1. Строение атома и
периодическая система
Лекция №6
к.х.н.
Авдонина
Людмила Михайловна
Кафедра общей и неорганической
химии

2. ИСТОРИЯ ИЗУЧЕНИЯ СТРОЕНИЯ АТОМА
ШРЕДИНГЕР (1926) – волновое
уравнение
ФАРАДЕЙ (30-е годы XIX в) –
существование единичных зарядов
БЕККЕРЕЛЬ (1896) – радиоактивность
П.КЮРИ и М.СКЛОДОВСКАЯ (1898)
– открытие Ra, Po
РЕЗЕРФОРД (1909-1911) – планетарная
модель строения атома
БОР (1913) – квантовая теория
атома;
ДЕ БРОЙЛЬ (1924)– волновая природа
электрона
ГЕЙЗЕНБЕРГ (1927) – принцип
неопределенности

3. е
Открытие элементарных частиц
р
n
Дж.Дж.Томсон
1897
Р.Милликен
1913
открыл электрон при
исследовании катодных лучей
точно измерил заряд
электрона
Э. Резерфорд
1919
выделил протон в
эксперименте с
бомбардировкой α-
частицами ядра азота
Д. Чедвиг
1932
открыл нейтрон в
эксперименте с
бомбардировкой бериллия α-
частицами

4. 01,00869501,675·10-27
Нейтрон,
n
+11,007277+1,602·10-191,673·10-27
Протон,
р
-10,000549-1,602·10-199,109·10-31
Электрон,
ē
Заряд,
а.е.з.
. Масса,
А.Е.М
Заряд,
Кл
Масса,
кг
Система атомных
единиц
СИ
Частица
Элементарные
частицы

5. Развитие теории строения атома
Атом - мельчайшая частица элемента
Электрон ( е ) - элементарная частица, обладающая
наименьшим существующим в природе отрицательным
электрическим зарядом, равным -1,602  10-19 Кл.
Масса электрона - 9,1  10-28 г, что почти в 2000 раз
меньше массы атома водорода (или протона)
Масса протона - 1,67 · 10-24 г
Диаметр атома - 10-8 см
Диаметр ядра атома - 10-13 - 10-12 см

6. Планетарная модель атома
Резерфорда (1911)
Эрнест
Резерфорд Атом: ядро + электроны

7. Планетарная модель атома
Число протонов = число электронов =
Z (порядковый номер элемента )
Ar = Z + N
Ядро атома: протоны + нейтроны
(нуклоны)
Число нуклонов – Ar ( массовое число)
Число нейтронов - N
Li7
3 Z = 3
N = 7 - 3 = 4
Аr = 7
ПРИМЕР.

8. НУКЛИДЫ – различные виды атомов
Ar , Z , N
ИЗОТОПЫ – нуклиды с одинаковым значением Z ,
но разными Ar (N)
ПРИМЕР.35
17Cl и 37
17Cl изотопы хлора
ИЗОБАРЫ – нуклиды с одинаковым Ar ,
но разными Z(N)
ПРИМЕР. 40
19K и 40
20 Ca изобары

10. Модель атома Бора (1913)
1. Электроны в атоме вращаются не по
произвольным, а по строго определенным
круговым орбитам. Эти орбиты получили
название стационарных.
2. При движении по стационарным орбитам
электрон не поглощает и не излучает энергии.
3. Энергия излучается или поглощается только при
переходе электрона с одной орбиты на другую
определенными порциями – квантами.
Нильс Бор

11. Е = Е2 – Е1 = h
Е1
Е2
е  - частота излучения
h = 6,62·10-34 Дж·с
постоянная Планка
Н.Бор рассчитал частоты спектра
для атома водорода и они совпали
с экспериментом !

13. Эмиссионные спектры атомов

14. Три принципа квантовой механики
1. Дискретность или квантование
энергии
2. Корпускулярно-волновой дуализм
3. Вероятностный характер законов
микромира

15. ДВОЙСТВЕННОСТЬ ПРИРОДЫ
ЭЛЕКТРОМАГНИТНОГО ИЗЛУЧЕНИЯ
1. Эл-маг. излучение - ВОЛНА
λ - длина волны;


с

ν - частота колебаний,с -1
с =300 000 км/с – скорость света
Е = hν - уравнение Планка
2.Эл-маг. излучение – ПОТОК МИКРОЧАСТИЦ
(фотонов)
Е = mc2 – уравнение Эйнштейна mc
h


16. Луи де Бройль
Луи де Бройль (1924):
Все частицы микромира обладают
двойственной корпускулярно-волновой
природой.


m
h
 - уравнение де Бройля
m – масса частицы
υ - скорость частицы
rат.ядра~ 10-13 см
λē ~ 10-7 см
m = 1 г
υ = 1000 м/с
Для электрона:
λ ~ 7·10-12 пм
Для частицы:
(измерить
невозможно)

17. Корпускулярно-волновая природа
электрона
Корпускулярные свойства Волновые свойства
• имеет массу,
импульс и т.п.
• интерференция
• дифракция
• λē ~ 10-7 см
• Движение электрона массой m и
скоростью v есть волновой процесс.

