Išnagrinėkite 1 atomo struktūrą. Atomo sandaros pagrindai. Tik apie kompleksą. Atradimų ir struktūros istorija

laboratoriniai darbai

dirbtuvės

savarankiškas darbas klasėje

savarankiški namų darbai (standartinis skaičiavimas)

kontrolinis (gynimai, koliokviumai, testas, egzaminas)

Vadovėliai ir studijų vadovai

N. V. Korovinas. bendroji chemija

Bendrosios chemijos kursas. Teorija ir problemos (redaktorius N. V. Korovinas, B. I. Adamsonas)

N.V.Korovinas ir kt.Chemijos laboratoriniai darbai

Kalendoriaus planas

elektrolitai,

Cheminis ekvivalentas

hidrolizė, PR

Elektrinė forma -

13(2 )

GE, elektrolizė,

27(13,16)

14(2 )

korozija

kvantinis skaičius

17(2 )

18(2 )

Cheminis ryšys

kompleksai

Termodinamika

Kinetika.

6(2,3 )

Pusiausvyra

Įvadas į chemiją

Chemija Energetikos institute yra pagrindinė bendroji teorinė disciplina.

Chemija yra gamtos mokslas, tiriantis medžiagų sudėtį, struktūrą, savybes ir virsmą, taip pat reiškinius, kurie lydi šias transformacijas.

M. V. Lomonosovas			D.I. Mendelejevas
„Cheminis
			„Chemijos pagrindai“ 1871 m
mano	savybių
			d.) – „Chemija –
pokyčius
			elementų doktrina ir
paaiškina
			jų ryšiai“.
		cheminis

vyksta transformacijos“.

„Chemijos aukso amžius“ (XIX a. pabaiga – XX a. pradžia)

Periodinis D.I. Mendelejevo įstatymas (1896)

Valencijos sampratą pristatė E. Franklandas (1853 m.)

Organinių junginių sandaros teorija A.M.Butlerovas (1861-1863)

Sudėtinių junginių teorija A. Verneris

M. Gultbergo ir L. Waage'o masinių veiksmų dėsnis

Termochemija, kurią daugiausia sukūrė G.I. Hessas

S. Arrhenius elektrolitinės disociacijos teorija

A. Le Chatelier judančios pusiausvyros principas

J.W. Gibbso fazės taisyklė

Bohr-Sommerfeld (1913-1916) sudėtingos atomo struktūros teorija

Šiuolaikinio chemijos raidos etapo reikšmė

Chemijos dėsnių ir jų taikymo supratimas leidžia kurti naujus procesus, mašinas, įrenginius ir įrenginius.

Elektros, kuro, metalų, įvairių medžiagų, maisto ir kt. tiesiogiai susiję su cheminėmis reakcijomis. Pavyzdžiui, šiuo metu elektros ir mechaninė energija daugiausia gaunama konvertuojant natūralaus kuro cheminę energiją (degimo reakcijos, vandens ir jo priemaišų sąveika su metalais ir kt.). Be šių procesų supratimo neįmanoma užtikrinti efektyvaus elektrinių ir vidaus degimo variklių darbo.

Chemijos žinios būtinos:

- formuoti mokslinę pasaulėžiūrą,

- vaizdinio mąstymo ugdymui,

- kūrybingas būsimų specialistų augimas.

Šiuolaikiniam chemijos raidos etapui būdingas platus kvantinės (banginės) mechanikos panaudojimas medžiagų ir medžiagų sistemų cheminiams parametrams aiškinti ir skaičiuoti bei pagrįstas kvantiniu mechaniniu atomo sandaros modeliu.

Atomas yra sudėtinga elektromagnetinė mikrosistema, kuri yra cheminio elemento savybių nešėja.

ATOMO STRUKTŪRA

Izotopai yra tos pačios cheminės medžiagos atomų atmainos

elementai, kurių atominis skaičius yra toks pat, bet skirtingi atominiai skaičiai

ponas (Cl) \u003d 35 * 0,7543 + 37 * 0,2457 \u003d 35,491

Kvantinės mechanikos pagrindai

Kvantinė mechanika- judančių mikroobjektų elgesys (įskaitant elektronus) yra

ir dalelių savybių, ir bangų savybių pasireiškimas vienu metu yra dvejopas (korpuskulinis-banginis) pobūdis.

Energijos kvantavimas: Maxas Planckas (1900 m., Vokietija) –

medžiagos išskiria ir sugeria energiją atskiromis dalimis (kvantais). Kvanto energija yra proporcinga spinduliavimo (svyravimų) dažniui ν:

h yra Planko konstanta (6,626 10-34 J s); ν=с/λ , с – šviesos greitis, λ – bangos ilgis

Albertas Einšteinas (1905 m.): bet kokia spinduliuotė yra energijos kvantų (fotonų) srautas E = m v 2

Louis de Broglie (1924 m., Prancūzija): taip pat charakterizuojamas elektronaskorpuskulinė bangadvilypumas – spinduliuotė sklinda kaip banga ir susideda iš mažų dalelių (fotonų)

		Dalelė – m,		mv , E = mv 2

	banga - ,			E 2 \u003d h \u003d hv /
	Sujungtas bangos ilgis su mase ir greičiu:
		E1 = E2;		h/mv
	neapibrėžtumas			Werneris Heisenbergas (1927 m.
Vokietija)		dirbti	neaiškumų		nuostatas
(koordinatės)		dalelės x ir	impulsas (mv) ne		gal būt

mažiau nei h/2

x (mv) h/2 (- paklaida, neapibrėžtis) T.y. dalelės padėties ir judesio momento iš esmės bet kada absoliučiai tiksliai nustatyti negalima.

