Главная
страница 1
Министерство образования Сахалинской области

Государственное бюджетное образовательное учреждение

начального профессионального образования Сахалинской области

«Профессиональное училище № 13»



СТРОЕНИЕ АТОМА
Методические указания к самостоятельной работе обучающихся

Александровск-Сахалинский

2013

Строение атома: Метод указ. / Сост. И.Р. Пантюхина /



ГБОУ НПО «Профессиональное училище №13», - Александровск-Сахалинский, 2013

Методические указания предназначены для обучающихся всех профессий, изучающих курс химии.

Рекомендовано методической комиссией преподавателей ГБОУ НПО «Профессиональное училище №13»

Председатель МК О.А. Мамедова




Общие понятия
“Атом” в переводе с греческого - неделимый. Но после открытия в 1897 г. электрона, входящего в состав атома, был сделан вывод о сложном строении атома. Первая достаточно разработанная модель атома была предложена английским физиком Дж. Дж. Томсоном, открывшим электрон. Согласно этой модели вещество в атоме несет положительный заряд и равномерно заполняет весь объем атома. Электроны “вкраплены” в атом. Предполагалось, что их очень много. В целом атом электрически нейтрален. Для устойчивости атома необходимо, чтобы электроны располагались концентрическими слоями, в каждом слое определенное число электронов. Томсон с помощью данной модели объяснил ряд физических явлений. Например, хорошая проводимость металлов объяснялась тем, что атомы металлов легко теряют часть электронов.

Первая модель атома сыграла положительную роль: в дальнейшем была использована верная идея о слоях электронов в атоме, о потере электронов атомами. Однако скоро обнаружилось несоответствие модели реальной действительности. В частности, модель атома Томсона оказалась в противоречии с результатами опыта Резерфорда.

В 1909 - 1911 гг. Резерфорд экспериментально доказал, что у атомов есть ядра. Ядро занимает в атоме ничтожную часть объема, оно положительно заряжено, и в нем сосредоточена почти вся масса атома, так как электроны по сравнению с атомом очень легкие частицы. Электроны движутся вокруг ядра.

Атомы в большей части своего объема заполнены электронами и лишь небольшую их часть занимает положительно заряженное вещество. Эта центральная часть атома получила название ядра. Оказалось, что радиус ядра имеет порядок 10 - 12 см (10 - 14 м). Заряд же ядра положителен и определяется формулой q = Z•e, где Z - порядковый номер элемента в периодической системе, а е- количество электронов.


Таким образом, на сегодня известно точно, что

Строение всех атомов зашифровано в периодической системе химических элементов. Порядковый номер химического элемента показывает электрический заряд ядра атома Z , этот заряд численно равен сумме протонов в ядре атома ; т.к. атом в целом электрически нейтральная частица, то суммарный положительный заряд атома равен суммарному отрицательному заряду, следовательно, равен числу электронов в оболочке атома . Чтобы вычислить число нейтронов в ядре из массового числа атома вычитаем заряд ядра:


Строение электронных оболочек атомов
Как движутся электроны вокруг ядра? Беспорядочно или в определенном порядке? Исследования Нильса Бора позволили сделать вывод: электроны в атомах располагаются определенными слоями – оболочками и в определенном порядке.

Строение электронных оболочек атомов имеют важную роль для химии, так как именно электроны обуславливают химические свойства веществ. Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. 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. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют единый электронный слой, или энергетический уровень. Энергия электронов в атоме и энергетический уровень определяется главным квантовым числом n и принимает целочисленные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Чем больше значение n, тем больше энергия электрона в атоме. Максимальное число электронов, которое может находиться на том или ином энергетическом уровне, определяется по формуле:


N = 2n2

Где N – максимальное число электронов на уровне;

n – номер энергетического уровня.
Установлено, что на первой оболочке располагается не более двух электронов, на второй – не более восьми, на третьей – не более 18, на четвертой – не более 32. Заполнение более далеких оболочек мы рассматривать не будем. Известно, что на внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов, его называют завершенным. Электронные слои, не содержащие максимального числа электронов, называют незавершенными.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома равно номеру группы для химических элементов главных подгрупп.

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.

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 разных подуровней одного и того же уровня имеют разную форму электронного облака: сферическую (s), гантелеобразную (p) и более сложную конфигурацию (d) и (f). Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть s-орбиталью. Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру.

S – орбиталь

Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания, и, наконец, превращается в гантелеобразную p-орбиталь:

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x, y и z. Это легко объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от друга.


Три p – орбитали:



Итак, p-орбиталей может быть три. Энергия их, конечно, одинакова, а расположение в пространстве – разное.

Составить схему последовательного заполнения электронами энергетических уровней

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. Ученые условились обозначать каждую атомную орбиталь квантовой ячейкой – квадратиком на энергетической диаграмме:

На s-подуровне может находиться одна атомная орбиталь

а на p-подуровне их может быть уже три –



(в соответствии с тремя осями координат):

Орбиталей d– и f-подуровня в атоме может быть уже пять и семь соответственно:

Пример:
Ядро атома водорода имеет заряд +1, поэтому вокруг его ядра движется только один электрон на единственном энергетическом уровне. Запишем электронную конфигурацию атома водорода



Чтобы установить связь между строением атома химического элемента и его свойствами, рассмотрим еще несколько химических элементов.

Следующий за водородом элемент-гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2, поэтому атом гелия содержит два электрона на первом энергетическом уровне:

Так как на первом энергетическом уровне может находиться не более двух электронов, то он считается завершенным.

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. Электрон, находящийся на втором уровне слабее связан с ядром, чем два других.

