Школяр UA

Періодичний закон та теорія будови атома

Теорія будови атома

Атом — це електронейтральна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів.

Будова атомних ядер

Ядра атомів складаються з елементарних частинок двох видів: протонів (p) і нейтронів (n). Сума протонів і нейтронів у ядрі одного атома називається нуклонним числом:
,
де А — нуклонне число, N — число нейтронів, Z — число протонів.
Протони мають позитивний заряд (+1), нейтрони заряду не мають (0), електрони мають негативний заряд (–1). Маси протона та нейтрона приблизно однакові, їх приймають рівними 1. Маса електрона набагато менша ніж маса протона, тому в хімії нею нехтують, вважаючи, що вся маса атома зосереджена в його ядрі.
Число позитивно заряджених протонів у ядрі дорівнює числу негативно заряджених електронів, тобто атом у цілому електронейтральний.
Атоми з однаковим зарядом ядра складають хімічний елемент.
Атоми різних елементів називаються нуклідами.
Ізотопи — атоми одного й того ж елемента, які мають різне нуклонне число внаслідок різної кількості нейтронів у ядрі.
Ізотопи Гідрогену

Назва A Z N
Протій Н 1 1 0
Дейтерій D 2 1 1
Тритій T 3 1 2
Радіоактивний розпад

Ядра нуклідів можуть розпадатися з утворенням ядер інших елементів, а також , або інших частинок.
Спонтанний розпад атомів деяких елементів називається радіоактивністю, а такі речовини — радіоактивними. Радіоактивність супроводжується випусканням елементарних частинок і електромагнітних хвиль — випромінюванням.
Рівняння ядерного розпаду— ядерні реакції — записуються таким чином:

Час, за який розпаду піддається половина атомів даного нукліда, називається періодом піврозпаду .
Елементи, що складаються тільки з радіоактивних ізотопів, називаються радіоактивними. Це елементи з 61 і 84—107.

Види радіоактивного розпаду

1) -розпад. Випромінюються -частинки, тобто ядра атома Гелію . При цьому нуклонне число ізотопу зменшується на 4, а заряд ядра на 2 одиниці, наприклад:

2) -розпад.У нестійкому ядрі нейтрон перетворюється на протон, при цьому ядро випромінює електрони та антинейтрино. Під час -розпаду нуклонне число не змінюється, а заряд ядра збільшується на 1, наприклад:

3) -розпад. Збуджене ядро випромінює -промені з дуже малою довжиною хвилі, при цьому енергія ядра зменшується, нуклонне число і заряд ядра не змінюються, наприклад:

<Будова електронних оболонок атомів елементів перших трьох періодів

Електрон має двоїсту природу: він може поводитися і як частинка, і як хвиля. Електрон у атомі не рухається за певними траєкторіями, а може перебувати в будь-якій частині навколо ядерного простору, проте ймовірність його перебування в різних частинах цього простору неоднакова. Простір навколо ядра, у якому найімовірніше перебування електрона, називається орбі­таллю.
Кожний електрон у атомі перебуває на певній відстані від ядра відповідно до запасу його енергії. Електрони з більш-менш однаковою енергією формують енергетичні рівні, або електронні шари.
Число заповнених електронами енергетичних рівнів у атомі даного елемента дорівнює номеру періоду, в якому він розташований.
Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює номеру групи, вякій розміщений даний елемент.

У межах одного енергетичного рівня електрони можуть відрізнятися формою електронної хмари, або орбіталі. Існують такі форми орбіталей:
s-форма:
p-форма:
Існують також d-, f-орбіталі та інші, зі складнішою формою.
Електрони з однаковою формою елек­тронної хмари утворюють однойменні енергетичні підрівні:s-, p-, d-, f-підрівні.
Кількість підрівнів на кожному енергетичному рівні дорівнює номеру цього рівня.
У межах одного енергетичного підрівня можливий різний розподіл орбіталей у просторі. Так, у тривимірній системі координат для s-орбіталі можливе тільки одне положення:

для р-орбіталі — три:

для d-орбіталі — п’ять, для f-орбіталі — сім.
Орбіталі зображують:
s-підрівень —
p-підрівень —
d-підрівень —

 

Електрон на схемах позначається стрілкою, яка вказує його спін. Під спіном розуміють обертання електрона навколо своєї осі. Він позначається стрілкою: або . Два електрони на одній орбіталі записуються , але не .
Більше двох електронів на одній орбіталі перебувати не може (принцип Паулі).
Принцип найменшої енергії: в атомі кожний електрон розташовується так, щоб його енергія була мінімальною (що відповідає його найбільшому зв’язку з ядром).
Наприклад, розподіл електронів в атомі Хлору:

Один неспарений електрон визначає валентність Хлору в такому стані — I.
Під час отримання додаткової енергії (опромінення, нагрівання) можливе розпарування електронів (промотування). Такий стан атома ще називається збудженим. При цьому кількість неспарених електронів збільшується і, відповідно, змінюється валентність атома.
Збуджений стан атома Хлору:

Відповідно до числа неспарених електронів Хлор може мати валентність III, V і VII.

