1 строение атомов химических элементов. Структура и принципы строения атома

Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир.

Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др.), плотность, цвет, вкус и т.д.

Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др.

О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света.

Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая:

Образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;

Выделение тепла и света при горении костра;

Изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;

Образование газовых пузырьков при брожении теста и т.д.

Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами.

Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый».

Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение.

Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p + , n o и e − . Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.

Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку.

Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. m p ≈ m n , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов.

Так, например, в таблице ниже представлен возможный состав атомов:

Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу.

Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом. Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн».

Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах.

Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами.

Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1 Н, 2 Н и 3 Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1 Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2 Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3 Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2 Н практически в два раза тяжелее изотопа 1 Н, а изотоп 3 Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2 Н и 3 Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2 Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3 Н дали название тритий и присвоили символ Т.

Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как:

Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции.

Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью.

Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью.

Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком.

Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:

Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории.

Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа.

• Главное квантовое число – n — определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Диапазон значений главного квантового числа – все натуральные числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.д.
• Орбитальное квантовое число — l – характеризует форму атомной орбитали и может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1, где n, напомним, — это главное квантовое число.

Орбитали с l = 0 называют s -орбиталями . s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве:

Орбитали с l = 1 называются p -орбиталями . Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель:

Орбитали с l = 2 называются d -орбиталями , а с l = 3 – f -орбиталями . Их строение намного более сложное.

3) Магнитное квантовое число – m l – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число m l соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 m l = 0 (одно значение), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.

Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве.

4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — m s — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения. Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и .

Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n 2 орбиталей.

Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень.

Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:

Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и m l .

Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

• Принцип минимума энергии : электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация:

• Принцип Паули : на каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой.

• Правило Хунда : наиболее устойчивое состояние атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.

Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом:

Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом:

Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы:

При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне.

Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева.

период	№ элемента	символ	название	электронная формула
I	1	H	водород	1s 1
	2	He	гелий	1s 2
II	3	Li	литий	1s 2 2s 1
	4	Be	бериллий	1s 2 2s 2
	5	B	бор	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	углерод	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	азот	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	кислород	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	фтор	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	неон	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	натрий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	Mg	магний	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	алюминий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	кремний	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	фосфор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	сера	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	хлор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	аргон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	калий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	кальций	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	скандий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	титан	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	ванадий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	хром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень
	25	Mn	марганец	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	железо	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	Co	кобальт	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	никель	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	медь	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень
	30	Zn	цинк	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	галлий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	германий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	As	мышьяк	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	селен	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	бром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	Kr	криптон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

А в возбужденном состояниии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f.

Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева:

• У s-элементов последний заполняемый s-подуровень. К данным элементам относятся элементы главных (слева в ячейке таблицы) подгрупп I и II групп.
• У p-элементов заполняется p-подуровень. К p-элементам относят последние шесть элементов каждого периода, кроме первого и седьмого, а также элементы главных подгрупп III-VIII групп.
• d-Элементы расположены между s – и p-элементами в больших периодах.
• f-Элементы называют лантаноидами и актиноидами. Они вынесены вниз таблицы Д.И. Менделеева.

Атом - наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. В XX веке было выяснено сложное строение атома. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочки уравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру ) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен −1).

Атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц - нейтронов , не имеющих заряда. Обобщенные характеристики элементарных частиц в составе атома можно представить в виде таблицы:

Число протонов равно заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от атомной массы (складывающейся из масс протонов и нейтронов) отнять заряд ядра (число протонов).

Например, в атоме натрия 23 Na число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 − 11 = 12

Число нейтронов в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы называют изотопами .

Электронная оболочка атома также имеет сложное строение. Электроны располагаются на энергетических уровнях (электронных слоях).

