экспериментально в 1927 г. двойственная природа электрона, обладающего  свойствами не только частицы, но и  волны, побудила учёных к созданию новой  теории строения атома, учитывающей  оба этих свойства. Современная теория строения атома опирается на квантовую механику.

    Двойственность  свойств электрона проявляется  в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет  определённую массу покоя), а с  другой — его движение напоминает волну и может быть описано  определённой амплитудой, длиной волны, частотой колебаний и др. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определённой траектории движения электрона — можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства.

    Следовательно, под электронной орбитой следует понимать не определённую линию перемещения электрона, а некоторую часть пространства вокруг ядра, в пределах которого вероятность пребывания электрона наибольшая. Иными словами, электронная орбита не характеризует последовательность перемещения электрона от точки к точке, а определяется вероятностью нахождения электрона на определённом расстоянии от ядра. В связи с этим электрон представляют не в виде материальной точки, а как бы "размазанным" по всему объёму атома в виде так называемого электронного облака, имеющего области сгущения и разрежения электрического заряда. Представление об электроне как о некотором облаке электрического заряда удобно; оно довольно точно передаёт особенности поведения электрона. Однако следует иметь в виду, что электронное облако не имеет резко очерченных границ, и даже на большом расстоянии от ядра существует вероятность пребывания электрона. Для характеристики формы электронного облака понятие орбиталь вместо понятия орбита было введено именно для того, чтобы не смешивать движение электрона с движением тела в классической физике. Однако при упрощённом рассмотрении строения атома иногда сохраняют термин орбита, помня тем не менее об особом характере движения электрона в атоме.

    По  современным представлениям состояние  электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами. Главное квантовое число n характеризует величину энергии электрона и может принимать только положительные целочисленные значения: 1, 2, 3 и т. д. С увеличением главного квантового числа энергия электрона возрастает. Состояние электрона, отвечающее определённому значению главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Помимо энергии электрона главное квантовое число определяет размеры электронного облака: чем выше значение главного квантового числа, тем больше электронное облако. Электроны, характеризующиеся одним и тем же квантовым числом, имеют электронные облака приблизительно одинаковых размеров. Поэтому говорят о существовании в атоме электронных слоёв. Электронные слои обозначают большими буквами латинского алфавита K, L, M, N, O, причём K-слой является первым от ядра атома, ему соответствует главное квантовое число n = 1, L-слой — вторым, M-слой — третьим и т. д. Электроны, образующие данный слой, могут обладать несколько отличающейся друг от друга энергией и иметь орбитали различных форм. Из квантовомеханической теории следует, что с увеличением главного квантового числа n изменяются число и характер электронных орбиталей в пределах данного электронного слоя. Количество орбиталей для каждого значения n равно квадрату главного квантового числа (n²).

    Второе  квантовое число l, описывающее форму электронного облака, называется орбитальным квантовым числом. При данном главном вантовом числе n орбитальное квантовое число l может принимать любые целочисленные значения от 0 до n–1. Соответствующие орбитали обозначаются строчными буквами латинского алфавита: s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2), f (l = 3). Орбитальное квантовое число отображает энергию электрона на подуровне. Электроны с различными орбитальными квантовыми числами несколько отличаются друг от друга: их энергия тем выше, чем больше число l. Число возможных подуровней в каждом энергетическом уровне совпадает с порядковым номером электронного слоя, но фактически ни один энергетический уровень не содержит больше четырёх подуровней. Это справедливо для стационарного состояния атомов всех элементов. Так, первому энергетическому уровню соответствует s-подуровень; второму уровню — два подуровня: s и p; третьему уровню — три подуровня: s, p и d; четвёртому и следующим уровням —четыре подуровня: s, p, d и f.

    Ориентацию  орбиталей в пространстве определяет третье квантовое число, называемое магнитным квантовым числом и обозначаемое m. При данном орбитальном квантовом числе l магнитное квантовое число m может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, в том числе нулевое значение. Оно определяет число орбиталей в одном и том же электронном слое: одна s-орбиталь (m = 0), три p-орбитали (m равно –1, 0, +1), пять d-орбиталей (m равно –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3). Орбитали с различными магнитными квантовыми числами, но с одинаковым главным и орбитальным квантовыми числами характеризуются одной и той же энергией. Магнитное квантовое число есть вектор, следовательно, ему соответствует не только определённое числовое значение, но и определённое направление, что выражается в знаках "+" и "–".