Elektronų debesies atominė orbita (AO)

Tai. tiksli dalelės (elektrono) vieta pakeičiama statistinės tikimybės ją rasti tam tikro tūrio (prie branduolinės) erdvės samprata.

Judėjimas e- turi banginį pobūdį ir yra aprašytas

2 dv yra tikimybės tankis rasti e- tam tikrame tūryje šalia branduolinės erdvės. Ši erdvė vadinama atominė orbita (AO).

1926 metais Schrödingeris pasiūlė lygtį, kuri matematiškai apibūdina e būseną atome. Jį išsprendus

rasti bangos funkciją. Paprastu atveju tai priklauso nuo 3 koordinačių

Elektronas turi neigiamą krūvį, jo orbita reiškia tam tikrą krūvio pasiskirstymą ir yra vadinamas elektronų debesis

KVANTINIAI SKAIČIAI

Įvestas siekiant apibūdinti elektrono padėtį atome pagal Schrödingerio lygtį

1. Pagrindinis kvantinis skaičius(n)

Nustato elektrono energiją – energijos lygį

rodo elektronų debesies dydį (orbitales)

paima reikšmes nuo 1 iki

n (energijos lygio skaičius): 1 2 3 4 ir kt.

2. Orbitinis kvantinis skaičius(l):

lemia – elektrono orbitinį kampinį momentą

rodo orbitos formą

paima reikšmes - nuo 0 iki (n -1)

Grafiškai AO pavaizduotas orbitos kvantiniu skaičiumi: 0 1 2 3 4

Energijos polygis: s p d f g

E didėja


l=0	s polygis s-AO

	p-polygis p-AO

Kiekvienas n atitinka tam tikrą skaičių l reikšmių, t.y. kiekvienas energijos lygis yra padalintas į polygius. Polygių skaičius yra lygus lygio skaičiui.

1 energijos lygis → 1 polygis → 1 s 2 energijos lygis → 2 sublygiai → 2s2p 3 energijos lygis → 3 sublygiai → 3s 3p 3d

4 energijos lygis → 4 polygiai → 4s 4p 4d 4f ir tt

3. Magnetinis kvantinis skaičius(ml)

apibrėžia – elektrono orbitinio kampinio momento projekcijos ant savavališkai parinktos ašies reikšmė

rodo - AO erdvinė orientacija

paima reikšmes – nuo –l iki + l

Bet kuri l reikšmė atitinka (2l +1) magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmes, t.y. (2l +1) galimos tam tikro tipo elektronų debesies vietos erdvėje.

s - būsena - viena orbitalė (2 0+1=1) - m l = 0, nes l = 0

p – būsena – trys orbitos (2 1+1=3)

m l : +1 0 -1, nes l=1

ml = +1

m l =0

m l = -1

Visos tam pačiam polygiui priklausančios orbitos turi tą pačią energiją ir yra vadinamos išsigimusiomis.

Išvada: AO charakterizuojama tam tikra n, l, m l aibe, t.y. tam tikri dydžiai, forma ir orientacija erdvėje.

4. Sukimosi kvantinis skaičius (m s)

"suktis" - "verpstė"

nustato – vidinį mechaninį elektrono momentą, susijusį su jo sukimu aplink savo ašį

paima vertes - (-1/2 h/2) arba (+1/2 h/2)

n=3

l = 1

m l = -1, 0, +1

m s = + 1/2

Principai ir taisyklės

Elektroninės atomų konfigūracijos

(elektroninių konfigūracijos formulių pavidalu)

Nurodykite energijos lygio skaičiaus skaičius

Raidės nurodo energijos polygį (s, p, d, f);

Polygio eksponentas reiškia skaičių

elektronų tam tikrame polygyje

19 K 1s2 2s2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

minimumas

Elektronai atome užima mažiausią energijos būseną, atitinkančią jo stabiliausią būseną.

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

Padidinti E

Klečkovskis

Elektronai dedami nuosekliai orbitose, kurioms būdingas pagrindinių ir orbitinių kvantinių skaičių sumos padidėjimas (n + l) ; esant toms pačioms šios sumos reikšmėms, orbitalė su mažesne pagrindinio kvantinio skaičiaus n reikšme užpildoma anksčiau

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

Elektronai

Atomo sąvoka atsirado senovės pasaulyje, reikšdama materijos daleles. Graikų kalba atomas reiškia „nedalomas“.

Airių fizikas Stoney, remdamasis eksperimentais, padarė išvadą, kad elektrą perneša mažiausios dalelės, esančios visų cheminių elementų atomuose. 1891 metais Stoney pasiūlė šias daleles pavadinti elektronais, o tai graikiškai reiškia „gintaras“. Praėjus keleriems metams po to, kai elektronas gavo pavadinimą, anglų fizikas Josephas Thomsonas ir prancūzų fizikas Jeanas Perrinas įrodė, kad elektronai turi neigiamą krūvį. Tai mažiausias neigiamas krūvis, kuris chemijoje laikomas vienetu (-1). Tomsonui netgi pavyko nustatyti elektrono greitį (elektrono greitis orbitoje yra atvirkščiai proporcingas orbitos skaičiui n. Orbitų spinduliai auga proporcingai orbitos skaičiaus kvadratui. Pirmoje vandenilio orbitoje atomas (n=1; Z=1), greitis ≈ 2,2 106 m/c, tai yra apie šimtą kartų mažesnis už šviesos greitį c=3 108 m/s.) ir elektrono masę ( ji beveik 2000 kartų mažesnė už vandenilio atomo masę).

Elektronų būsena atome

Elektrono būsena atome yra informacijos apie konkretaus elektrono energiją ir erdvę, kurioje jis yra, rinkinys. Elektronas atome neturi judėjimo trajektorijos, t.y. galima kalbėti tik apie tikimybė jį rasti erdvėje aplink branduolį.

