Praca 1 struktura atomu. Podstawy budowy atomu. Tylko o kompleksie. Historia odkrycia i struktury

prace laboratoryjne

warsztaty

samodzielna praca w klasie

samodzielna praca domowa (standardowa kalkulacja)

kontrola (obrona, kolokwia, kolokwium, egzamin)

Podręczniki i poradniki naukowe

N.V. Korowin. chemia ogólna

Kurs chemii ogólnej. Teoria i problemy (pod redakcją N.V. Korovina, B.I. Adamson)

N.V. Korovin i inni Praca laboratoryjna w chemii

Plan kalendarza

elektrolity,

Równoważnik chemiczny

hydroliza, PR

Forma elektryczna-

13(2 )

GE, elektroliza,

27(13,16)

14(2 )

korozja

Liczba kwantowa

17(2 )

18(2 )

Wiązanie chemiczne

kompleksy

Termodynamika

Kinetyka.

6(2,3 )

równowaga

Wprowadzenie do chemii

Chemia w Instytucie Energetyki jest podstawową ogólną dyscypliną teoretyczną.

Chemia to nauka przyrodnicza zajmująca się badaniem składu, budowy, właściwości i przemian substancji, a także zjawisk towarzyszących tym przemianom.

	M.V. Lomonosov						D.I. Mendelejew
	"Chemiczny
							„Podstawy chemii” 1871
	uważa		nieruchomości
							d.) – „Chemia –
	zmiany
							doktryna żywiołów i
	wyjaśnia
							ich powiązania."
				chemiczny

zachodzą przemiany”.

„Złoty wiek chemii” (koniec XIX - początek XX wieku)

Prawo okresowe DI Mendelejewa (1896)

Pojęcie wartościowości wprowadzone przez E. Franklanda (1853)

Teoria struktury związków organicznych A.M.Butlerov (1861-1863)

Teoria związków kompleksowych A. Werner

Prawo masowego działania M. Gultberga i L. Waage

Termochemia, opracowana głównie przez GI Hessa

Teoria dysocjacji elektrolitycznej autorstwa S. Arrheniusa

Zasada ruchomej równowagi autorstwa A. Le Chatelier

Zasada fazowa J.W. Gibbsa

Teoria złożonej budowy atomu Bohr-Sommerfeld (1913-1916)

Znaczenie współczesnego etapu rozwoju chemii

Zrozumienie praw chemii i ich zastosowania pozwala na tworzenie nowych procesów, maszyn, instalacji i urządzeń.

Pozyskiwanie energii elektrycznej, paliwa, metali, różnych materiałów, żywności itp. bezpośrednio związane z reakcjami chemicznymi. Na przykład energia elektryczna i mechaniczna jest obecnie pozyskiwana głównie poprzez przetwarzanie energii chemicznej paliwa naturalnego (reakcje spalania, oddziaływanie wody i jej zanieczyszczeń z metalami itp.). Bez zrozumienia tych procesów niemożliwe jest zapewnienie efektywnej pracy elektrowni i silników spalinowych.

Znajomość chemii jest niezbędna do:

- kształtowanie światopoglądu naukowego,

- dla rozwoju myślenia figuratywnego,

- kreatywny rozwój przyszłych specjalistów.

Współczesny etap rozwoju chemii charakteryzuje się powszechnym wykorzystaniem mechaniki kwantowej (falowej) do interpretacji i obliczania parametrów chemicznych substancji i układów substancji oraz opiera się na kwantowo-mechanicznym modelu budowy atomu.

Atom to złożony mikrosystem elektromagnetyczny, będący nośnikiem właściwości pierwiastka chemicznego.

STRUKTURA ATOMU

Izotopy to odmiany atomów tej samej substancji chemicznej

pierwiastki, które mają tę samą liczbę atomową, ale różne liczby atomowe

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

Podstawy mechaniki kwantowej

Mechanika kwantowa- zachowanie poruszających się mikroobiektów (w tym elektrony) to

jednoczesna manifestacja zarówno właściwości cząstek, jak i właściwości fal ma charakter dualny (korpuskularny).

Kwantyzacja energii: Max Planck (1900, Niemcy) -

substancje emitują i pochłaniają energię w dyskretnych porcjach (kwantach). Energia kwantu jest proporcjonalna do częstotliwości promieniowania (oscylacji) ν:

h jest stałą Plancka (6,626 10-34 J s); ν=с/λ , с – prędkość światła, λ – długość fali

Alberta Einsteina (1905): każde promieniowanie jest strumieniem kwantów energii (fotonów) E = m v 2

Louis de Broglie (1924, Francja): elektron jest również scharakteryzowanyfala korpuskularnadualność - promieniowanie rozchodzi się jak fala i składa się z małych cząstek (fotonów)

		Cząstka - m,		śr , E=mw 2
	Fala - ,			E 2 \u003d h \u003d hv /
	Połączona długość fali z masą i prędkością:
		E1 = E2;		h/mv
	niepewność			Werner Heisenberg (1927,
Niemcy)		Praca	niepewności		zaprowiantowanie
(współrzędne)		cząstki x i	pęd (mv) nie		być może

mniej niż godz./2

x (mv) h/2 (- błąd, niepewność) Tj. położenia i pędu cząstki nie można w zasadzie w żadnym momencie określić z absolutną dokładnością.

Orbital atomowy chmury elektronowej (AO)

To. dokładną lokalizację cząstki (elektronu) zastępuje pojęcie statystycznego prawdopodobieństwa znalezienia jej w określonej objętości (w pobliżu jądrowej) przestrzeni.