18. Двойственная природа материальных частиц
(корпускулярно-волновой дуализм)
с = λν λ ∼ 400 ─ 800 нм
Отражение, преломление, интерференция,
дифракция
ⅢⅢ Дифракционная решѐтка
 ∼ λ
〰〰〰↣

19. Вернер
Гейзенберг
Принцип неопределенности
Гейзенберга (1927)
2
h
xp 
Учитывает двойственную природу
электрона.
∆p – неопределѐнность импульса
∆x – неопределѐнность координаты

20. Следствия, вытекающие из
принципа неопределѐнности :
1). Движение электрона в атоме – движение
без траектории.
Понятие траектории заменяет
волновая функция Ψ = Ψ(х,у,z) (“пси” -
функция).
2). Электрон в атоме не может упасть на
ядро.

21. Волновое уравнение Шрёдингера
• Е и Еп – полная и потенциальная
энергия ē
• me – масса электрона
• 2 – оператор Лапласа
• y – волновая функция
Точное решение уравнения Шредингера
существует только для атомов H, He+, Li2+
0)ЕE(
h
m8
п2
e
2
2
 y

y
Эрвин Шрѐдингер

22. y1 y2 y3 y4 … – волновые функции
Е1 Е2 Е3 Е4 … – дискретные значения энергии
Атомная орбиталь – это область
пространства вокруг ядра, которая
описывается волновой функцией y
Вероятность пребывания электрона в этой
области более 90%
АО не имеет четких границ из-за волновой
природы электрона
Атомная орбиталь (АО)

23. Атомная орбиталь (АО)
– это способ движения электрона в атоме,
которому отвечает определенная энергия,
а также форма
и размер электронного облака
АО можно описать
с помощью трех квантовых чисел:
n, l, ml

24. Квантовые числа

25. Характеризует энергию и размеры АО
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 … 
K L M N O P Q
всего значений 
2n2 2 8 18 32 50 72 98
Для невозбужденных атомов n = 1, 2 ... 7
совпадает с номером периода
n – главное квантовое число

26. (азимутальное, побочное)
Характеризует форму орбитали и
энергию подуровня
Для каждого n:
l = 0 1 2 3 4 … (n – 1)
всего значений n
s p d f g
Число подуровней равно
номеру энергетического уровня n
l – орбитальное квантовое число

27. n l
Волновая
функция
Обозначение
орбитали
1 0(s) Ψ1s 1s
2 0(s), 1(p) Ψ2s, Ψ2p 2s, 2p
3 0(s), 1(p), 2(d) Ψ3s , Ψ3p , Ψ3d 3s, 3p, 3d
Классификация атомных орбиталей

28. Характеризует ориентацию орбитали
в пространстве
Для каждого l:
ml = –l … 0 …+l всего значений 2l+1
ml – магнитное квантовое число
l ml Число орбиталей
0(s) 0 1
1(p) -1, 0, +1 3
2(d) -2, -1, 0, +1, +2 5
3(f) -3, -2, -1, 0, +1,+2, +3 7

29. Характеризует квантовые свойства
электрона
Спин – это собственный момент импульса
электрона, не связанный с его движением
в пространстве. Спин равен ½.
Спиновое квантовое число (проекция спина
на ось z) может иметь 2 значения:
s = –½ s = +½
s – спиновое квантовое число

30. 1s 2s
ns – AO
l = 0
m = 0

31. np – AO
n ≥2
l = 1
m –1 0 1

32. n ≥ 3
l = 2
m –2 –1 0 1 2
nd – AO

33. n ≥ 4
l = 3
m –3 –2 –1 0 1 2 3
nf – AO

34. Принципы построения
электронных оболочек
многоэлектронных атомов

35. Порядок заполнения электронами одной АО
В атоме не может быть двух
электронов, имеющих одинаковый
набор всех четырех квантовых чисел
АО
s
1. Принцип Паули
2
1