Далее формирование электронных оболочек у элементов 2-го периода происходит следующим образом:



Для атома углерода уже можно предположить три возможных схемы заполнения электронных оболочек в соответствии с электронно-графическими формулами:



Анализ атомного спектра показывает, что правильна последняя схема. Пользуясь этим правилом, нетрудно составить схему электронного строения для атома азота:



Этой схеме соответствует формула 1s22s22p3. Затем начинается попарное размещение электронов на 2p-орбиталях. Электронные формулы остальных атомов второго периода:



У атома неона заканчивается заполнение второго энергетического уровня, и завершается построение второго периода системы элементов.

Найдите в периодической системе химический знак лития, от лития до неона Ne закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами второй слой. С ростом числа электронов на втором слое металлические свойства элементов постепенно ослабевают и сменяются неметаллическими.

Третий период, подобно второму, начинается с двух элементов (Na, Mg), у которых электроны размещаются на s-подуровне внешнего электронного слоя. Затем следуют шесть элементов (от Al до Ar), у которых происходит формирование p-подуровня внешнего электронного слоя. Структура внешнего электронного слоя соответствующих элементов второго и третьего периодов оказывается аналогичной. Иначе говоря, с увеличением заряда ядра электронная структура внешних слоев атомов периодически повторяется. Если элементы имеют одинаково устроенные внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов подобны. Скажем, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, то есть почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон – газы, которые имеют одноатомные молекулы.

Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу периодической системы.
Выводы
1. Свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра, периодически повторяются, так как периодически повторяется строение внешних энергетических уровней атомов элементов.
2. Плавное изменение свойств химических элементов в пределах одного периода можно объяснить постепенным увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.
3. Причина сходства свойств химических элементов, принадлежащих к одному семейству, заключается в одинаковом строении внешних энергетических уровней их атомов.
Пример решения задания
1. Напишите электронные формулы атомов.

2. Определите для каждого атома число протонов, электронов, нейтронов.

3. Определите число энергетических уровней у каждого атома.

4. Определите, в какой группе и подгруппе (главной – А или побочной - В) находится каждый атом.

5. К какому семейству элементов принадлежит каждый атом.

6. Определите число спаренных и неспаренных валентных электронов данных атомов в нормальном состоянии.

7. Определите число свободных и занятых атомных орбиталей на последнем уровне данных атомов в нормальном состоянии.
Решение.


Cs (цезий)

Fe (железо)

Te (теллур)

1. Электронные формулы



металл



металл



неметалл


2. Число протонов (р) = номеру порядковому

Число электронов в атоме ( = числу протонов

Число нейтронов (n) = атомная масса – число протонов



















3. Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором расположен атом







4. CsI группа Аподгр (главная подгр.)

FeVIII группа Bподгр (побочная подгр)

TeVI группа Аподгр (главная подгр)

5. Семейство S-элементов, т.к. последним заполняется S- подуровень (6s)

Семейство d-элементов, т.к. последним заполняется d-подуровень (3d)

Семейство p-элементов, т.к. последним заполняется p-подуровень (5p)

6. валентные :

1 не спаренный



4 не спаренных

4 спаренных


2 не спаренных

4 спаренных


7. последний уровень:

6-ой (имеет s,p,d,f-подуровни)





последний уровень:

4-ый (имеет s,p,d,f-подур.)





последний уровень:

5-ый (имеет s,p,d,f-подур.)








Задание для самостоятельного выполнения:
1. Напишите электронные формулы атомов: калия, молибдена, брома.

2. Определите для каждого атома число протонов, электронов, нейтронов.

3. Определите число энергетических уровней у каждого атома.

4. Определите, в какой группе и подгруппе (главной – А или побочной - В) находится каждый атом.

5. К какому семейству элементов принадлежит каждый атом.

6. Определите число спаренных и неспаренных валентных электронов данных атомов в нормальном состоянии.

7. Определите число свободных и занятых атомных орбиталей на последнем уровне данных атомов в нормальном состоянии.

ЛИТЕРАТУРА:




  1. Габриелян О.С. Химия. 10, 11 кл. – М., Дрофа. 2008.

  2. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия-8, 9. М.: Просвещение, 1990;

  3. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1988;

  4. Макареня А.А. Повторим химию. М.: Высшая школа, 1989;

  5. Романцева Л.М. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высшая школа, 1991.


Смотрите также:
«строение атома. Химическая связь»
52.05kb.
1 стр.
Урок физики в 8-м классе по теме Делимость электрического заряда. Строение атома Цели урока: показать, что электрический заряд можно делить на части; познакомить учащихся с электроном; познакомить учащихся с планетарной моделью атома по
35.38kb.
1 стр.
Строение атома
18.72kb.
1 стр.
Характеристика фосфора
132.91kb.
1 стр.
Строение атома
110.32kb.
1 стр.
Контрольная работа №3 по теме «Периодический закон и периодическая таблица химических элементов Д. И. Менделеева. Строение атома» I
20.35kb.
1 стр.
Строение атома
117.9kb.
1 стр.
Контрольная работа Студент заочного факультета 5-го курса, I группы, шифр-94111 Алтухов М. А
271.42kb.
1 стр.
1. 1 Квантово-механическая модель атома. Характеристики энергетического состояния электрона системой квантовых чисел. Основное и возбужденное состояние атома
898.66kb.
6 стр.
Строение атома в теории фотона двух состояний
47.79kb.
1 стр.
«Делимость электрического заряда. Строение атомов»
146.75kb.
1 стр.
«Фосфор химический элемент и простое вещество»
151.89kb.
1 стр.