    Четвёртое квантовое число, называемое спином и обозначаемое m_s, раньше связывали с вращением электрона вокруг своей оси, но теперь ему не придают какого-либо наглядного образа и считают чисто квантовомеханической величиной. Спин электрона может иметь два значения: +1/2 и –1/2.

    Формы электронных облаков.

    Электронное облако не имеет резко очерченных границ в пространстве, поэтому представления  о размерах и форме электронного облака требуют специального пояснения. Обратимся к рис. 7, на котором изображено электронное облако атома водорода. В этом облаке можно провести поверхности, на которых электронная плотность будет иметь одинаковое значение. В случае атома водорода это сферические поверхности, внутри которых заключена большая или меньшая часть электронного облака. Если проведённая поверхность охватывает 90 % заряда и массы электрона, её называют граничной поверхностью. Размер и форму граничной поверхности отождествляют с размером и формой электронного облака.

    Рассмотрим  зависимость вероятности W^* пребывания электрона в данной точке пространства от её отдалённости от ядра r на примере 1s-электрона атома водорода. Цифра 1 показывает, что главное квантовое число n = 1, а буква s – равенство нулю его орбитального квантового числа: l = 0. Вероятность обнаружения электрона на малых расстояниях от ядра, так же, как и на больших, близка к нулю. На некотором расстоянии от ядра r₀ вероятность нахождения электрона максимальна. Для атома водорода это расстояние точно совпадает с радиусом первой боровской орбиты и равно 0,053 нм. Однако следует иметь в виду, что, по Бору, эта величина показывает, на каком расстоянии от ядра электрон находится, а по представлениям квантовой механики это расстояние отвечает максимальной вероятности обнаружения электрона. Следовательно, в отличие от модели атома по Бору, электрон может находиться и на других расстояниях от ядра – как меньших, так и больших 0,053 нм. Характер зависимости W от r для 1s-электрона свидетельствует о том, что электронное облако 1s-электрона обладает сферической симметрией, т. е. имеет форму шара с ядром в центре. s-Электроны с главным квантовым числом n, равным 2, 3, 4 ... также обладают сферической симметрией. По мере того, как главное квантовое число возрастает, расстояние наиболее вероятного пребывания электрона от ядра также увеличивается, и электронное облако становится более размытым.

    Для 2p-электронов (главное квантовое  число n = 2, орбитальное квантовое число l = 1) кривая зависимости вероятности обнаружения электрона W от расстояния r имеет максимум. Такому распределению вероятности обнаружения 2p-электрона соответствует форма электронного облака, напоминающая двойную грушу или восьмёрку. Магнитное квантовое число 2p-электронов может иметь три значения: –1, 0 и +1, что соответствует ориентации восьмёрки вдоль трёх координатных осей: x, y, z. Иными словами, три p-электронных облака ориентированы в пространстве во взаимно перпендикулярных направлениях. Поэтому три 2p-электронных облака обозначают так: 2p_x, 2p_y, 2p_z. Электроны всех трёх 2p-орбиталей имеют одинаковую энергию. Как и в случае s-электронов, p-орбитали становятся более размытыми, когда главное квантовое число возрастает, однако сохраняют ту же симметрию – подобны восьмёрке.

    Для 3d-электронов (главное квантовое  число n=3, орбитальное квантовое  число l=2) возможны пять вариантов пространственного расположения электронного облака, отвечающие пяти значениям магнитного квантового числа m: –2, –1, 0, +1, +2. Все электроны 3d-орбиталей имеют одинаковую энергию. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

    Современная периодическая система элементов  имеет семь периодов, из которых I, II и III называются малыми периодами, а IV, V, VI и VI – большими периодами. I, II и III периоды содержат по одному ряду элементов,  IV, V и VI — по два ряда, VII период незаконченный. Все периоды, за исключением I, содержащего лишь два элемента, начинаются щелочным металлом и заканчиваются благородным газом.