Номер уровня характеризует энергию электрона. Связано это с тем, что элементарные частицы могут передавать и принимать энергию не сколь угодно малыми величинами, а определенными порциями - ква́нтами. Чем выше уровень, тем большей энергией обладает электрон. Поскольку чем ниже энергия системы, тем она устойчивее (сравните низкую устойчивость камня на вершине горы, обладающего большой потенциальной энергией, и устойчивое положение того же камня внизу на равнине, когда его энергия значительно ниже), вначале заполняются уровни с низкой энергией электрона и только затем - высокие.

Максимальное число электронов, которое может вместить уровень, можно рассчитать по формуле:
N = 2n 2 , где N - максимальное число электронов на уровне,
n - номер уровня.

Тогда для первого уровня N = 2 · 1 2 = 2,

для второго N = 2 · 2 2 = 8 и т. д.

Число электронов на внешнем уровне для элементов главных (А) подгрупп равно номеру группы.

В большинстве современных периодических таблиц расположение электронов по уровням указано в клеточке с элементом. Очень важно понимать, что уровни читаются снизу вверх , что соответствует их энергии. Поэтому столбик цифр в клеточке с натрием:
1
8
2

на 1-м уровне - 2 электрона,

на 2-м уровне - 8 электронов,

на 3-м уровне - 1 электрон
Будьте внимательны, очень распространенная ошибка!

Распределение электронов по уровням можно представить в виде схемы:
11 Na)))
2 8 1

Если в периодической таблице не указано распределение электронов по уровням, можно руководствоваться:

• максимальным количеством электронов: на 1-м уровне не больше 2 e − ,
  на 2-м - 8 e − ,
  на внешнем уровне - 8 e − ;
• числом электронов на внешнем уровне (для первых 20 элементов совпадает с номером группы)

Тогда для натрия ход рассуждений будет следующий:

1. Общее число электронов равно 11, следовательно, первый уровень заполнен и содержит 2 e − ;
2. Третий, наружный уровень содержит 1 e − (I группа)
3. Второй уровень содержит остальные электроны: 11 − (2 + 1) = 8 (заполнен полностью)

* Ряд авторов для более четкого разграничения свободного атома и атома в составе соединения предлагают использовать термин «атом» только для обозначения свободного (нейтрального) атома, а для обозначения всех атомов, в том числе и в составе соединений, предлагают термин «атомные частицы». Время покажет, как сложится судьба этих терминов. С нашей точки зрения, атом по определению является частицей, следовательно, выражение «атомные частицы» можно рассматривать как тавтологию («масло масляное»).

2. Задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества.
Пример:

Какое количество вещества водорода выделится при взаимодействии цинка с соляной кислотой массой 146 г?

Решение:

1. Записываем уравнение реакции: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2. Находим молярную массу соляной кислоты: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)
   (молярную массу каждого элемента, численно равную относительной атомной массе, смотрим в периодической таблице под знаком элемента и округляем до целых, кроме хлора, который берется 35,5)
3. Находим количество вещества соляной кислоты: n (HCl) = m / M = 146 г / 36,5 г/моль = 4 моль
4. Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением - число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):
   4 моль x моль
   Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
   2 моль 1 моль
5. Составляем пропорцию:
   4 моль - x моль
   2 моль - 1 моль
   (или с пояснением:
   из 4 моль соляной кислоты получится x моль водорода,
   а из 2 моль - 1 моль)
6. Находим x:
   x = 4 моль 1 моль / 2 моль = 2 моль

Ответ: 2 моль.

Тема – 1: Строение атома. Заряд ядра, порядковый номер и масса атома.

Студент должен:

Знать:

· Современную формулировку периодического закона и строение таблицы

Уметь:

· Определять элементы по описанным свойствам, определять элемент по электронной формуле.

· Устанавливать по порядковому номеру элемента номер периода и номер группы, в которых он находится, а также формулы и характер высшего оксида и соответсующего ему гидрооксида.

· Записывать электронную формулу данного элемента и сравнивать с окружающими его элементами в периоде и группе.

1.1. Порядковый номер химического элемента и значение заряда ядра его атома. Изотопы

Классифицируя химические элементы, использовал два их признака: а) относительную атомную массу б) свойства простых веществ и соединений элементов.

