Строение атома. Теория к ЕГЭ по химии

Теоретические основы химии. Строение вещества. Современная модель строения атома. Распределение электронов по энергетическим уровням. Классификация химических элементов. Особенности строения энергетических уровней атомов (s-, p-, d-элементов). Основное и возбуждённое состояния атомов. Электронная конфигурация атома. Валентные электроны.

Современные представления о строении атома

Химия — наука о веществах, их свойствах и превращениях.

Химические вещества — то, из чего состоит окружающий нас мир.

2 типа свойств химического вещества:
1) химические свойства, характеризуют способность образовывать другие вещества,
2) физические свойства,  объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений.

Пример физических свойств вещества: агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др.), плотность, цвет, вкус.

Химические реакции (явления) — превращение одних химических веществ в другие.

Физические явления — сопровождаются изменением физических свойств вещества без его превращения в другие вещества.
Пример: плавление льда, замерзание или испарение воды.

Признаки химических реакций: изменение цвета, образование осадка, выделение газа, теплоты и (или) света.

Примеры:
• образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;
• выделение тепла и света при горении костра;
• изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;
• образование газовых пузырьков при брожении теста.

Атомы — мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой.

Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый». Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. имеют сложное строение.

Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p⁺, n^o и e⁻. Надстрочный индекс указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.

У любого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку.

Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. m_p ≈ m_n , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. m_p/m_e ≈ m_n/m_e ≈ 2000.

Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме = количеству протонов.

Возможный состав атомов:

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом₁ и атом₂ относятся в одному химическому элементу, а атом₃ и атом₄ — к другому химическому элементу.

Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом.

Примеры: самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только 1 протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн».

Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах.

Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами.

Пример: химический элемент водород имеет три изотопа – ¹Н, ²Н и ³Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе ¹Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе ²Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе ³Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп ²Н практически в два раза тяжелее изотопа ¹Н, а изотоп ³Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам ²Н и ³Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу ²Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу ³Н дали название тритий и присвоили символ Т.

Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как:

 A=Z+N 

Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции.

Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью.

Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью.

Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком.

Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:   ☐

Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории.

Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа.

• Главное квантовое число – n — определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Диапазон значений главного квантового числа – все натуральные числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.д.
• Орбитальное квантовое число — l – характеризует форму атомной орбитали и может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1, где n, напомним, — это главное квантовое число.

Орбитали с l = 0 называют s-орбиталями. s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве:

Орбитали с l = 1 называются p-орбиталями. Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель:

Орбитали с l = 2 называются d-орбиталями, а с l = 3 – f-орбиталями. Их строение намного более сложное.

3) Магнитное квантовое число – m_l – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число m_l соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 m_l = 0 (одно значение), при l = 1 m_l = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 m_l = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.

Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве.

4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — m_s — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения . Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и ↑.

Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n² орбиталей.

Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень.

Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:

s-подуровень ☐
p-подуровень ☐☐☐
d-подуровень ☐☐☐☐☐
f-подуровень ☐☐☐☐☐☐☐

Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и m_l.

Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

• Принцип минимума энергии: электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация:

• Принцип Паули: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой.

• Правило Хунда: наиболее устойчивое состояние атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.

Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом:

Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом:

Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы:

При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид:

₁₅P = 1s²2s²2p⁶3s²3p³

Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне.

Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева.

Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида:

₅B = 1s²2s²2p¹

А в возбужденном состоянии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так:

₅B* =  1s²2s¹2p²

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f.

Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева:

• У s-элементов последний заполняемый s-подуровень. К данным элементам относятся элементы главных (слева в ячейке таблицы) подгрупп I и II групп.
• У p-элементов заполняется p-подуровень. К p-элементам относят последние шесть элементов каждого периода, кроме первого и седьмого, а также элементы главных подгрупп III-VIII групп.
• d-Элементы расположены между s – и p-элементами в больших периодах.
• f-Элементы называют лантаноидами и актиноидами. Они вынесены вниз таблицы Д.И. Менделеева.

Электронные конфигурации простых ионов

Ионами называют частицы, имеющие либо положительный, либо отрицательный заряд. Ионы бывают простые и сложные. Простые ионы образованы одним химическим элементом, сложные – двумя или более элементами.

Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные ионы – анионами. Заряд иона обозначают надстрочным индексом, сначала указывая величину заряда, затем его знак. При этом в случае, если заряд иона по модулю равен единице, пишут только знак (+ или -).

Примеры простых ионов: Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺, S^2-, I^— и т.д.
Примеры сложных ионов: SO₄^2-, NO₃^—, [AlF₆]^3- и т.д.

Рассмотрим детальнее простые ионы. Откуда у них может возникнуть заряд? Вспомним тот факт, что любой атом является электронейтральной частицей вследствие того, что количество отрицательно заряженных электронов в его оболочках равно количеству положительно заряженных протонов в его ядре.

Если мы «удалим» у атома часть электронов, то получим часть некомпенсированных положительных зарядов. При удалении части электронов у атома получим катион, при присоединении одного или нескольких электронов к атому получим анион.

Например, катион натрия Na⁺, от атома натрия Na⁰ отличает  то, что частица Na⁺ содержит в себе на один электрон меньше чем, атом натрия. Для того чтобы записать электронную конфигурацию катиона натрия Na⁺, сначала вспомним, сколько электронов имеет атом натрия. Сделать мы это можем, взглянув на порядковый номер химического элемента в таблице Д.И. Менделеева. Натрий имеет порядковый номер 11, следовательно, его атом содержит 11 электронов, тогда катион натрия будет иметь на один электрон меньше, то есть 10 электронов.
Далее распределим 10 электронов по энергетическим подуровням, исходя из всех тех же принципов, что использовались для записи электронных конфигураций атомов:

Аналогично попробуем записать электронно-графическую формулу сульфид-иона S^2-. В таблице Д.И. Менделеева сера имеет порядковый номер, равный 16. Это значит, что атом серы S⁰ содержит 16 электронов. Отрицательный заряд иона серы равный 2- указывает на то, что у этого иона на два электрона больше, чем у атома серы, то есть 18 электронов. Тогда электронно-графическая формула и обычная электронная формула сульфид-иона S^2- будут иметь вид:

Мы поняли, как записать электронно-графическую (или обычную электронную) формулу иона, зная точное его обозначение. Однако, для того чтобы успешно сдать ЕГЭ, нам нужно уметь самим определять заряды ионов, которые склонны образовывать те или иные химические элементы.  Причем уметь определять заряд наиболее устойчивых ионов мы обязаны только для элементов главных подгрупп.

Все очень просто, если учитывать, что атомы элементов главных подгрупп «хотят» получить электронную конфигурацию, как у ближайшего к ним по номеру в таблице атома благородного газа.

Например, определим, какой наиболее устойчивый ион образует магний. Смотрим в таблицу Д.И. Менделеева и видим, что ближайший по значению порядкового номера к нему благородный газ – неон. Атом неона содержит 10 электронов, значит и катион магния будет содержать 10 электронов, в то время как у обычного атома магния 12 электронов. Значит наиболее устойчивый катион магния будет иметь заряд 2+  (от 12 отнимаем 10), то есть мы можем обозначить его как Mg²⁺.

Установим формулу наиболее устойчивого иона хлора. Для этого снова смотрим в таблицу Д.И. Менделеева и видим, что ближайший по порядковому номеру благородный химический элемент — аргон. Атом аргона имеет 18 электронов, а атом хлора – 17 электронов. То есть наиболее устойчивый ион хлора содержит один «избыточный» электрон по сравнению с нейтральным атомом хлора. Таким образом, формулу наиболее устойчивого иона хлора можно записать как Cl^—.

Также есть еще один простой способ установления формул наиболее устойчивых ионов химических элементов, который заключается в том, чтобы попытаться найти их в ряду катионов и анионов таблицы растворимости. Если мы не находим анион соответствующего элемента, можно посмотреть на заряд его «родственника» по подгруппе. Например, в таблице растворимости мы не найдем ион кислорода, однако, в той же подгруппе, что и кислород, расположена сера, обозначение аниона которой мы легко находим в таблице растворимости – S^2-. Следовательно, и наиболее устойчивый ион кислорода мы можем записать как O^2-.

Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне - это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

• Углерод - 2s²2p² (4 валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью - способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

Для элементов основных подгрупп валентными будут электроны внешнего уровня, а побочных — внешнего уровня + d-подуровня предыдущего уровня.