    В больших периодах изменение свойств  при переходе от активного металла  к благородному газу происходит более  плавно, чем в малых периодах. Большие периоды состоят из чётных и нечётных рядов. В этих периодах наблюдается двойная периодичность: помимо характерного для всех периодов изменения свойств от щелочного металла до благородного газа наблюдается также изменение свойств в пределах чётного ряда и отдельно — в пределах нечётного ряда. Например, в чётном ряду IV периода валентность изменяется от 1 у калия до 7 у марганца; после триады железо – кобальт – никель происходит такое же изменение валентности в нечётном ряду: от 1 у меди до 7 у брома. Подобная двойная периодичность наблюдается и в других больших периодах.

    У элементов чётных рядов преобладают металлические свойства, и их ослабление справа налево замедленно. В нечётных рядах происходит заметное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических.

    Особое  положение в периодической системе  занимают элемент номер 57 – лантан – и следующие за ним 14 элементов, объединённых под названием лантаноиды. Эти элементы по химическим свойствам похожи на лантан и очень сходны между собой. Поэтому в периодической системе лантану и лантаноидам отведена одна клетка. Аналогичным образом в одну клетку VII периода помещены элемент номер 89 – актиний – и следующие за ним 14 элементов – так называемые актиноиды. Элементы II и III периодов Менделеев назвал типическими. Подгруппы, содержащие типические элементы, называются главными. Элементы чётных рядов (для  I и II групп – нечётных) составляют побочные подгруппы.

    Элементы  главных подгрупп по химическим свойствам  значительно отличаются от элементов  побочных подгрупп. Особенно наглядно это различие в VII и VIII группах периодической  системы элементов. Например, главную подгруппу в VIII группе составляют благородные газы He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, а побочная подгруппа представлена триадами элементов: Fe, Co, Ni – в IV периоде, Ru, Rh, Pd – в V периоде, Os, Ir, Pt – в VI периоде. В отличие от благородных газов названные элементы имеют ярко выраженные металлические свойства.

    Номер группы, как правило, показывает высшую валентность элемента по кислороду. Ряд исключений существует для элементов  подгруппы меди, VII и  VIII групп. Так, медь, серебро и золото образуют соединения, в которых валентность этих элементов достигает 3. Элемент VII группы – фтор – имеет только валентность 1, а высшая валентность других элементов по кислороду равна 7. В VIII группе валентность 8 проявляют только осмий, рутений и ксенон.

    Элементы  главных подгрупп характеризуются также валентностью по водороду. Летучие водородные соединения образуют элементы IV, V, VI и VII групп. Валентность по водороду при переходе от элементов IV группы к элементам VII группы уменьшается от 4 до 1. Напротив, валентность этих элементов по кислороду в том же направлении возрастает от 4 до 7.

Общая характеристика элементов III группы             

 К  III группе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий (главная подгруппа), а также скандий, иттрий, лантан  и лантаноиды, актиний и актиноиды (побочная подгруппа).            

 На  внешнем электронном уровне элементов  главной подгруппы имеется по  три электрона (s²р¹). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s²р¹, но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Gа, In, Тl ослабевают, а металлические свойства усиливаются.            

 У  элементов подгруппы скандия  на внешнем электронном уровне  также находится по три электрона. Однако эти элементы относятся к переходным d-элементам, электронная конфигурация их валентного слоя d¹s². Эти электроны все три элемента довольно легко отдают. Элементы подгруппы лантаноидов имеют отличительную конфигурацию внешнего электронного уровня: у них застраивается 4f-уровень и исчезает d-уровень. Начиная с церия все элементы, кроме гадолиния и лютеция, имеют электронную конфигурацию внешнего электронного уровня 4fⁿ6s² (гадолиний и лютеций имеют 5d¹-электроны). Число n изменяется от 2 до 14. Поэтому в образовании валентных связей принимают участие s- и f-электроны. Чаще всего степень окисления лантаноидов +3, реже +4.