Jis gali būti bet kurioje šios erdvės dalyje, supančioje branduolį, o įvairių jo padėčių visuma yra laikoma elektronų debesimi, turinčiu tam tikrą neigiamo krūvio tankį. Vaizdžiai tai galima įsivaizduoti taip: jei būtų įmanoma nufotografuoti elektrono padėtį atome šimtosiomis ar milijoninėmis sekundės dalimis, kaip fotoapdailoje, tai elektronas tokiose nuotraukose būtų vaizduojamas kaip taškai. Perdengus daugybę tokių nuotraukų, būtų gautas didžiausio tankio elektronų debesies vaizdas, kuriame bus daugiausia šių taškų.

Erdvė aplink atomo branduolį, kurioje greičiausiai randamas elektronas, vadinama orbitale. Jame yra maždaug 90% e-debesis, ir tai reiškia, kad apie 90 % laiko elektronas būna šioje erdvės dalyje. Išsiskiria pagal formą 4 šiuo metu žinomi orbitų tipai, kurie žymimi lotyniškai raidės s, p, d ir f. Kai kurių elektroninių orbitų formų grafinis vaizdas parodytas paveikslėlyje.

Svarbiausia elektrono judėjimo tam tikroje orbitoje charakteristika yra jo ryšio su branduoliu energija. Elektronai, turintys panašias energijos vertes, sudaro vieną elektronų sluoksnį arba energijos lygį. Energijos lygiai numeruojami pradedant nuo branduolio – 1, 2, 3, 4, 5, 6 ir 7.

Sveikasis skaičius n, žymintis energijos lygio skaičių, vadinamas pagrindiniu kvantiniu skaičiumi. Jis apibūdina elektronų, užimančių tam tikrą energijos lygį, energiją. Pirmojo energijos lygio elektronai, esantys arčiausiai branduolio, turi mažiausią energiją. Palyginti su pirmojo lygio elektronais, kitų lygių elektronai pasižymės dideliu energijos kiekiu. Vadinasi, išorinio lygio elektronai yra mažiausiai stipriai surišti su atomo branduoliu.

Didžiausias elektronų skaičius energijos lygyje nustatomas pagal formulę:

N = 2n2,

kur N yra didžiausias elektronų skaičius; n yra lygio skaičius arba pagrindinis kvantinis skaičius. Vadinasi, pirmame arčiausiai branduolio esančiame energijos lygyje gali būti ne daugiau kaip du elektronai; antroje - ne daugiau kaip 8; trečioje - ne daugiau kaip 18; ketvirtą - ne daugiau kaip 32.

Pradedant nuo antrojo energijos lygio (n = 2), kiekvienas iš lygių yra suskirstytas į polygius (posluoksnius), kurie vienas nuo kito šiek tiek skiriasi rišimosi energija su branduoliu. Polygių skaičius lygus pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmei: pirmasis energijos lygis turi vieną polygį; antrasis - du; trečias - trys; ketvirtas – keturi polygiai. Polygius savo ruožtu sudaro orbitos. Kiekviena vertėn atitinka orbitalių skaičių, lygų n.

Įprasta sublygius žymėti lotyniškomis raidėmis, taip pat orbitalių, iš kurių jie susideda, formą: s, p, d, f.

Protonai ir neutronai

Bet kurio cheminio elemento atomas yra panašus į mažytę saulės sistemą. Todėl toks E. Rutherfordo pasiūlytas atomo modelis vadinamas planetinis.

Atomo branduolys, kuriame sutelkta visa atomo masė, susideda iš dviejų tipų dalelių - protonai ir neutronai.

Protonų krūvis lygus elektronų krūviui, bet priešingas ženklu (+1), o masė lygi vandenilio atomo masei (chemijoje ji priimta kaip vienetas). Neutronai neturi krūvio, jie yra neutralūs ir jų masė lygi protono masei.

Protonai ir neutronai bendrai vadinami nukleonais (iš lotynų kalbos branduolys – branduolys). Protonų ir neutronų skaičiaus atome suma vadinama masės skaičiumi. Pavyzdžiui, aliuminio atomo masės skaičius:

13 + 14 = 27

protonų skaičius 13, neutronų skaičius 14, masės skaičius 27

Kadangi elektrono masė, kuri yra nereikšminga, gali būti nepaisoma, akivaizdu, kad visa atomo masė yra sutelkta branduolyje. Elektronai žymi e - .

Nes atomas elektra neutralus, taip pat akivaizdu, kad protonų ir elektronų skaičius atome yra vienodas. Jis lygus jam priskirto cheminio elemento serijos numeriui periodinėje sistemoje. Atomo masę sudaro protonų ir neutronų masė. Žinodami elemento serijos numerį (Z), ty protonų skaičių ir masės skaičių (A), lygų protonų ir neutronų skaičių sumai, neutronų skaičių (N) galite rasti naudodami formulę :

N = A-Z

Pavyzdžiui, neutronų skaičius geležies atome yra:

56 — 26 = 30

izotopų

Vadinamos to paties elemento atomų atmainos, turinčios tą patį branduolio krūvį, bet skirtingą masės skaičių izotopų. Gamtoje randami cheminiai elementai yra izotopų mišinys. Taigi, anglis turi tris izotopus, kurių masė yra 12, 13, 14; deguonis – trys izotopai, kurių masė yra 16, 17, 18 ir tt. Paprastai periodinėje sistemoje nurodoma santykinė cheminio elemento atominė masė yra natūralaus tam tikro elemento izotopų mišinio atominių masių vidurkis. atsižvelgiant į jų santykinę gausą gamtoje. Daugumos cheminių elementų izotopų cheminės savybės yra visiškai vienodos. Tačiau vandenilio izotopai labai skiriasi savybėmis dėl dramatiško santykinės atominės masės padidėjimo; jiems netgi buvo suteikti individualūs pavadinimai ir cheminiai simboliai.