Первый признак – ведущий, второй – проявляется связанно с первым: свойства элементов изменяются периодически с возрастанием относительной атомной массы.

Но при построении периодической системы, располагая химические элементы по возрастанию относительной атомной массы, в некоторых местах нарушил это правило: поменял кобальт и никель, теллур и йод. Позднее так же пришлось поступить еще с двумя парами химических элементов: аргон – калий и торий – протактиний. Ведь активный щелочной метал калий нельзя включить в семейство химически устойчивых инертных газов, которые или вовсе не образуют химических соединений (гелий, неон), или вступают в реакции с трудом.

не мог объяснить эти исключения из общего правила, так же, как и причину периодичности в изменении свойств химических элементов, расположенных по возрастанию относительной атомной массы.

В XX в. Ученые установили, что атом состоит из ядра и движущихся около него электронов. Движущиеся вокруг ядра электроны образуют электронную оболочку атома. Атом – электро – нейтральная частица, т. е. не имеющая заряда. Ядро же заряжено положительно, и его заряд нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом всех электронов в атоме. Например, если ядро атома имеет заряд +4, то вокруг него движутся четыре электрона, каждый из которых имеет заряд, равный -1.

Экспериментально было установлено, что порядковые номера элементов в периодической системе совпадают со значениями зарядов ядер их атомов. Заряд ядра атома водорода равен +1, гелия +2, лития +3 ит. д. Положительный заряд атома у каждого последующего элемента на единицу больше, чем у предыдущего, и в его электронной оболочке на один электрон больше.

Порядковый (атомный) номер химического элемента численно равен заряду его атома.

С тех пор как ученые выявили физический смысл порядкового номера элемента, периодический закон формулируется так: свойства простых веществ, а также состав и свойства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов.

Как можно объяснить, почему значения зарядов ядер атомов химических элементов в периодической системе возрастают, а правильная последовательность увеличения относительной атомной массы в ряде случаев нарушается? Для ответа на этот вопрос надо привлечь сведения о составе атомных ядер, известные вам из курса физики.

Ядра атомов заряжены положительно, так как в их состав входят протоны. Протон – это частица с зарядом +1 и относительной массой, равной 1. Ядро атома водорода имеющего относительную атомную массу, равную 1,- это протон. В ядре гелия два протона, но относительная атомная масса гелия равна 4. Это связано с тем, что в ядро атома гелия входят не только протоны, но и нейтроны – незаряженные частицы с относительной атомной массой, равной 1. Следовательно, чтобы найти число нейтронов в атоме, из относительной атомной массы надо вычесть число протонов (заряд ядра атома, порядковый номер) Масса электронов ничтожна, мала, ее в расчет не принимают.

Именно по числу протонов в ядре отличаются атомы разных элементов. Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Число нейтронов в ядрах атомов одного и того же элемента может быть разным.

Разновидности атомов химического элемента, имеющие в ядрах разное число нейтронов, называют изотопами. Именно наличием изотопов объясняются те перестановки, которые в свое время. Современная наука подтвердила его правоту. Так, природный калий образован в основном атомами его легких изотопов, а аргон – тяжелых. Поэтому относительная атомная масса калия меньше, чем аргона, хотя порядковый номер (заряд) калия больше.

Большинство химических элементов представляет собой смеси изотопов. Например , природный хлор содержит изотопы с атомными массами 35 и 37. Относительная атомная масса 35,5 получена расчетным путем с учетом не только массы изотопов, но и содержания каждого из них в природе. Из-за того, что химические элементы имеют изотопы, а значения относительных атомных масс элементов – это усредненные по содержанию изотопов величины, они представляют собой дробные, а не целые числа.

Когда хотят подчеркнуть о каком именно изотопе идет речь, около химического знака слева вверху пишут значение относительной атомной массы атома этого изотопа, а слева внизу – заряд ядра, например 37Cl17.

