Урок 30. От электронной структуры атома к прогнозированию свойств веществ
Предмет: Естествознание, 10 класс

Конспект урока

Естествознание, 10 класс

Урок 30. От электронной структуры атома к прогнозированию свойств веществ

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме:

Как отличаются классическая атомно-молекулярная теория от атомной теории Дальтона.
Каково электронное строение атома и принципы заполнения электронной оболочки
Как утверждение атомно-молекулярной теории повлияло на понимание свойств веществ.

Глоссарий по теме:

Главное квантовое число (n) – характеризует общий запас энергии электрона, размер его электронного облака и нахождение электрона на определенном энергетическом уровне.

Побочное квантовое число (l) – уточняет запас энергии электрона, что ведет к делению энергетического уровня на подуровни, а также определяет форму электронного облака.

Магнитное квантовое число (ml) – определяет положение электронного облака в пространстве.

Спиновое квантовое число (ms) – определяет спин электрона, то есть направление его движения вокруг своей оси.

Атомная орбиталь – это состояние электрона в атоме, характеризующееся определенным набором значений главного, побочного и магнитного квантовых чисел (то есть определенным размером, формой и пространственным расположением электронного облака).

Принцип наименьшей энергии: в первую очередь электрон поступает на атомную орбиталь с наименьшей энергией.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел (см. спиновое квантовое число).

Правило Хунда: при наличии на подуровне нескольких атомных орбиталей электроны сначала располагаются по одному на каждой из свободных орбиталей. После заполнения одним электроном всех орбиталей подуровня они пополняются электронами с противоположными спинами.

Нанотехнология — область прикладной науки и техники, имеющая дело с объектами размером менее 100 нанометров (1 нанометр равен 10-9 метра).

Обязательная литература:

1. Книга для чтения по неорганической химии: Книга для учащихся: В 2-х частях. / Сост. В. А. Крицман. – 3-е изд., перераб. Ч. I. М.: Просвещение, 1993. С. 55 – 68.

2. Энциклопедический словарь юного химика / Сост. В. А. Крицман,

В. В. Станцо. – 2-е изд., испр. М.: Педагогика, 1990. С. 32 – 36. (1-е изд. – 1982).

Дополнительная литература:

3. Становление химии как науки (Всеобщая история химии). / Под ред.

Ю. И. Соловьева. М.: Наука, 1983. С. 298 – 309.

4. «Нанотехнологии. Азбука для всех». Сборник статей под редакцией Ю. Третьякова, М., Физматлит, 2007.

5. Андриевский Р.А., Рагуля А.В. «Наноструктурные материалы», М., Академия, 2005.

Теоретический материал для самостоятельного изучения

Идея структурной организации вещества волновала умы мыслителей и ученых с древних времен.

Разгадав структуру или строение вещества, найдя зависимость между строением и свойствами, можно прогнозировать и создавать вещества с заданными свойствами. Как же это осуществляется?

Родоначальником классического атомно-молекулярного учения является великий русский ученый М.В.Ломоносов. Сущность этого учения изучалась Вами на уроках физики и химии основной школы. Спустя 67 лет после Ломоносова атомистическое учение в химии применил английский ученый Джон Дальтон. Его учение в своей основе похоже на учение Ломоносова. Однако Дальтон отрицает существование молекул у простых веществ, что по сравнению с учением Ломоносова является шагом назад. По Дальтону, простые вещества состоят только из атомов, и лишь сложные вещества — из "сложных атомов" (в современном понимании — молекул). Окончательное утверждение атомно-молекулярного учения в химии произошло лишь в середине XIX в. На международном съезде химиков г. Карлсруэ в 1860 г. были приняты основные положения, определения понятий молекулы и атома.

Еще долгие годы атом считали непросто наименьшей, а элементарной, то есть более неделимой частицей вещества. Последующие открытия XX века показали неправомерность этих представлений и привели к созданию современной орбитальной или квантово-механической теории строения атома.