Pirmojo laikotarpio elementai

Vandenilio atomo elektroninės struktūros schema:

Atomų elektroninės sandaros schemos rodo elektronų pasiskirstymą elektroniniuose sluoksniuose (energijos lygius).

Grafinė elektroninė vandenilio atomo formulė (rodo elektronų pasiskirstymą energijos lygiais ir polygiais):

Grafinės elektroninės atomų formulės parodo elektronų pasiskirstymą ne tik lygiuose ir polygiuose, bet ir orbitose.

Helio atome pirmasis elektronų sluoksnis yra užbaigtas – jame yra 2 elektronai. Vandenilis ir helis yra s elementai; šių atomų s-orbitalė užpildyta elektronais.

Visi antrojo laikotarpio elementai užpildomas pirmasis elektronų sluoksnis, o elektronai užpildo antrojo elektronų sluoksnio s ir p orbitales pagal mažiausios energijos principą (pirmiausia s, o paskui p) bei Pauli ir Hundo taisykles.

Neoniniame atome baigiamas antrasis elektronų sluoksnis – jame yra 8 elektronai.

Trečiojo periodo elementų atomams pirmasis ir antrasis elektronų sluoksniai yra užpildyti, todėl užpildomas trečiasis elektronų sluoksnis, kuriame elektronai gali užimti 3s-, 3p- ir 3d-sublygius.

Magnio atome užbaigiama 3s elektronų orbitalė. Na ir Mg yra s elementai.

Aliuminio ir vėlesnių elementų 3p polygis užpildytas elektronais.

Trečiojo periodo elementai turi neužpildytas 3d orbitales.

Visi elementai nuo Al iki Ar yra p elementai. s- ir p-elementai sudaro pagrindinius periodinės sistemos pogrupius.

Ketvirtojo – septintojo laikotarpių elementai

Prie kalio ir kalcio atomų atsiranda ketvirtas elektronų sluoksnis, 4s polygis yra užpildytas, nes jis turi mažiau energijos nei 3d polygis.

K, Ca – s-elementai, įtraukti į pagrindinius pogrupius. Atomams nuo Sc iki Zn 3d polygis užpildytas elektronais. Tai 3D elementai. Jie yra įtraukti į antrinius pogrupius, juose yra užpildytas išankstinis išorinis elektronų sluoksnis, jie vadinami pereinamaisiais elementais.

Atkreipkite dėmesį į chromo ir vario atomų elektronų apvalkalų struktūrą. Juose įvyksta vieno elektrono „gedimas“ iš 4s- į 3d polygį, o tai paaiškinama didesniu gautų elektroninių konfigūracijų 3d 5 ir 3d 10 energijos stabilumu:

Cinko atome užbaigiamas trečiasis elektronų sluoksnis - jame užpildyti visi 3s, 3p ir 3d polygiai, iš viso ant jų yra 18 elektronų. Elementuose po cinko ir toliau pildomas ketvirtasis elektronų sluoksnis, 4p polygis.

Elementai nuo Ga iki Kr yra p-elementai.

Išorinis kriptono atomo sluoksnis (ketvirtasis) yra užbaigtas ir turi 8 elektronus. Bet ketvirtajame elektronų sluoksnyje gali būti tik 32 elektronai; kriptono atomo 4d ir 4f polygiai vis dar lieka neužpildyti Penktojo periodo elementai užpildo polygius tokia tvarka: 5s - 4d - 5p. Taip pat yra išimčių, susijusių su " nesėkmė» elektronai, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Šeštajame ir septintajame perioduose atsiranda f elementai, ty elementai, kuriuose atitinkamai užpildomi trečiojo išorinio elektroninio sluoksnio 4f ir 5f polygiai.

4f elementai vadinami lantanidais.

5f elementai vadinami aktinidais.

Elektroninių polygių užpildymo tvarka šeštojo periodo elementų atomuose: 55 Cs ir 56 Ba - 6s-elementai; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elementas; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementai; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementai; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementai. Tačiau net ir čia yra elementų, kuriuose „pažeidžiama“ elektroninių orbitalių užpildymo tvarka, o tai, pavyzdžiui, siejama su didesniu pusiau ir visiškai užpildytų f sublygių energijos stabilumu, t.y., nf 7 ir nf 14. Priklausomai nuo to, kuris atomo polygis užpildytas elektronais paskutinis, visi elementai skirstomi į keturias elektronines šeimas arba blokus:

s-elementai. Atomo išorinio lygio s-polygis užpildytas elektronais; s-elementams priskiriamas vandenilis, helis ir pagrindinių I ir II grupių pogrupių elementai.

p-elementai. Atomo išorinio lygio p polygis užpildytas elektronais; p-elementai apima III-VIII grupių pagrindinių pogrupių elementus.

d-elementai. Atomo priešišorinio lygio d-polygis užpildytas elektronais; d-elementai apima I-VIII grupių antrinių pogrupių elementus, t.y. didelių laikotarpių tarpkalinių dešimtmečių elementus, išsidėsčiusius tarp s- ir p-elementų. Jie taip pat vadinami pereinamaisiais elementais.

f-elementai. Trečiojo išorinio atomo lygio f polygis užpildytas elektronais; Tai apima lantanidus ir antinoidus.

Šveicarų fizikas W. Pauli 1925 m. nustatė, kad atome vienoje orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai, turintys priešingus (antilygiagrečius) sukinius (išvertus iš anglų kalbos - „spindle“), t. y. turinčius tokias savybes, kurias sąlygiškai galima įsivaizduoti kaip elektrono sukimasis aplink savo įsivaizduojamą ašį: pagal laikrodžio rodyklę arba prieš laikrodžio rodyklę.