2
1


36. Порядок заполнения электронами орбиталей
одного подуровня
Электроны заполняют орбитали
одного подуровня так, чтобы их
суммарный спин был максимален
соответствует
правилу Хунда
2. Правило Хунда
2
1
2
1
2
3

37. Порядок заполнения электронами подуровней
В атоме каждый электрон располагается
так, чтобы его энергия была минимальна
Энергия электрона зависит от n и l
Правило Клечковского:
Сначала электроны заполняют подуровни, где
n + l минимальна, а затем, где n – минимально
4s < 3d < 4p
3. Принцип минимальной энергии
3d 4s 4p
n 3 4 4
l 2 0 1
n + l 5 4 5
Пример

38. 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s →
→ 3d → 4p → 5s → 4d → 5p →
→ 6s → (5d1) → 4f → 5d → 6p →
→ 7s → (6d1-2) → 5f → 6d → 7p
Последовательность заполнения
энергетических уровней и подуровней

39. Е
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
6s
5p
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s →
→ 3d → 4p → 5s → 4d → 5p →
→ 6s →(5d1) → 4f → 5d → 6p →
→ 7s → (6d1-2) → 5f → 6d → 7p
Энергетическая диаграмма
многоэлектронного атома

40. Определить, какие электроны
характеризуются следующими значениями
квантовых чисел:
Примеры
1. n = 3
l = 1
m = -1,0,1
s = ½
3p
m -1 0 1
2. n = 2
l = 0
m = 0
s = ±½
2s
m 0
3. n = 4
l = 2
m = -2,-1,0
s = ½
4d
m -2 -1 0
3p3 2s2 4d3

41. 1. Электроны образуют квантовые слои
(энергетические уровни) K, L, M, N …,
объединяющие электроны с близкой энергией
2. Квантовые слои состоят из подслоев
(подуровней) объединяющих электроны
одинаковой формы (s, p, d …)
3. Подслои состоят из орбиталей одинаковой
формы, но разной ориентации в пространстве
4. На каждой орбитали может быть два
электрона с разными спиновыми числами
Принципы формирования
электронной оболочки атома

42. Электроны
Атомные орбитали
Подуровни
Квантовые слои
Электронная оболочка атома

43. Последовательность заполнения
подуровней
1s < 2s <2p< 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d <
< 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p < 7s ≈ 6d ≈ 5f < 7p

44. Электронные формулы
элементов и периодическая
система Д.И.Менделеева

45. 1 период – 2 элемента
n = 1
Малые периоды (1, 2, 3)
1Н 1s1
2He 1s2

46. 2 период – 8 элементов
n = 2
3Li 1s2 2s1
4Be 1s22s2
5B 1s22s22p1
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
2s
2p

47. 2 период – 8 элементов
n = 2
6C 1s2 2s22p2
6C*
7N 1s22s22p1
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
2s
2p
Атом С может
образовать
4 ковалентные
связи

48. Пример
Почему азот не образует 5 ковалентных
связей , а фосфор образует?
N NCl5
P PCl5
2p
3p
3d
3s
2s

49. 8O 1s2 2s22p4
9F 1s22s22p5
10Ne 1s22s22p6 =[Ne]
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
2s
2p
ns2np6 – очень
устойчивое состояние
обеспечивает атому
химическую инертность

50. Остался
незавершенным 3d
–подуровень
= [Ar]
3 период – 8 элементов
n = 3
11Na 1s22s22p63s1
12Mg 1s22s22p63s2
13Al 1s22s22p63s23p1
……
18Ar 1s22s22p63s23p6

51. 19K [Ar]4s1
20Ca [Ar]3s2
21Sc [Ar]3d14s2
22Ti [Ar]3d24s2
23V [Ar]3d34s2
24Cr [Ar]3d54s1
Большие периоды (4, 5, 6, 7)
4 период – 18 элементов
n = 4
K: 1s22s22p63s23p64s1
[Ar ]
3d 4s

52. Подуровень сообщает атому дополнительную
устойчивость, если он:
a) пуст
b) заполнен наполовину
c) заполнен полностью
d – подуровень: d0, d5, d10
(n-1)d4ns2
(n-1)d9ns2
(n-1)d5ns1
Cr, Mo
(n-1)d10ns1
Cu, Ag, Au
проскок
электрона