С точки зрения современных представлений для понимания зависимости (взаимосвязи) между строением атома и свойствами химического элемента надо знать структуру электронной оболочки атома. При ее рассмотрении важную роль играет представление о двойственной природе электрона: он одновременно обладает свойствами частицы (масса, заряд) и волны (длина, амплитуда, частота).

Двойственная природа электрона позволяет характеризовать его как электронное облако, не имеющее четких границ. Это значит, что нахождение электрона в околоядерном пространстве неодинаково: в нем есть области наиболее и наименее вероятного нахождения электрона. Область, где возможность обнаружить электрон особенно велика, обозначают термином атомная орбиталь.

Для описания внутренней структуры электронной оболочки атома применяют основные характеристики орбитали – квантовые числа. Рассмотрите определения и данные в таблице:

Главное квантовое число (n) – характеризует общий запас энергии электрона, размер его электронного облака и нахождение электрона на определенном энергетическом уровне. Значение главного квантового числа определяется номером периода. Чем дальше от ядра формируется энергетический уровень, тем больше запас энергии электрона и размер его электронного облака.

Побочное квантовое число (l) – определяет форму электронного облака, а также конкретизирует запас энергии электрона, что ведет к делению энергетического уровня на подуровни.

В пределах одного энергетического уровня электроны могут незначительно различаться запасом своей энергии. Поэтому, энергетические уровни (кроме первого) расщепляются на подуровни. В атомах известных элементов реализованы четыре вида подуровней: s-, p-, d- и f-подуровни, на которых соответственно располагаются s-, p-, d- и f-электроны.

Магнитное квантовое число (ml) – определяет положение электронного облака в пространстве.

Число таких положений (значений ml) равно количеству атомных орбиталей на подуровне. Поэтому, на s-подуровне всегда располагается одна атомная орбиталь, на p-подуровне – три, на d-подуровне – пять и на f-подуровне – семь.

Итак, каждая атомная орбиталь определяется тремя квантовыми числами – главным, побочным и магнитным. Дадим определение.

Атомная орбиталь – это состояние электрона в атоме, которое характеризуется определенным набором значений главного, побочного и магнитного квантовых чисел (то есть определенным размером, формой и пространственным расположением электронного облака).

На одной атомной орбитале может находиться не более двух электронов. Возможность такого расположения зависит от еще одного квантового числа.

Спиновое квантовое число (ms) – определяет спин электрона, то есть направление его движения вокруг своей оси.

Спин – важное свойство электрона. Оно служит его собственной, индивидуальной характеристикой в атоме. Это значит, что у двух электронов могут совпадать значения главного, побочного и магнитного квантовых чисел. Но при этом они будут различаться значением спинового числа. Такие электроны, располагаясь на одной атомной орбитале, будут обладать антипараллельными спинами (вращаться в разные стороны вокруг своей оси).

Общее представление об устройстве электронной оболочки атома дает следующая таблица. Познакомьтесь с ее содержанием.

Энергетический

Обозначение подуровня (nl)

Число АО

Число электронов

Уровень (n)

подуро-вень (l)

на подуровне (ml)

на уровне

на подуровне

на уровне

1

s

1s

1

1

2

2

2

s

p

2s

2p

1

3

4

2

6

8

3

s

p

d

3s

3p

3d

1

3

5

9

2

6

10

18

4

s

p

d

f

4s

4p

4d

4f

1

3

5

7

16

2

6

10

14

32

Не менее важным для понимания структуры электронной оболочки атома является знание правил (принципов) ее заполнения электронами. Назовем их.

Принцип наименьшей энергии: в первую очередь электрон поступает на атомную орбиталь с наименьшей энергией.

Принцип наименьшей энергии задает следующую последовательность заполнения подуровней в атоме:

1s > 2s > 2p > 3s > 3p > 4s ≈ 3d > 4p > 5s ≈ 4d > 5p > 6s …

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется электронами последним, различают четыре семейства химических элементов: s-, p-, d- и f-элементы.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел (см. спиновое квантовое число).

Правило Хунда: при наличии на подуровне нескольких атомных орбиталей электроны сначала располагаются по одному на каждой из свободных орбиталей. После заполнения одним электроном всех орбиталей подуровня они пополняются электронами с противоположными спинами.