Šis principas vadinamas Pauli principas. Jei orbitoje yra vienas elektronas, tada jis vadinamas nesuporuotu, jei yra du, tai yra suporuoti elektronai, tai yra elektronai su priešingais sukiniais. Paveiksle pavaizduota energijos lygių padalijimo į polygius schema ir jų užpildymo tvarka.

Labai dažnai atomų elektronų apvalkalų struktūra vaizduojama naudojant energijos arba kvantines ląsteles – jose užrašomos vadinamosios grafinės elektroninės formulės. Šiam įrašui naudojama tokia žyma: kiekviena kvantinė ląstelė žymima ląstele, atitinkančia vieną orbitą; kiekvienas elektronas pažymėtas sukimosi kryptį atitinkančia rodykle. Rašant grafinę elektroninę formulę, reikia atsiminti dvi taisykles: Pauli principas ir F. Hundo taisyklė, pagal kurią elektronai laisvąsias ląsteles užima iš pradžių po vieną ir tuo pačiu turi tą pačią sukimosi reikšmę, o tik tada poruojasi, tačiau sukiniai pagal Pauli principą jau bus priešingos krypties.

Hundo taisyklė ir Pauli principas

Hundo taisyklė- kvantinės chemijos taisyklė, kuri nustato tam tikro posluoksnio orbitalių užpildymo tvarką ir formuluojama taip: bendra šio posluoksnio sukinio kvantinio elektronų skaičiaus vertė turėtų būti didžiausia. Suformulavo Friedrichas Hundas 1925 m.

Tai reiškia, kad kiekvienoje iš posluoksnio orbitalių pirmiausia užpildomas vienas elektronas, o tik išnaudojus neužpildytas orbitales, prie šios orbitalės pridedamas antras elektronas. Šiuo atveju vienoje orbitoje yra du elektronai, kurių priešingo ženklo sukiniai yra pusiau sveiki, kurie susiporuoja (sudaro dviejų elektronų debesį) ir dėl to bendras orbitos sukinys tampa lygus nuliui.

Kita formuluotė: Žemiau energijos yra atominis terminas, kuriam įvykdytos dvi sąlygos.

Daugybė yra maksimali
Kai dauginiai sutampa, bendras orbitos impulsas L yra didžiausias.

Išanalizuokime šią taisyklę naudodamiesi p-polygio orbitalių užpildymo pavyzdžiu p- antrojo laikotarpio elementai (tai yra nuo boro iki neono (žemiau esančioje diagramoje horizontalios linijos rodo orbitas, vertikalios rodyklės rodo elektronus, o rodyklės kryptis rodo sukimosi kryptį).

Klečkovskio taisyklė

Klečkovskio taisyklė - didėjant bendram elektronų skaičiui atomuose (didėjant jų branduolių krūviams arba eiliniams cheminių elementų skaičiams), atominės orbitalės apgyvendinamos taip, kad elektronų atsiradimas didesnės energijos orbitose priklauso tik nuo pagrindinis kvantinis skaičius n ir nepriklauso nuo visų kitų kvantinių skaičių.skaičiai, įskaitant ir iš l. Fiziškai tai reiškia, kad į vandenilį panašiame atome (nesant tarpelektronų atstūmimo) elektrono orbitos energiją lemia tik elektrono krūvio tankio erdvinis nutolimas nuo branduolio ir nepriklauso nuo jo judėjimo ypatybių. branduolio lauke.

Klečkovskio empirinė taisyklė ir iš jos kylančios kiek prieštaringos atominių orbitalių tikrosios energijos sekos sekų seka tik dviem to paties tipo atvejais: atomams Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, yra išorinio sluoksnio s polygio elektrono „gedimas“ iki ankstesnio sluoksnio d polygio, dėl kurio atsiranda energetiškai stabilesnė atomo būsena, būtent: užpildžius orbitą 6 dviem. elektronų s

Viskas pasaulyje sudaryta iš atomų. Bet iš kur jie atsirado ir iš ko jie patys susideda? Šiandien atsakome į šiuos paprastus ir esminius klausimus. Iš tiesų, daugelis planetoje gyvenančių žmonių sako nesuprantantys atomų sandaros, iš kurių jie patys susideda.

Natūralu, kad mielas skaitytojas supranta, kad šiame straipsnyje mes stengiamės viską pateikti kuo paprasčiau ir įdomiau, todėl „neapkrauname“ mokslinių terminų. Norintiems išstudijuoti šią problemą profesionaliau, patariame paskaityti specializuotą literatūrą. Tačiau šiame straipsnyje pateikta informacija gali puikiai pasitarnauti jūsų studijoms ir padaryti jus eruditiškesnius.

Atomas – mikroskopinio dydžio ir masės medžiagos dalelė, mažiausia cheminio elemento dalis, kuri yra jo savybių nešėja. Kitaip tariant, tai yra mažiausia medžiagos dalelė, kuri gali dalyvauti cheminėse reakcijose.

Atradimų ir struktūros istorija

Atomo sąvoka buvo žinoma senovės Graikijoje. Atomizmas yra fizinė teorija, teigianti, kad visi materialūs objektai yra sudaryti iš nedalomų dalelių. Kartu su Senovės Graikija atomizmo idėja taip pat buvo plėtojama lygiagrečiai Senovės Indijoje.

Nežinia, ar ateiviai pasakojo apie atomus tuometiniams filosofams, ar jie patys apie tai galvojo, tačiau eksperimentiškai šią teoriją chemikai galėjo patvirtinti daug vėliau – tik XVII amžiuje, kai Europa išniro iš inkvizicijos ir vidurio bedugnės. Amžius.