Періодичний закон. Періодична система хімічних елементів

Формулювання Періодичного закону, яке було вперше введене Д. І. Мен­делєєвим:Фізичні й хімічні властивості елементів, що виявляються у властивостях простих іскладних тіл, перебувають у періодичній залежності від їх атомної маси.
Графічним зображенням Періодич­ного закону Д. І. Менделєєва є Періодична система хімічних елементів.
Періоди — це горизонтальні ряди в таблиці Менделєєва. Періодів усього сім.
Періоди поділяються на малі, що складаються з одного ряду (1—3 періоди), і великі, що складаються з двох рядів (4—7 періоди).
У періодах добре помітна періодичність зміни властивостей елементів, простих речовин, утворених цими елементами, та їх сполук.
У періодах із зростанням порядкового номера елементів їх металічні властивості слабшають, а неметалічні посилюються.
Група — це вертикальний стовпчик у таблиці Менделєєва, у якому розміщені подібні за властивостями хімічні елементи.
У короткоперіодному варіанті Періо­дичної системи кожна група поділяється на підгрупи — головну (або А) і побічну (або Б). До складу головної підгрупи входять елементи великих і малих періодів, а до складу побічних підгруп — тільки великих періодів і лише метали.
У групах у головних підгрупах виявляється подібність елементів (наприклад однакова вища валентність) та їхніх сполук (наприклад загальні формули вищих оксидів і водневих сполук).
У групах із зростанням порядкового номера металічні властивості елементів посилюються, а неметалічні послаблюються.
Фізичний зміст Періодичного закону. В атомах елементів із зростанням порядкового номера відбувається збільшення кількості протонів у ядрі й електронів, що обертаються навколо ядра. При цьому періодично повторюється будова зовнішнього енергетичного рівня. Оскільки властивості елементів багато в чому залежать від числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні, то й вони періодично повторюються.
Сучасне формулювання
Періодич­ного закону:
Властивості хімічних елементів, а також форми й властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від заряду ядер їхніх атомів.

Поняття про радіус атома

Атоми не мають чітко визначених меж, що зумовлено хвильовою природою електронів. У розрахунках користуються ефективними й уявними радіусами, тобто радіусами шароподібних атомів, зближених між собою під час утворення кристала. Їх розраховують за допомогою рентгенометричних даних. Чим більший атомний радіус, тим слабкіше утримуються біля ядра зовнішні електрони; із зменшенням атомного радіуса електрони притягуються до ядра сильніше.
У періодах атомні радіуси зменшуються із зростанням порядкового номера. Це пояснюється зростанням заряду ядра атома, збільшенням числа електронів на зовнішньому рівні та збільшенням сили тяжіння електронів (за законом Кулона).
У групах із зростанням порядкового номера атомний радіус зростає, оскільки збільшується число заповнених енерге­тичних рівнів, причому число електронів на зовнішньому рівні не збільшу­ється, отже, сила тяжіння зовнішніх електронів до ядра слабшає.

 

Електронегативність

Електронегативність — здатність атома притягати до себе електрони інших атомів (маються на увазі валентні електрони зовнішнього енергетичного рівня).
Звичайно за одиницю приймають електронегативність Літію і з нею порівнюють електронегативність інших елементів, одержуючи прості й зручні для порівняння значення відносної електронегативності елементів.
Відносна електронегативність відповідає Періодичному закону: у періодах із збільшенням номера елемента вона зростає, у групах — зменшується.
Чим більша відносна електронегативність, тим сильніше елемент виявляє неметалічні властивості. Неметали характеризуються великою відносною електронегативністю, а метали — невеликою.
Зміна властивостей елементів у групах та періодах

Зростання порядкового номера елемента Число електронів на зов­ніш­ньому енер­гетич­ному рівні Число енер­гетич­них рівнів Радіус атома Електро­негатив­ність Металіч­ні й неме­талічні влас­тивості
У періодах Збіль­шу­єть­ся Не зміню­єть­ся Змен­шу­єть­ся По­си­лю­єть­ся Металічні послаблюються, неметалічні посилюються
У групах Не змі­ню­єть­ся Збіль­шу­єть­ся Збіль­шу­єть­ся Змен­шу­єть­ся Металічні посилюються, неметалічні послаблюються

© 2009-2019 Школяр UA

Натисніть клавішу Enter для пошуку
Натисніть клавішу Enter для пошуку