1.2. Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают совокуп­ность информации об энергии определенного электрона и про­ странстве, в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, то есть мож­но говорить лишь о вероятности нахождения его в простран­стве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с оп­ределенной плотностью отрицательного заряда.

В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности, то есть показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее будет его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию элект­рона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где ве­роятность нахождения электрона будет максимальной.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.

Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе, к которому принадлежит химический элемент: у ато мов элементов первого периода - один энергетический уровень, второго периода - два, седьмого периода - семь.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле

N = 2 n 2 ,

где N - максимальное число электронов; п - номер уровня или главное квантовое число. Следовательно, на первом, бли­ жайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов;

на втором - не более 8;

на третьем - не более 18;

на четвертом - не более 32.

А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?

Начиная со второго энергетического уровня (п = 2), каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), не­сколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.

Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуро­вень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре подуровня. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.

Каждому значению п соответствует число орбиталей, равное п2. По данным, представленным в таблице 1, можно про­следить связь главного квантового числа п с числом подуров­ней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.

s -Подуровень - первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной s-орбитали;

р-подуровень - второй подуровень каждого, кроме перво­го, энергетического уровня, состоит из трехр-орбиталей;

d -подуровень - третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти d-орбиталей;

f -подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи - орбиталей.

На рисунке представлена схема, отражающая число, форму и положение в пространстве электронных орбиталей первых четырех электронных слоев отдельного атома.

1.3. Электронные конфигурации в атомах химических элементах

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитами может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского «веретено »), то есть обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей вооб­ражаемой оси: по часовой или против часовой стрелки. Этот принцип носит название принципа Паули.

Если на орбитали находится один электрон, то он называ­ется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, то есть электроны с противоположными спинами.

s-Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода (п = 1) располагается на этой орбитали и неспарен. Поэтому его электронная формула, или элек тронная конфигурация, будет записываться так: 1s1. В электрон­ных формулах номер энергети­ческого уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой (1...), латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа вверху от буквы (как по­казатель степени), показывает число электронов на подуровне.

На втором энергетическом уровне (n = 2) имеется четыре орбитали: одна s и три р. Электроны s-орбитали второго уров­ня (2p-орбитали) обладают более высокой энергией, так как находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны ls-орбитали (n = 2)

Вообще, для каждого значения п существует одна s-орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения п.

р-Орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки. Все три р-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с п = 2, имеет три р-орбитали. С увеличением значения п электроны занимают. р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, г.

У элементов второго периода (п = 2) заполняется сначала одна s-орбиталь, а затем три р-орбитали.

У элементов третьего периода заполняются соответственно 3s - и 3р-орбитали. Пять d-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4s - и 5s - орбитали.

Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие 3d - и 4d - орбитали соответственно.

У элементов больших периодов - шестого и незавершен­ного седьмого - электронные уровни и подуровни заполняют­ся электронами, как правило, так: первые два электрона по­ступят на внешний s-подуровень следующий один электрон (у La и Ас) на предыдущий d-подуровень. Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4 f- и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов:

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп: 73Та 2, 8, 18, 32, 11, 2; 104Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2, - и, наконец, только после полного заполнения десятью электронами d-подуровня будет снова заполняться внешний р-подуровень:

86Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два пра­вила: принцип Паули , согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки (орбитали), располагаются в них сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

1.4. Строение электронной оболочки атомов

В ходе химических реакций ядра атомов не изменяются. Этот вывод можно сделать из известного вам факта, что продукты реакции состоят из атомов тех же химических элементов, что и исходные вещества. Но что же происходит с атомами в ходе химических реакций? Существует ли связь между строением атома и проявлением тех или иных физических и химических свойств? Для ответа на вопросы надо сначала рассмотреть строение электронной оболочки атомов разных химических элементов.

Число электронов в атоме равно заряду его ядра. Электроны располагаются на разном удалении от ядра атома, группируясь в электронные слои. Чем ближе к ядру расположены электроны, тем прочнее они связаны с ядром.