Ilgą laiką dominuojanti atomo sandaros idėja buvo idėja, kad jis yra nedaloma dalelė. Tai, kad atomas vis dar gali būti padalintas, paaiškėjo tik XX amžiaus pradžioje. Rutherfordas, atlikęs garsųjį eksperimentą su alfa dalelių nukreipimu, sužinojo, kad atomą sudaro branduolys, aplink kurį sukasi elektronai. Buvo priimtas planetinis atomo modelis, pagal kurį elektronai sukasi aplink branduolį, kaip mūsų Saulės sistemos planetos aplink žvaigždę.

Šiuolaikinės idėjos apie atomo struktūrą pažengė toli. Atomo branduolys, savo ruožtu, susideda iš subatominių dalelių arba nukleonų – protonų ir neutronų. Būtent nukleonai sudaro didžiąją atomo dalį. Tuo pačiu metu protonai ir neutronai taip pat nėra nedalomos dalelės ir susideda iš pagrindinių dalelių - kvarkų.

Atomo branduolys turi teigiamą elektros krūvį, o skriejantys elektronai – neigiamą. Taigi atomas yra elektriškai neutralus.

Žemiau pateikiama elementari anglies atomo struktūros diagrama.

atomų savybės

Svoris

Atomų masė paprastai matuojama atominės masės vienetais – a.m.u. Atominės masės vienetas yra 1/12 laisvos ramybės anglies atomo masė jo pagrindinėje būsenoje.

Chemijoje atomų masei matuoti naudojama sąvoka "mol". 1 molis yra medžiagos kiekis, kuriame yra atomų skaičius, lygus Avogadro skaičiui.

Dydis

Atomai yra labai maži. Taigi mažiausias atomas yra helio atomas, jo spindulys yra 32 pikometrai. Didžiausias atomas yra cezio atomas, kurio spindulys yra 225 pikometrai. Priešdėlis pico reiškia nuo dešimties iki minus dvyliktosios! Tai yra, jei 32 metrus sumažinsime tūkstantį milijardų kartų, gausime helio atomo spindulio dydį.

Tuo pačiu metu dalykų mastas yra toks, kad iš tikrųjų atomas susideda iš 99% tuštumos. Branduolys ir elektronai užima itin nedidelę jo tūrio dalį. Norėdami iliustruoti, pažvelkime į pavyzdį. Jei įsivaizduojate atomą olimpinio stadiono pavidalu Pekine (o gal ir ne Pekine, tiesiog įsivaizduokite didelį stadioną), tai šio atomo branduolys bus vyšnia, esanti lauko centre. Elektronų orbitos tuomet būtų kažkur viršutinių stovų lygyje, o vyšnia svertų 30 mln. Įspūdinga, ar ne?

Iš kur atsirado atomai?

Kaip žinote, dabar įvairūs atomai yra sugrupuoti periodinėje lentelėje. Jame yra 118 (o jei su prognozuotais, bet dar neatrastais elementais – 126) elementų, neskaičiuojant izotopų. Bet taip buvo ne visada.

Pačioje Visatos formavimosi pradžioje atomų nebuvo, o juo labiau – buvo tik elementarios dalelės, sąveikaujančios viena su kita, veikiamos milžiniškos temperatūros. Kaip pasakytų poetas, tai buvo tikra dalelių apoteozė. Per pirmąsias tris Visatos egzistavimo minutes dėl temperatūros sumažėjimo ir daugybės veiksnių sutapimo prasidėjo pirminės nukleosintezės procesas, kai iš elementariųjų dalelių atsirado pirmieji elementai: vandenilis, helis, litis ir kt. deuteris (sunkusis vandenilis). Būtent iš šių elementų susiformavo pirmosios žvaigždės, kurių gelmėse vyko termobranduolinės reakcijos, dėl kurių „sudegė“ vandenilis ir helis, sudarydami sunkesnius elementus. Jei žvaigždė buvo pakankamai didelė, ji savo gyvenimą baigė vadinamuoju „supernovos“ sprogimu, dėl kurio atomai buvo išmesti į supančią erdvę. Ir taip pasirodė visa periodinė lentelė.

Taigi, galime sakyti, kad visi mūsų sudaryti atomai kažkada buvo senovės žvaigždžių dalis.

Kodėl atomo branduolys nesuyra?

Fizikoje yra keturių tipų pagrindinės sąveikos tarp dalelių ir jų sudarytų kūnų. Tai stiprios, silpnosios, elektromagnetinės ir gravitacinės sąveikos.

Būtent dėl stiprios sąveikos, pasireiškiančios atomo branduolių mastu ir atsakingos už trauką tarp nukleonų, atomas yra toks „kietas riešutėlis“.

Ne taip seniai žmonės suprato, kad skylant atomų branduoliams išsiskiria didžiulė energija. Sunkiųjų atomų branduolių dalijimasis yra energijos šaltinis branduoliniuose reaktoriuose ir branduoliniuose ginkluose.

Taigi, draugai, supažindinę jus su atomo sandara ir sandaros pagrindais, galime tik priminti, kad esame pasiruošę jums padėti bet kada. Nesvarbu, ar reikia baigti branduolinės fizikos diplomą, ar mažiausią išbandymą – situacijų būna įvairių, bet išeitis iš bet kokios situacijos yra. Pagalvokite apie Visatos mastą, užsisakykite darbą Zaochnik ir atminkite – nerimauti nėra jokios priežasties.

1 variantas

A dalis.

A 1. Susidaro atomo branduolys (39 K).