53. Остались
вакантными
подуровни
4d-, 4f -
= [Kr]
4 период
25Mn [Ar] 3d54s2
26Fe [Ar] 3d64s2
27Co [Ar]3d74s2
28Ni [Ar]3d84s2
29Cu [Ar]3d104s1
30Zn [Ar]3d104s2
31Ga [Ar]3d104s24p1
…
36Kr [Ar]3d104s24p6
проскок ē

54. 37Rb [Kr]5s1
38Sr [Kr]5s2
39Y [Kr]4d15s2
41Nb [Kr]4d45s1
42Mo [Kr]4d55s1
…
46Pd [Kr]4d105s0
47Ag [Kr]4d105s1
48Cd [Kr]4d105s2
49In…54Xe [Kr]4d105s25p1-6
проскок электрона
проскок электрона
находится не в «том» периоде
проскок электрона
заполняется 5p -подуровень
5 период – 18 элементов
n = 5

55. исключение (нет проскока ē)
заполняется
6p –подуровень
6 период – 32 элементов
n = 6
55Cs [Xe]6s1
56Ba [Xe]6s2
57La [Xe]5d16s2
58Ce [Xe]4f15d16s2 … 71Lu [Xe]4f144d16s2
72Hf [Xe]4f144d26s2
…
74W [Xe]4f145d46s2
…
80Hg [Xe]4f145d106s2
81Tl…86Rn [Xe]4f145d106s26p1-6
Лантаноиды
заполняется
4f –подуровень

56. заполнение 6d –подуровня
7 период
n = 7
87Fr [Rn]7s1
88Sr [Rn]7s2
89Y [Rn]6d17s2
90Th … … … … … … … … … 103Lr
104Rf … … 110Ds 111Rg 112Cn
Актиноиды
заполняется
5f –подуровень

57. Структура периодической
таблицы

58. Свойства простых веществ,
а также их соединений
находятся в периодической
зависимости от зарядов их ядер
Периодический закон
Д.И. Менделеева (1869)

59. Д.И. Менделеев

60. Периодическая система

61. • Период – горизонтальная последовательность
элементов, которая начинается щелочным
металлом и заканчивается благородным
газом
▫ n – № периода
▫ число периодов: 7
• Группа – вертикальная совокупность
элементов, имеющих сходную электронную
конфигурацию.
▫ число групп: 8
▫ главная подгруппа (А)
▫ побочная подгруппа (В)
Элемент (период, группа)

62. Элемент (период, группа)
п е р и о д
A – главная B – побочная
г
р
у
п
п
а

63. Семейства элементов

64. s- элементы
Последним заполняется s – подуровень
На внешнем
электронном уровне
1 или 2 s – электрона
с предшествующей
конфигурацией
благородного газа
IA и IIA подгруппы:
щелочные и щелочно-земельные металлы

65. р - элементы
Последним заполняется р - подуровень
На внешнем
электронном уровне
2 s-электрона
и от 1 до 6 р-
электронов
IIIA – VIIIA подгруппы:
все неметаллы (O, Si, Hal),
некоторые металлы (Sn, Al)
и благородные газы (Kr, Ar, Ne и др.)

66. d- элементы
Последним заполняется предвнешний d - подуровень
На предвнешнем
электронном уровне
от 1 до 10 d – электронов,
на внешнем
электронном уровне
2 (реже 1) s - электрона
IB – VIIIB подгруппы
Металлы: Fe, Cu, Pt, …

67. f - элементы
Последним заполняется f – подуровень третьего
снаружи электронного уровня.
На глубинном подуровне
от 1 до 14 f – электронов,
на внешнем электронном
уровне – 2 s –электрона.
Всего 28 элементов:
14 - лантаноиды и
14 - актиноиды

68. Главная (А)
Включает s- и
p- элементы
Включает d- и
f- элементы
№ группы
определяется
суммой внешних
s- и p- электронов
35Br[Ar]3d104s24p5
VIIA
№ группы определяется
суммой внешних s- и
предвнешних d- электронов
Побочная (В)
если ∑(ns-ē+(n-1)d-ē) = 8, 9, 10 VIIIB
Исключения:
если ∑(ns-ē+(n-1)d-ē) = 11, 12  IB, IIB
21Sc[Ar]3d14s2
29Cu[Ar]3d104s1- IIIB - IB
Подгруппы

69. Периодичность в изменении
важнейших атомных
характеристик элементов

70. 1. Атомный радиус (r)
2. Энергия ионизации (ЭИ)
3. Сродство к электрону (СЭ)
4. Электроотрицательность (ЭО)
Основные атомные характеристики