Ядро атома водорода имеет заряд +1. В атоме только одни электрон и, естественно, одни электронный слой.

Следующий за водородом гелий. Не образует соединений с другими элементами, а значит, валентность не проявляет. Ядро атома гелия имеет заряд +2, вокруг него движутся два электрона, образуя один электронный слой. Атомы гелия не дают соединений с атомами других химических элементов, а это говорит о большой устойчивости его электронной оболочки. Электронные оболочки гелия и других атомов инертных газов называют завершенными.

Следующий элемент – литий. В атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом, ближнем к ядру электронном слое, а третий образует второй внешний электронный слой. В атоме лития появился второй электронный слой. Находящийся на нем электрон более удален от ядра и слабее связан с ядром, чем два других.

Найдите в периодической таблице химический знак лития. От лития до неона закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами второй электронный слой, и с ростом числа электронов на нем металлические свойства элементов постепенно ослабевают и сменяются нарастающими неметаллическими.

Фтор – самый активный неметалл, заряд его ядра +9, в его атоме два электронных слоя, содержащих 2 и 7 электронов. За фтором следует неон.

По свойствам элементы фтор и неон резко различаются. Неон инертен и так же, как гелий, не образует соединений. Значит, второй электронный слой, содержащий восемь электронов, является завершенным: электроны сформировали устойчивую систему, придавая атому инертность.

Если это так, то следующий элемент, атомы которого должны отличатся от атомов неона дополнительным протоном в ядре и электронном, будет иметь три электронных слоя. У атома этого элемента появится, таким образом, третий, внешний электронный слой, заселенный одним электроном. Этот элемент будет резко отличатся по свойствам от неона, он должен быть активным металлом, подобно литию, и проявлять в соединениях валентность, равную 1.

Данному описанию подходит элемент натрий. Он открывает третий период. Натрий – щелочной металл, еще более активный чем литий. Значит, наши предположения оказались верны. Единственный электрон внешнего электронного слоя атома натрия расположен дальше от ядра, чем внешний электрон лития, а потому еще слабее связан с ядром.

В ряду элементов от натрия до аргона вновь проявляется отмеченная выше закономерность: увеличивается число электронов, образующих внешний электронный слой атомов, металлические свойства простых веществ от натрия к алюминию ослабевают, неметаллические свойства усиливаются при переходе от кремния к фосфору и сере и наиболее ярко выражены у галогенов. В конце третьего периода находится элемент – аргон, в атоме которого завершенный, восьмиэлектронный внешний слой. При переходе от хлора к аргону резко изменяются свойства атомов элементов, а с ними и свойства простых веществ и соединений этого элемента. Известно, что аргон – инертный газ. Он не вступает в соединения с другими веществами.

Также резко изменяются свойства и при переходе от аргона – последнего элемента третьего периода к первому элементу четвертого периода – калию. Калий – щелочной металл, в химическом отношении очень активен.

Таким образом, количественные изменения в составе атома (число протонов в ядре и электронов на внешнем электронном слое) связаны с качественными (свойства простых веществ и соединений, образованных химическим элементом).

Систематизируем знания.

1. В электронной оболочке атома электроны расположены слоями. Первый от ядра слой завершен, когда на нем находятся два электрона, второй завершенный слой содержит восемь электронов.

2. Число электронных слоев в атоме совпадает с номером периода, в котором находится химический элемент

3. Электронная оболочка атома каждого следующего элемента в периодической системе повторяет строение электронной оболочки предыдущего элемента, но отличается от нее на один электрон.

Изученного вам достаточно, чтобы сделать выводы о взаимосвязи строения атомов и свойства химических элементов, понять причины периодического изменения их свойств, сходства и различия. Сформулировать эти выводы.

1. Свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер атомов, изменяются периодически потому, что периодически повторяется сходное строение внешнего электронного слоя атомов .