1) 19 protonų ir 20 elektronų 2) 20 neutronų ir 19 elektronų

3) 19 protonų ir 20 neutronų 4) 19 protonų ir 19 neutronų

A 2. Elemento fosforo atomas atitinka elektroninę formulę

1) 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 2 2) 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 3 3) 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 4 4) 1S 2 2p 2S 3p 3

A 3. Cheminiai elementai išdėstomi mažėjančio jų atominio spindulio tvarka

1) Ba, Cd, Sb 2) In, Pb, Sb 3) Cs, Na, H 4) Br, Se, As

A 4. Ar teisingi šie teiginiai apie cheminius elementus?

A. Visi cheminiai elementai-metalai priklauso S- ir d-elementams.

B. Junginiuose esantys nemetalai turi tik neigiamą oksidacijos būseną.

A 5. Tarp II grupės pagrindinio pogrupio metalų stipriausias reduktorius yra

1) baris 2) kalcis 3) stroncis 4) magnis

A 6. Chromo atomo energetinių sluoksnių skaičius ir elektronų skaičius išoriniame energetiniame sluoksnyje yra atitinkamai

A 7. Aukštesni chromo hidroksido eksponatai

A 8. Elementų elektronegatyvumas serijoje didėja iš kairės į dešinę

1) O-S-Se-Te 2) B-Be-Li-Na 3) O-N-P-As 4) Ge-Si-S-Cl

A 9. Chloro oksidacijos laipsnis Ba(ClO 3) 2 yra

1) +1 2) +3 3) +5 4) +7

A 10. Priklauso elementas arsenas

Atsakymai į užduotį B1-B2

1. Aukštesnių oksidų rūgščių savybių padidėjimas pasireiškia serijoje:

1) CaOSiO 2 SO 3 2) CO 2 Al 2 O 3 MgO 3) Li 2 OCO 2 N 2 O 5

4) As 2 O 5 P 2 O 5 N 2 O 5 5) BeOCaOSrO 6) SO 3 P 2 O 5 Al 2 O 3

2. Nustatykite atitikmenį.

Pagrindinė sudėtis Elektroninė formulė

A. 7 p + 1, 7 n 0 1 1. 2S 2 2p 3

B. 15 p + 1, 16 n 0 1 2. 2S 2 2p 4

B. 9 p + 1, 10 n 0 1 3. 3S 2 3p 5

D. 34 p + 1, 45 n 0 1 4. 2S 2 2p 5

Nuo 1. Parašykite aukštesnio oksido ir didesnio bromo hidroksido formulę. Užrašykite bromo atomo elektroninę konfigūraciją pagrindinėje ir sužadintoje būsenoje, nustatykite galimus jo valentingus.

Parašykite bromo atomo elektronines formules didžiausiomis ir mažiausiomis galiomis.

Egzaminas Nr.1 tema "Atomo sandara"

2 variantas

A dalis. Pasirinkite vieną teisingą atsakymą

A 1. 90 Sr izotopo protonų, neutronų ir elektronų skaičius yra atitinkamai

1. 38, 90, 38 2. 38, 52, 38 3. 90, 52, 38 4. 38, 52,90

A 2. Elektroninė formulė 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 atitinka elemento atomą

1. siera 2. bromas 3. kalis 4. manganas

A 3. Elementai išdėstyti mažėjančio atominio spindulio tvarka

1) boras, aliuminis, galis 3) boras, anglis, silicis

2) kalis, natris, litis 4) kriptonas, ksenonas, radonas

A 4. Ar teisingi toliau pateikti sprendimai dėl serijos elementų savybių keitimo?

Be-Mg-Ca-Sr-Ba?

A. Sustiprintos metalo savybės.

B. Atomų spindulys ir valentinių elektronų skaičius nekinta.

1) tik A yra teisinga 2) tik B yra teisinga 3) abu sprendimai yra teisingi 4) abu sprendimai yra neteisingi

A 5. Tarp trečiojo laikotarpio nemetalų stipriausias oksidatorius yra

1) fosforas 2) silicis 3) siera 4) chloras

A 6. Mangano atomo energetinių sluoksnių skaičius ir elektronų skaičius išoriniame energetiniame sluoksnyje yra atitinkamai:

1) 4, 2 2) 4, 1 3) 4, 6 4) 4, 5

A 7. Didesnio mangano hidroksido eksponatai

1) rūgštinės savybės 3) bazinės savybės

2) amfoterinės savybės 4) nerodo rūgščių-šarmų savybių

A 8. Elementų elektronegatyvumas mažėja iš kairės į dešinę išilgai eilutės

1) O-Se-S-Te 2) Be-Be-Li-H 3) O-N-P-As 4) Ge-Si-S-Cl

A 9. Azoto oksidacijos būsena Ba(NO 2) 2 yra

1) +1 2) +3 3) +5 4) +7

A 10. Priklauso elementui manganas

1) s elementai 2) p elementai 3) d elementai 4) pereinamieji elementai

Atsakymai į užduotį B1-B2 yra skaitmenų seka, atitinkanti teisingų atsakymų skaičius.

1. Aukštesniųjų hidroksidų pagrindinių savybių padidėjimas atsiranda juos sudarančių elementų serijoje:

1) MgAl ) AsР 3) PSCl

4) BBeLi 5) MgCaBa 6)CaKCs

2. Nustatykite atitikmenį.

Pagrindinė sudėtis Elektroninė formulė

A. 19 p + 1, 20 n 0 1 1. 4S 1

B. 20 p + 1, 20 n 0 1 2. 4S 2

B. 14 p + 1, 14 n 0 1 3. 5S 1

D. 35 p + 1, 45 n 0 1 4. 4S 2 4p 5

Atlikdami C 1 užduotį, detaliai surašykite jos sprendimo eigą ir gautą rezultatą.

Nuo 1. Parašykite aukštesnio oksido ir didesnio arseno hidroksido formulę. Užrašykite arseno atomo elektroninę konfigūraciją žeminėje ir sužadintoje būsenoje, nustatykite galimus jo valentingus.