71. II период: rLi = 0,155 нм … rNe = 0,051 нм
VА подгруппа: rN = 0,075 нм
…
rBi = 0,182 нм
1. Атомный радиус (r)
2r
r
период
группа
1нм = 10-9м
о
1А = 10-10м

72. Аналогичная зависимость – для радиусов ионов
rKt < rат
rK = 0,236 нм
rK
+ = 0,133 нм
rAn > rат
rCl = 0,099 нм
rCl
– = 0,181 нм
rиона
период
группа

73. Li – ē → Li+ 1 эВ = 1,6 · 10-19 Дж
1 эВ/атом ~ 96,5 кДж/моль
ЭИ1 < ЭИ2 < ЭИ3 < …
Be3+ – получить невозможно
2. Энергия ионизации (ЭИ)
4Be 1s22s2 i = 1 i = 2 i = 3
ЭИi , эВ 9 18 150

74. ЭИ

75. СЭ
3. Сродство к электрону (СЭ)
F + ē → F¯, СЭ = + 3,5 эВ
• СЭmax – у атомов галогенов
• СЭметаллов близко к 0 или отрицательно
• СЭ известно не для всех элементов

76. 4. Электроотрицательность
неметаллы Se и Te металлы Li и Cs
• ЭОSe = 2,4
• ЭОТе = 2,1
• ЭОLi = 1,0
• ЭОCs = 0,8
• ЭО – величина безразмерная
• ЭО < 2 – металлы
• ЭО > 2 - неметаллы
– более
активный
– более
активный

77. ЭО = 1/2 (ЭИ + СЭ)
Шкала Малликена
ЭО
Li F
1,0 4,1
Cs
0,8

78. Изменение электроотрицательности
• Увеличение ЭО усиливает неметаллические свойства
• Уменьшение ЭО усиливает металлические свойства

79. H
2,1
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
K
0,8
Ca
1,0
Sc 1,3
Ti 1,5
V 1,6
Cr 1,6
Mn 1,5
Fe 1,8
Co 1,9
Ni 1,9
Cu 1,9
Zn 1,6
Ga
1,6
Ge
1,8
As
2,0
Se
2,4
Br
2,8
Rb
0,8
Sr
1,0
Y 1,2
Zr 1,4
Nb 1,6
Mo 1,8
Tc 1,9
Ru 2,2
Rn 2,2
Pd 2,2
Ag 1,9
Cd 1,7
In
1,7
Sn
1,8
Sb
1,9
Te
2,1
I
2,5
Cs
0,7
Ba
0,9
La 1,0
Hf 1,3
Ta 1,5
W 1,7
Re 1,9
Os 2,2
Ir 2,2
Pt 2,2
Au 2,4
Hg 1,9
Tl
1,8
Pb
1,9
Bi
1,9
Po
2,0
At
2,2
Электроотрицательность по Полингу

80. Классификация простых веществ
RaFr
RnAtPoBiPbTlBaCs
XeITeSbSnInSrRb
KrBrSeAsGeGaCaK
ArClSPSiAlMgNa
NeFONCBBeLi
d– и f–
металлы
H
s– металлы р– металлы
Неметаллы
Металлы
Неметаллы
He

81. 1. Rb2O и Br2O
ЭОRb = 0,9
ЭОBr = 2,7
RbOH и BrOH
HBrO
3. N2O5
ЭОN= 3,1
As2O5
ЭОAs= 2,1
ЭО и кислотно-основные свойства
оксидов и гидроксидов
2. BeO ЭОBe = 1,5
MgO ЭОMg = 1,2
СаО ЭОСа = 1,0
Be(OH)2 амфот.
Mg(OH)2 осн., сл.
Са(ОН)2 осн., сильн.
HNO3
сильн.
H3AsO4
слаб.
Кислотные
свойства
Основные
свойства

82. ЭО
слаб. сред. сильн.
Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
основные амфот. кислотные
кислотные свойства
основные свойства
III период

83. Оксиды и гидроксиды
Кислотные
свойства
Основные
свойства
период
группа
период
группа

84. Высшая степень окисления (СО)
• Высшая СО = № группы
• Низшая СО = (№ группы – 8)
• В периоде высшая СО растет
A подгруппы B
Становятся
более
устойчивыми
низкие СО
Становятся
более
устойчивыми
высокие СО

85. Исключения
• F (VIIA гр.) не проявляет СО = +VII
• Fe, Co, Ni (VIIIB гр.) не проявляют
СО = +VIII
• Au (IB гр.) чаще всего проявляет
СО = +III
• Сu (IB гр.) чаще всего проявляет
СО = +II

86. Вопросы?