2. Плавное изменение свойств элементов в пределах одного периода обусловлено постепенным увеличением числа электронов на внешнем слое атомов.

3. Завершение внешнего электронного слоя атома приводит к резкому скачку в свойствах при переходе от галогена к инертному газу; появление нового внешнего электронного слоя в атоме – причина резкого скачка в свойствах при переходе от инертного газа к щелочному металлу.

4. Свойства химических элементов, принадлежащих к одному семейству, сходны потому, что на внешнем электронном слое их атомов находится одинаковое число электронов.

1.5. Валентные возможности атомов химических элементов

Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.

Валентность атома химического элемента определяется в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи .

Валентные электроны атомов элементов главных подгрупп расположены на s - и p-орбиталях внешнего электронного слоя. У элементов побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, валентные электроны расположены на s-орбитали внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоев.

Для того чтобы верно оценить валентные возможности атомов химических элементов, нужно рассмотреть распределение электронов в них по энергетическим уровням и подуровням и определить число неспаренных электронов в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда для невозбужденного (основного, или стационарного) состояния атома и для возбужденного (то есть получившего дополнительную энергию, в результате чего происходит распаривание электронов внешнего слоя и переход их на свободные орбитали). Атом в возбужденном со­стоянии обозначают соответствующим символом элемента со звездочкой.

https://pandia.ru/text/80/139/images/image003_118.gif" height="757">Например, рассмотрим валентные возможности атомов фосфора в стационарном и возбужденном состояниях:

https://pandia.ru/text/80/139/images/image006_87.jpg" width="384" height="92 src=">

Затраты энергии на возбуждение атомов углерода с избыт­ком компенсируются энергией, выделяющейся при образова нии двух дополнительных ковалентных связей. Так, для перевода атомов углерода из стационарного состояния 2s22p2 в возбужденное - 2s12p3 требуется затратить около 400 кДж/моль энергии. Но при образовании С-Н-связи в предельных угле­водородах выделяется 360 кДж/моль. Следовательно, при об­разовании двух молей С-Н-связей выделится 720 кДж, что превышает энергию перевода атомов углерода в возбужденное состояние на 320 кДж/моль.

В заключение следует отметить, что валентные возмож­ности атомов химических элементов далеко не исчерпывают­ся числом неспаренных электронов в стационарном и возбуж­денном состояниях атомов. Если вы вспомните донорно-акцепторный механизм образования ковалентных связей, то вам станут понятны и две другие валентные возможности атомов химических элементов, которые определяются наличием сво­бодных орбиталей и наличием неподеленных электронных пар, способных дать ковалентную химическую связь по донорно-акцепторному механизму. Вспомните образование иона ам­мония NH4+ (Более подробно мы рассмотрим реализацию этих валентных возможностей атомами химических элементов при изучении химической связи.)

Сделаем общий вывод.

Валентные возможности атомов химических элементов определяются: 1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей); 2) наличием свободных орбиталей; 3) наличием неподеленных пар электронов.

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки .

Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N (p + ) равно заряду ядра (Z ) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N (p +) = Z

Сумма числа нейтронов N (n 0), обозначаемого просто буквой N , и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А .

A = Z + N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е -).

Число электронов N (e -) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f .

Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень , их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s -подуровень (состоит из одной s -орбитали), условное обозначение - .
p -подуровень (состоит из трех p
d -подуровень (состоит из пяти d -орбиталей), условное обозначение - .
f -подуровень (состоит из семи f -орбиталей), условное обозначение - .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .

Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").

Примеры электронного строения атомов:

Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система - графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается число внешних электронов,
• уменьшается радиус атомов,
• увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
• увеличивается электроотрицательность,
• усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
• ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
• ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
• возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
• уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
• уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
• ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
• усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
• возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

Задачи и тесты по теме "Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)"."

• Периодический закон - Периодический закон и строение атомов 8–9 класс
  Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.

  Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.

  Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
  Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N орбиталей = n 2 , где n - номер уровня. N орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s -, три 3p - и пять 3d -орбиталей.

  Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.

  Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

  
  Рекомендованная литература:
  • О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
  • Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

лабораторные работы

практические занятия

самостоятельная аудиторная работа

самостоятельная домашняя работа (типовой расчет)

контроль (защиты, коллоквиумы, зачет, экзамен)

Учебники и учебные пособия

Н.В.Коровин. Общая химия

Курс общей химии. Теория и задачи (под ред. Н.В.Коровина, Б.И.Адамсона)

Н.В.Коровин и др. Лабораторные работы по химии

Календарный план

Электролиты,

Хим.эквива

гидролиз, ПР

Электр.форму-

13(2 )

ГЭ, электролиз,

27(13,16)

14(2 )

коррозия

Квант.числа

17(2 )

18(2 )

Хим.связь

Комплексы

Термодинамика

Кинетика.

6(2,3 )

Равновесие

Введение в курс химии

Химия в энергетическом институте – фундаментальная общетеоретическая дисциплина.

Химия – естественная наука, изучающая состав, строение, свойства и превращения веществ, а также явления, сопровождающие эти превращения.

	М.В.Ломоносов						Д.И.Менделеев
	“Химическая
							“Основах химии” 1871
	рассматривает		свойства
							г.) – “Химия –
	изменения
							учение об элементах и
	объясняет
							их соединениях”.
				химических

превращениях происходит”.

«Золотой век химии» (конец XIX начало XX веков)

Периодический закон Д.И.Менделеева (1896)

Понятие о валентности введенное Э.Франкландом (1853)

Теория строения органических соединений А.М.Бутлерова (1861-1863)

Теория комплексных соединений А.Вернера

Закон действующих масс М.Гультберга и Л.Вааге

Термохимия, разработанная в основном Г.И.Гессом

Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса

Принцип подвижного равновесия А.Ле Шателье

Правило фаз Дж.В.Гиббса

Теория сложного строения атома Бора-Зоммерфельда (1913-1916)

Значение современного этапа развития химии

Понимание законов химии и их применение позволяет создавать новые процессы, машины, установки и приборы.

Получение электроэнергии, топлива, металлов, различных материалов, продуктов питания и т.п. непосредственно связано с химическими реакциями. Например, электрическую и механическую энергии в настоящее время в основном получают преобразованием химической энергии природного топлива (реакции горения, взаимодействия воды и ее примесей с металлами и т.п.). Без понимания этих процессов невозможно обеспечить эффективную работу электростанций и двигателей внутреннего сгорания.

Познание химии необходимо для:

- формирования научного мировоззрения,

- для развития образного мышления,

- творческого роста будущих специалистов.

Современный этап развития химии характеризуется широким использованием квантовой (волновой) механики для интерпретации и расчета химических параметров веществ и систем веществ и основан на квантово-механической модели строения атома.

Атом - сложная электромагнитная микросистема, являющаяся носителем свойств химического элемента.

СТРОЕНИЕ АТОМА

Изотопы – разновидности атомов одного химического

элемента, имеющие одинаковый порядковый номер, но разные атомные числа

Мr (Cl)=35*0,7543 + 37*0,2457 = 35,491

Основные положения квантовой механики

Квантовая механика - поведение движущихся микрообъектов (в том числе и электронов) – это

одновременное проявление, как свойств частиц, так и свойств волн – двойственная (корпускулярноволновая) природа.

Квантование энергии: Макс Планк (1900 г., Германия) –

вещества испускают и поглощают энергию дискретными порциями (квантами). Энергия кванта пропорциональна частоте излучения (колебания) ν :

h – постоянная Планка (6,626·10-34 Дж·с); ν=с/λ , с – скорость света, λ – длина волны

Альберт Эйнштейн (1905 г.) : любое излучение - это поток квантов энергии (фотонов) E = m· v 2

Луи де Бройль (1924 г., Франция): электрон также характеризуется корпускулярно-волновой двойственностью - излучение распространяется как волна и состоит из мелких частиц (фотонов)

		Частица – m,		mv , E =mv 2
	Волна - ,			E 2 = h = hv /
	Связал длину волны с массой и скоростью:
		Е1 = Е2 ;		H/ mv
	неопределенности			Вернер Гейзенберг (1927г.,
Германия)		произведение	неопределенностей		положения
(координаты)		частицы х и	импульса (mv) не		может быть

меньше h/2

х (mv) h/2 (- погрешность, неопределенность) Т.е. положение и импульс движения частицы принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью.