Parašykite arseno atomo elektronines formules didžiausiomis ir mažiausiomis galiomis.

Testas Nr.1 „Atomo sandara. Periodinė sistema. Cheminės formulės »

Zakirova Olisya Telmanovna – chemijos mokytoja.

MBOUArskaja vidutinis bendrojo lavinimo mokykla № 7 "

Tikslas: Patikrinti žinių nuoseklumą, stiprumą, gilumątema „Atomo sandara. Periodinė sistema. Cheminės formulės ». Kontroliuoti studentų asimiliacijos laipsnį žinių apie atomo struktūrą, gebėjimą apibūdinti elementą pagal padėtį PSCE, nustatyti junginių molekulinę masę.

1 etapas. Laiko organizavimas. 1. Pasisveikinimas.

2. Darbų organizavimas.

3. Pamokos tikslo paskelbimas mokiniams

Pamokos tikslo nustatymas:

Sąvokų kartojimas, apibendrinimas ir sisteminimas.PZ ir PSE D. I. Mendelejevas

2 etapas: Sąvokų kartojimas, apibendrinimas ir sisteminimas

1 variantas.

1. Kas lemia cheminio elemento vietą D.I.Mendelejevo PSCE?

A) elektronų skaičius atome; B) elektronų skaičius išoriniame lygyje; C) neutronų skaičius atomo branduolyje;

D) protonų skaičius atomo branduolyje; E) teisingo atsakymo nėra.

2. Kas lemia cheminių elementų savybes?A) santykinės atominės masės reikšmę;B) atomo branduolio krūvį;C) elektronų skaičių išoriniame lygyje;D) elektronų skaičių atome; E) nėra teisingo atsakymo.

3. Kaip galite nustatyti elektroninių lygių skaičių bet kurio cheminio elemento atome?

4. Kaip galima nustatyti elektronų skaičių pagrindinių pogrupių elementų atomų išoriniame sluoksnyje?

A) pagal laikotarpio numerį; B) pagal grupės numerį; C) pagal eilutės numerį; D) nėra teisingo atsakymo.

5. Kaip kinta atomo spindulys, didėjant elemento eilės skaičiui periode?

A) didėja; B) mažėja; C) nesikeičia; D) pokyčių nėra.

6. Kurio iš šių elementų atomo spindulys yra didžiausias?

A) berilio; B) boras; B) anglis; D) azotas.

7. Raskite molekulinę masęCO2 ; H2 TAIP4

2 variantas.

1. Kaip keičiasi cheminių elementų savybės laikotarpiu, kai didėja branduolio krūvis?

A) sustiprėja metalinės savybės, B) periodiškai kartojasi metalinės savybės;

C) pagerinamos nemetalinės savybės; D) nėra teisingo atsakymo.

2. Kuris elementas turi ryškiausias metalines savybes?A) silicis; B) aliuminis; C) natris; D) magnis.

3. Kaip keičiasi pagrindinių periodinės sistemos pogrupių elementų savybės didėjant branduoliniam krūviui?

A) susilpnėja metalinės savybės B) nekinta metalinės savybės;

C) nemetalinės savybės nekinta; D) nėra teisingo atsakymo.

4. Kuris elementas turi ryškiausias nemetalines savybes?A)siera;B)deguonis;C)selenas;D)telūras.

5. Kas lemia cheminio elemento vietą D.I.Mendelejevo PSCE?A)atomo masė;B)atomo branduolio krūvis;

C) elektronų skaičius išoriniame lygyje; D) atomo elektroninių lygių skaičius; E) teisingo atsakymo nėra.

6. Pagal periodo, kuriame yra cheminis elementas, skaičių galima nustatyti: A) elektronų skaičių atome;

B) elektronų skaičius išoriniame elektroniniame lygmenyje C) didžiausias elemento valentingumas;

D) elektroninių lygių skaičius atome; E) teisingo atsakymo nėra.

7. Raskite molekulinę masęCO ; H2 TAIP3

3 variantas.

1. Kas lemia cheminio elemento savybes?A) elektronų skaičius atome; B) elektronų lygių skaičius atome; C) neutronų skaičius atomo branduolyje; D) teisingo atsakymo nėra .

2. Pagal grupės, kurioje yra atomas, skaičių galite nustatyti: A) elektronų skaičių atome;

B) elektronų skaičius išoriniame elektroniniame lygyje bet kurio grupės elemento atome;

C) elektronų skaičius išoriniame elektroniniame lygyje šios grupės pagrindinio pogrupio elemento atome;

D) elektroninių lygių skaičius atome; E) teisingo atsakymo nėra.

3. Kaip kinta atomo spindulys periode, kai didėja elemento eilės skaičius?

A) nesikeičia; B) didėja; C) mažėja; D) kartojasi periodiškai.

4.Kaip kinta cheminių elementų savybės periodu, kai didėja branduolio krūvis?A) silpsta metalinės savybės;B) periodiškai kartojasi metalinės savybės;C) susilpnėja nemetalinės savybės;

D) periodiškai kartojamos nemetalinės savybės; E) teisingo atsakymo nėra.

5. Kaip kinta elementų savybės pagrindiniuose PSCE D.I pogrupiuose. Mendelejevas su padidėjusiu branduolio krūviu?

A) sustiprinamos metalinės savybės; B) sustiprėja nemetalinės savybės;

C) savybės nesikeičia; D) nėra teisingo atsakymo.

6. Kuris elementas turi ryškiausias nemetalines savybes?

A) germanis; B) arsenas; C) bromas; D) selenas.

7. Raskite molekulinę masęH2 O ; H3 PO4

3 etapas: Apibendrinant pamoką.