Химический элемент

Слайд 1. Химический элемент. Строение атома и конфигурация

Слайд 2. Понятие химического элемента

Химический элемент — это совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. В отличие от простых веществ, элемент является абстрактным понятием, описывающим тип атома.

Ключевые характеристики:

1. Порядковый номер ($Z$).

2. Относительная атомная масса ($A_r$).

3. Наличие изотопов — атомов с одинаковым $Z$, но разным числом нейтронов ($N$).

Слайд 3. Состав атомного ядра

Ядро состоит из нуклонов: протонов и нейтронов.

Протоны ($p^{+}$): определяют химическую природу элемента.

Нейтроны ($n^0$): влияют на массу и стабильность ядра.

Массовое число: $A=Z+N$.

Электроны ($e^{-}$): образуют оболочку, их число равно числу протонов в нейтральном атоме.

Слайд 4. Элементы в земной коре (массовые %)

Распространенность элементов сильно различается. Кислород и кремний являются доминирующими, формируя основу большинства минералов и горных пород.

Слайд 5. Квантово-механическая модель атома

Слайд 6. Квантовые числа электрона

Состояние электрона описывается волновой функцией $\psi$. Четыре квантовых числа определяют его «адрес» в атоме:

1. Главное ($n$): определяет энергию и размер слоя ($n=1,2,\mathrm{3...}$).

2. Орбитальное ($l$): определяет форму орбитали ($s,p,d,f$).

3. Магнитное ($m_l$): определяет ориентацию в пространстве.

4. Спиновое ($m_s$): собственный момент импульса электрона ($\pm 1/2$).

Слайд 7. Типы атомных орбиталей

Сферическая форма. На каждом энергетическом уровне присутствует только одна такая орбиталь.

Форма объемной восьмерки (гантели). Появляется со второго уровня, всего три ориентации ($p_x,p_y,p_z$).

Сложная четырехлопастная форма. Появляется с третьего уровня, всего пять таких орбиталей.

Наиболее сложная пространственная конфигурация. Появляется с четвертого уровня, всего семь орбиталей.

Слайд 8. Принципы заполнения оболочек

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех 4 квантовых чисел.

Правило Хунда: в пределах подуровня электроны заполняют орбитали так, чтобы суммарный спин был максимальным.

Принцип минимума энергии: заполнение идет от $1s$ к более высоким уровням.

Правило Клечковского: энергия растет с увеличением суммы $(n+l)$.

Слайд 9. Визуализация электронных облаков

Слайд 10. Металлы и Неметаллы

Имеют 1–3 электрона на внешнем уровне. Характеризуются низким сродством к электрону, легко отдают их, проявляя восстановительные свойства.

Имеют 4–8 электронов на внешнем уровне (кроме H и He). Обладают высокой электроотрицательностью, склонны принимать электроны.

Слайд 11. Конфигурации малых периодов

Обратите внимание на инертные газы (He, Ne): их оболочки полностью завершены, что обуславливает их химическую пассивность.

Слайд 12. Первая энергия ионизации (кДж/моль)

Энергия ионизации закономерно растет в периоде слева направо и уменьшается в группах сверху вниз.

Слайд 13. История изучения атома

1897

1911

1913

1926

Дж. Томпсон открывает электрон и предлагает модель «пудинга».

Э. Резерфорд открывает ядро в ходе опытов по рассеянию альфа-частиц.

Н. Бор вводит понятие квантованных орбит электронов.

Э. Шредингер формулирует уравнение квантовой механики.

Слайд 14. Возбужденное состояние

Состояние с наименьшей энергией. Все электроны находятся на максимально близких к ядру орбиталях.

При поглощении кванта энергии электроны переходят на более высокие уровни (распаривание).

Углерод в основном состоянии: $2s^{2}2p^2$. В возбужденном: $2s^{1}2p^3$ (4 неспаренных электрона).

Слайд 15. Подведем итоги

Химический элемент определяется зарядом ядра, а не массой.

Строение электронной оболочки подчиняется квантовым законам и принципам (Паули, Хунда).

Порядок заполнения орбиталей определяет положение элемента в таблице Менделеева.

Валентные электроны определяют химические свойства и способность к образованию связей.

Периодичность свойств — прямое следствие периодического повторения электронных конфигураций.