Электронное облако Атомная орбиталь (АО)

Т.о. точное нахождение частицы (электрона) заменяется понятием статистической вероятности нахождения ее в определенном объеме (около ядерного) пространства.

Движение е- имеет волновой характер и описывается

2 dv - плотность вероятности нахождения е- в определенном объеме около ядерного пространства. Это пространство называется атомной орбиталью (АО) .

В 1926 г Шредингер предложил уравнение, которое математически описывает состояние е - в атоме. Решая его

находят волновую функцию . В простом случае она зависит от 3-х координат

Электрон несет отрицательный заряд, его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда и называется электронное облако

КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА

Введены для характеристики положения электрона в атоме в соответствии с уравнением Шредингера

1. Главное квантовое число (n )

Определяет энергию электрона - энергетический уровень

показывает размер электронного облака (орбитали)

принимает значения – от 1 до

n (номер энергетического уровня): 1 2 3 4 и т.д.

2. Орбитальное квантовое число (l ) :

определяет – орбитальный момент количества движения электрона

показывает – форму орбитали

принимает значения – от 0 до (n -1)

Графически АО изображается Орбитальное квантовое число: 0 1 2 3 4

Энергетический подуровень: s p d f g

Е увеличивается

l =0	s –подуровень s –АО
	p- подуровень р -АО

Каждому n соответствует определенное число значений l , т.е. каждый энергетический уровень расщепляется на подуровни. Число подуровней равно номеру уровня.

1-ый энерг.уровень → 1 подуровень → 1s 2-ой энерг.уровень → 2 подуровня → 2s2p 3-ий энерг.уровень → 3 подуровня → 3s 3p 3d

4-ый энерг.уровень → 4 подуровня → 4s 4p 4d 4f и т.д.

3. Магнитное квантовое число (m l )

определяет – значение проекции орбитального момента количества движения электрона на произвольно выделенную ось

показывает – пространственную ориентацию АО

принимает значения – от –l до + l

Любому значению l соответствует (2l +1) значений магнитного квантового числа, т.е. (2l +1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве.

s - состояние – одна орбиталь (2 0+1=1) - m l = 0, т.к. l = 0

p - состояние – три орбитали (2 1+1=3)

m l : +1 0 -1, т.к. l =1

ml =+1

m l =0

m l = -1

Все орбитали, принадлежащие одному подуровню, имеют одинаковую энергию и называются вырожденными.

Вывод: АО характеризуется определенным набором n, l, m l , т.е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве.

4. Cпиновое квантовое число (m s )

«спин» - «веретено»

определяет - собственный механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси

принимает значения – (-1/2· h/2) или (+1/2· h/2)

n = 3

l = 1

m l = -1, 0, +1

m s = + 1/2

Принципы и правила

Электронные конфигурации атомов

(в виде формул электронных конфигураций)

Указывают цифрами номер энергетического уровня

Указывают буквами энергетический подуровень (s, p, d, f );

Показатель степени подуровня означает число

электронов на данном подуровне

19 К 1s2 2s2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

минимальной

Электроны в атоме занимают наиболее низкое энергетическое состояние, отвечающее наиболее устойчивому его состоянию.

1s 2s 2 p 3 s 3 p 3 d 4 s 4 p 4 d 4 f

Увеличение Е

Клечковского

Электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) ; при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n

1 s <2 s < 2 p = 3 s < 3 p = 4 s < 3 d = 4 p и т. д