Характеристики химического элемента

Понятие «химический элемент» в науку ввел Р. Бойль в 1661 году, а определение дал Д.Дальтон. В настоящее время химический элемент определяется как совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и строением электронной оболочки. С тех далеких пор ученые многое узнали о химическом элементе. В этой статье рассмотрим разные характеристики химического элемента.

Порядковый номер

Все элементы, а их сейчас известно всего 118, из них 89 встречаются в природе, а остальные получены искусственно, — располагаются в периодической таблице строго в том периоде, группе и подгруппе согласно строения своих атомов, то есть каждый химический элемент имеет свой конкретный «адрес», который обозначается порядковым номером. Порядковый номер элемента не просто цифра, а имеет конкретный физический смысл, а именно:

совпадает с зарядом (Z) ядра атомов химического элемента
совпадает с числом протонов (р+) в ядре атома
совпадает с общим числом электронов (е-) в нейтральном атоме

Приведем пример: элемент сера в периодической таблице стоит под номером 16. Следовательно: заряд ядра атомов серы равен Z(S) = 16; число протонов р+ = 16; число электронов е- =16.

Относительная атомная масса

Это отношение средней массы атома элемента к ¹/₁₂ массы атома изотопа углерода ¹²C

Относительные атомные массы элементов имеют дробные значения и в периодической системе Д.И.Менделеева указывается средняя атомная масса элемента по величине массовых чисел всех его атомов (изотопов), которые взяты в процентном соотношении их распространенности в природе. Для более удобного использования этой характеристики при решении задач, атомные массы округляют математическим способом до целых значений. Например, относительная атомная масса элемента кислорода равна Аr(О) = 15,9994, а округленное значение будет равно Ar(О) = 16. Относительная атомная масса — безразмерная величина.

Изотопный состав

Существуют химические элементы, имеющие одинаковый заряд ядер, но различающиеся массовыми числами, что обусловлено разным числом нейтронов в ядре. То есть массовое число определяет общее число протонов и нейтронов в ядре А = Z+N. В природе многие элементы имеют разновидности атомов с различными атомными массами (массовыми числами). Такие атомы называются изотопами. Дадим определение:

Разновидности атомов, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа, называются изотопами

Атомы различных изотопов одного и того же химического элемента, имея разный ядерный состав (число нейтронов), имеют вместе с тем одинаковое строение электронной оболочки, поэтому химические и физические свойства изотопов почти одинаковые.

Положение в периодической системе

Все элементы в периодической системе располагаются в порядке возрастания их атомных масс, хотя есть исключения, где этот порядок нарушается: Ar, К; Со,Ni; Те, I. Д.И.Менделеев сознательно нарушил свой принцип, который использовал при создании закона (системы) — «расположение элементов в порядке возрастания их атомных весов», поскольку в противном случае эти элементы не попадали в те группы элементов, с которыми они были сходных по свойствам. На момент создания периодического закона ученые еще почти ничего не знали об атомах. Позже, когда эти знания были открыты, всё объяснилось, и мы теперь знаем, что все свойства химических элементов зависят от строения их атомов.

Согласно строению своих атомов каждый химический элемент располагается в периодической системе в том периоде, группе и подгруппе где и должен, под конкретным номером.

Существует много вариантов периодической системы, но наиболее распространенным является вариант системы, представленный в виде таблицы прямоугольной формы, где по горизонтальной оси расположены периоды, а по вертикальной — группы. Период — это горизонтальный ряд элементов, в котором свойства изменяются от типичного металла до типичного неметалла (т.е.металлические ослабевают от начала периода к концу) и заканчиваются благородным газом. Всего периодов семь: три малых (1-3) и четыре больших (4-7).

Группа — вертикальная группировка элементов, в которой один под другим размещены сходные между собой элементы. Групп всего восемь. Каждая из них делится на главную, образованную элементами как малых, так и больших периодов и побочную. Побочные подгруппы составляют элементы только больших периодов, все они являются металлами и объединяются по сходным признакам. В периодах сверху вниз нарастают металлические свойства.

Строение атома

Понятие «атом» известно с античных времен, что означает в переводе с греческого «неделимый», но по мере развития науки и накопления знаний об атоме, первоначальное значение утратило свой смысл. Ученые установили, что атом это сложная система, состоящая из элементарных частиц.