Распределение электронов по уровням и подуровням представляют с помощью электронных формул, а для графического описания электронной оболочки атома используют электронные схемы.

Общая идея структурной организации вещества заключается в потенциальной возможности построения вещества с заданной надатомной (надмолекулярной) архитектурой (структурой). Основой структурной организации молекул и веществ является изначальная активность атомов и их способность образовывать химические связи.

Архитектура и топология атомно-молекулярных систем всецело определяется совокупностью связей. Современная теория атомно-молекулярной сборки является основой обеспечения и сопровождения высоких технологий. Эта теория выводит исследования в области высоких технологий на качественно новый уровень, соответствующий интенсивному этапу их становления и развития. Основным звеном теории является атом, в электронной структуре которого заложена генетическая информация о структурообразовании вещества.

В современном мире важным звеном развития становится освоение нанотехнологий, в частности, систем очень малого размера, способных осуществлять команды людей. Нанотехнология — область прикладной науки и техники, имеющая дело с объектами размером менее 100 нанометров (1 нанометр равен 10-9 метра). В переводе с греческого слово «нано» означает карлик. Один нанометр (нм) – это одна миллиардная часть метра (10-9 м). Нанометр очень и очень мал.

С одной стороны, нанотехнологии уже нашли сферы применения, с другой – они остаются для большинства населения еще областью научной фантастики. В будущем значение нанотехнологий будет только возрастать.

Выводы:

Отличия в электронном строении атомов приводят к различию в способности атомов образовывать атомные структуры в виде молекул и химических соединений и объясняют тем самым наблюдаемое в природе многообразие атомно-молекулярных структур. В результате создаваемая теория вещества принимает статус прогностической теории, т.е. теории, которая может способствовать предсказанию свойств создаваемой атомно-молекулярной системы на основании данных о строении атомов и молекул. Это означает, что, располагая знаниями о строении атомов и механизмов образования атомно-молекулярных систем, появляется принципиальная возможность предсказывать физико-химические свойства вещества и функции создаваемых атомных конструкций.

Примеры и разбор решения заданий тренировочного модуля:

Задание 1/ Электронную конфигурацию атома фосфора отражает схема...

а)	1s2 2s2 2р6 3s2 Зр6 3d10 4s2 4р3;

б)	1s2 2s2 2р6 3s2 Зр6 3d3 4s2;

в)	1s2 2s2 2p6 3s2 3p3;
г)	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p3

Ответ: в.

Решение. Фосфор имеет порядковый номер 15 (см. периодическую систему химических элементов), относится к р-элементам. Атом фосфора имеет следующую электронную конфигурацию: 1s2 2s2 2рв 3s2 Зр3.

В варианте а) приведена неправильная электронная конфигурация атома фосфора, т.к. это конфигурация р-элемента IV периода.

В варианте б) электронная конфигурация соответствует атому ванадия, в варианте г — такого атома нет.

Задание 2. Запишите символы элементов, в атомах которых электроны распределены по энергетическим уровням так:

а) 2е, 8е, 2е

б) 2е, 8е, 3е

Ответы:

а) Mg;

б) Al.

Решение.

1 вариант решения: У каждого из указанных атомов по 3 энергетических уровня (перечислены количества электронов на каждом уровне через запятую в задании), следовательно, это элементы третьего периода (малого). На первом энергетическом уровне не может быть больше двух электронов; на втором – больше 8 электронов. Количество электронов на последнем энергетическом уровне соответствует номеру группы (для элементов главных подгрупп). Эти элементы принадлежат к элементам главных подгрупп (элементы малого периода). Поэтому первый элемент – элемент второй группы, третьего периода периодической системы – это Mg. А второй элемент – элемент третьей группы, третьего периода периодической системы – это Al.

2 вариант решения: Можно сложить все перечисленные на каждом энергетическом уровне электроны каждого из атомов и получить общее количество электронов в атоме. Что соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. В пункте а) 2+8+2=12. Этот элемент Mg. В пункте б) 2+8+3=13. Этот элемент Al.