Атом имеет сложное строение, которое было доказано в результате фундаментальных открытий многих физиков конца XIX и начала XX веков. Дж.Томсон, 1897 г. — изучение природы катодных лучей. А.Г.Столетов, 1889 г. — открытие явления фотоэффекта. А.Беккерель, М.Складовская-Кюри, 1896-1899 гг. — открытие радиоактивности химических элементов. Э.Резерфорд, 1889-1900 гг. — определение природы α-частиц. Д.Н.Чедвик, 1932 г. определил, что ранее открытые (1930 г) новые лучи, представляют собой поток электронейтральных частиц, названных нейтронами.

Как формировалась теория строения атома и его модель

Открыть

1904 г., Дж.Томсон — модель «Сливового пудинга». Суть которой состояла в том, что атом имеет сферическую форму в виде капли пудинга с положительным зарядом, а внутрь сферы вкраплены заряженные «сливины» — электроны. Модель не бала подтверждена экспериментально. 1911 г. Планетарная модель атома Э.Резерфорда. Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него электронов, подобно движению планет вокруг Солнца. В этой теории был недостаток: она не могла объяснить излучение и поглощение энергии атомом. 1913 г. Квантовые постулаты Н.Бора исправили этот недостаток. Первый постулат. Электрон вращается вокруг ядра по строго определенным замкнутым стационарным орбитам в соответствии с «разрешенными» значениями энергии Е1, Е2,…, Еn, при этом энергия не излучается и не поглощается. Второй постулат. Электрон переходит из одного «разрешенного» энергетического состояния в другое, что сопровождается излучением или поглощением кванта энергии. Бор внес квантовые представления в строение атома, но он использовал классические понятия механики применительно к электрону, рассматривая его как частицу. 1932 г. На основании тщательного изучения ядерных реакций физики Д.Д.Ивановский и Е.Н.Гапон и одновременно В.Гейзенберг предложили протонно-нейтронную теорию строения атомного ядра, согласно которой атомные ядра состоят из протонов и нейтронов. Оба вида частиц, объединяемых под общим названием нуклоны, обладают почти одинаковой массой, равной 1. Так как масса электронов в атоме очень мала, то по разности между атомной массой и массой протонов определяют число нейтронов

Атомное ядро[/su_spoiler]

Состояние электрона в атоме

По современному определению: атом — электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра, образованного протонами и нейтронами, и электронов. Все частицы внутри атома называются элементарными. Ученые установили свойства элементарных частиц, которые подчиняются законам квантовой механики. Квантовая механика характеризует частицы микромира как объекты с двойственной природой — корпускулярно-волновым дуализмом: они являются одновременно и частицами, и волнами.

В химических реакциях ядро атома не принимает участия, а вот электроны — это те элементарные частицы атома, которые и определяют наиболее характерные химические свойства атомов и молекул. Рассмотрим состояние электронов в атоме, которое описывается четырьмя квантовыми числами.

Квантовые числа

Главное квантовое число n

В атоме электроны располагаются вокруг ядра, образуя электронную оболочку, которую принято делить на энергетические уровни (электронные слои). Максимальное количество таких уровней в атоме может быть семь, по числу периодов в периодической системе Д.И.Менделеева. Такое деление связано с тем, что электроны различаются по своей энергии, и близкие по энергии располагаются (осуществляют движение) в пределах одного энергетического уровня.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле N=2n², где N — максимальное число электронов; n — номер энергетического уровня или главное квантовое число. Например, на втором энергетическом уровне максимальное число электронов ( е^—) равно: N = 2·2² = 8. Главное квантовое число принимает значения от 1 до +∞; оно характеризует энергию орбитали. Все орбитали с одинаковыми значениями n и разными другими квантовыми числами имеют одинаковую энергию.

Совокупность электронных орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа n, называют энергетическим (электронным) уровнем

Наименьшей энергией обладают электроны первых энергетических уровней (n=1, 2), они находятся ближе к ядру и сильнее к нему притягиваются. С ростом главного квантового числа n увеличивается энергия электронов, а значит, уменьшается прочность связи с ядром.

Орбитальное квантовое число l

Принимает значения от 0 до (n-1); оно определяет форму электронной орбитали. При n=1 орбитальное число равно l = 0; при n=2 ⇒ l =0, 1; при n=3 ⇒ l = 0, 1, 2; при n=4 ⇒ l = 0, 1, 2, 3 и т.д. Численные значения l обозначают латинскими буквами:

Исходя из этого, для первого энергетического уровня (ЭУ) (n=1; l=0) возможна только одна форма орбитали, ее обозначают s-орбиталь; для второго ЭУ (n=2; l=0, 1) — две формы: s- и p-орбитали; для третьего ЭУ (n=3; l= 0, 1, 2) — три орбитали: s- , p- , и d-орбитали; для четвертого ЭУ (n=4; l= 0, 1, 2, 3) — четыре орбитали: s- , p- , d- , f-орбитали и т.д.

Для обозначения состояния электрона принята следующая запись: цифрой указывается главное квантовое число, а латинской буквой орбитальное, например: 2s означает то, что электрон находится на втором энергетическом уровне (n=2), а его электронная орбиталь (l=0) имеет форму шара.

Начиная со второго энергетического уровня (n=2), каждый из уровней подразделяется на подуровни, немного отличаясь друг от друга энергией связи с ядром. Так на 1 энергетическом уровне только один подуровень — s, на втором — два: s и p; на третьем — три: s, p, d; на четвертом — четыре; s, p, d, f -подуровни.

Магнитное квантовое число m_l

Принимает значения от — l до + l. Оно характеризует положение в пространстве орбиталей с заданным значением орбитального квантового числа l . При l=0 ⇒ m_l =0, т.е. имеет одно значение, поэтому s-орбиталь на каждом энергетическом уровне только одна (1 квантовая ячейка). При l = 1, m_l = -1, 0, 1 . Это означает, что на каждом энергетическом уровне, начиная со второго — три p — орбитали(3 квантовые ячейки). При l = 2, m_l = -2, 1, 0, 1, 2 , т.е. на каждом энергетическом уровне, начиная с третьего, пять d-орбиталей (5 квантовых ячеек). При l = 3, m_l имеет семь значений: -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 (7 квантовых ячеек), начиная с четвертого уровня далее на каждом последующем будет семь орбиталей.

Спиновое квантовое число m_s

Спиновое число принимает два значения: + 1/2 и -1/2. Оно характеризует спин электрона — эффект, вызванный внутренним движением(вращением) электрона вокруг собственной оси. Это вращение может происходить в двух противоположных направлениях: по часовой стрелке и против часовой стрелки.

Состояние электрона в атоме полностью определяется четырьмя квантовыми числами

Строение электронной оболочки

Совокупность всех электронов атома называют электронной оболочкой атома. Электроны, занимающие близкие по энергии орбитали (имеющие одинаковое значение квантового числа n), образуют энергетические уровни, которые построены из подуровней, объединяющие электроны с одинаковым значением квантового числа l. В свою очередь подуровни построены из орбиталей. Число орбиталей для данного энергетического уровня равно n². Распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям подчиняется определенным принципам и правилам.

Принцип Паули:в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел

Принцип Паули нужно понимать так: конкретные значения четырех квантовых чисел могут описывать только состояние одного электрона; для любого другого электрона хотя бы одно из этих чисел будет иметь другое значение. Получается, что на данной орбитали, которая характеризуется квантовыми числами n, m_l и m_{s ,}может находиться только два электрона с разными спиновыми квантовыми числами m_s= +1/2 и m_s = -1/2. Значит на s -подуровне(1 орбиталь) может находиться только 2 электрона, на p-подуровне (3 орбитали) — 6 электронов, на d-подуровне (5 орбиталей) — 10 электронов, на f -подуровне(7 орбиталей) — 14 электронов. Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле: 2n².

Принцип минимума энергии, правило Клечковского. Заполнение электронами уровней, подуровней и орбиталей происходит в соответствии с принципом минимума энергии. Энергетические уровни, подуровни и орбитали заполняются электронами в порядке возрастания их энергии

Электронный уровень с бОльшим числом n имеет бОльшую энергию. Энергия одного электронного уровня возрастает с увеличением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l). Если несколько подуровней характеризуются одинаковой суммой (n+l) , то подуровень, для которого значение главного квантового числа n меньше, имеет меньшую энергию.

Если провести расчеты суммы (n+l) для всех подуровней, получится ряд, согласно которому происходит заполнение электронами — ряд Клечковского.

Заполнение электронами орбиталей данного уровня происходит согласно правилу Хунда.

Правило Хунда: суммарное спиновое квантовое число электронов данного подуровня должно быть максимальным

Таким образом, структура электронной оболочки атома определяется числом электронов и их распределением по различным энергетическим уровням согласно суммарной энергии каждого электрона. Это важно для определения химических свойств элементов, так как именно распределение электронов определяет их способность образовывать химические связи.