Ruch e- ma charakter falowy i jest opisany

2 dv to gęstość prawdopodobieństwa znalezienia e- w określonej objętości w pobliżu przestrzeni jądrowej. Ta przestrzeń nazywa się orbital atomowy (AO).

W 1926 Schrödinger zaproponował równanie, które matematycznie opisuje stan e w atomie. Rozwiązując to

znajdź funkcję falową. W prostym przypadku zależy to od 3 współrzędnych

Elektron niesie ładunek ujemny, jego orbita reprezentuje pewien rozkład ładunku i nazywa się Chmura elektronowa

LICZBY KWANTOWE

Wprowadzony w celu scharakteryzowania położenia elektronu w atomie zgodnie z równaniem Schrödingera

1. Główna liczba kwantowa(n)

Określa energię elektronu - poziom energii

pokazuje rozmiar chmury elektronowej (orbitale)

przyjmuje wartości od 1 do

n (numer poziomu energii): 1 2 3 4 itd.

2. Orbitalna liczba kwantowa(l) :

wyznacza - orbitalny moment pędu elektronu

pokazuje kształt orbitalu

przyjmuje wartości - od 0 do (n -1)

Graficznie AO jest reprezentowany przez orbitalną liczbę kwantową: 0 1 2 3 4

Podpoziom energii: s p d f g

E wzrasta

l=0	s-podpoziom s-AO
	p-podpoziom p-AO

Każde n odpowiada pewnej liczbie l wartości, tj. każdy poziom energii jest podzielony na podpoziomy. Liczba podpoziomów jest równa numerowi poziomu.

1. poziom energii → 1 podpoziom → 1s 2. poziom energii → 2 podpoziomy → 2s2p 3. poziom energii → 3 podpoziomy → 3s 3p 3d

4. poziom energii → 4 podpoziomy → 4s 4p 4d 4f itd.

3. Magnetyczna liczba kwantowa(ml)

definiuje – wartość rzutu orbitalnego momentu pędu elektronu na dowolnie wybraną oś

pokazuje - orientacja przestrzenna AO

przyjmuje wartości – od –l do + l

Dowolna wartość l odpowiada (2l +1) wartościom magnetycznej liczby kwantowej, tj. (2l +1) możliwe lokalizacje chmury elektronowej danego typu w przestrzeni.

s - stan - jeden orbital (2 0+1=1) - m l = 0, ponieważ l = 0

p - stan - trzy orbitale (2 1+1=3)

m l : +1 0 -1, ponieważ l=1

ml =+1

m l =0

m l = -1

Wszystkie orbitale należące do tego samego podpoziomu mają tę samą energię i nazywane są zdegenerowanymi.

Wniosek: AO charakteryzuje się pewnym zbiorem n, l, m l , tj. określone rozmiary, kształt i orientacja w przestrzeni.

4. Spinowa liczba kwantowa (m s )

„spin” - „wrzeciono”

określa - wewnętrzny moment mechaniczny elektronu związany z jego obrotem wokół własnej osi

przyjmuje wartości - (-1/2 godz./2) lub (+1/2 godz./2)

n=3

l = 1

m l = -1, 0, +1

m s = + 1/2

Zasady i zasady

Elektroniczne konfiguracje atomów

(w postaci elektronicznych wzorów konfiguracyjnych)

Wskaż cyfry numeru poziomu energii

Litery wskazują podpoziom energii (s, p, d, f);

Wykładnik podpoziomu oznacza liczbę

elektrony na danym podpoziomie

19 tys. 1s2 2s2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

minimum

Elektrony w atomie zajmują najniższy stan energetyczny odpowiadający jego najbardziej stabilnemu stanowi.

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

Zwiększ E

Klechkowski

Elektrony są umieszczane sekwencyjnie na orbitalach charakteryzujących się wzrostem sumy głównych i orbitalnych liczb kwantowych (n + l) ; dla tych samych wartości tej sumy orbital o mniejszej wartości głównej liczby kwantowej n jest wypełniany wcześniej

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

Elektrony

Pojęcie atomu powstało w starożytnym świecie na oznaczenie cząstek materii. W języku greckim atom oznacza „niepodzielny”.

Irlandzki fizyk Stoney na podstawie eksperymentów doszedł do wniosku, że elektryczność niosą najmniejsze cząstki, które istnieją w atomach wszystkich pierwiastków chemicznych. W 1891 roku Stoney zaproponował nazwanie tych cząstek elektronami, co po grecku oznacza „bursztyn”. Kilka lat po tym, jak elektron otrzymał swoją nazwę, angielski fizyk Joseph Thomson i francuski fizyk Jean Perrin udowodnili, że elektrony niosą ładunek ujemny. Jest to najmniejszy ładunek ujemny, który w chemii przyjmuje się jako jednostkę (-1). Thomsonowi udało się nawet określić prędkość elektronu (prędkość elektronu na orbicie jest odwrotnie proporcjonalna do liczby orbity n. Promienie orbit rosną proporcjonalnie do kwadratu liczby orbity. Na pierwszej orbicie wodór atomu (n=1; Z=1), prędkość wynosi ≈ 2,2 106 m/c, czyli około sto razy mniej niż prędkość światła c=3 108 m/s.) i masa elektronu ( to prawie 2000 razy mniej niż masa atomu wodoru).

Stan elektronów w atomie

Stan elektronu w atomie to zbiór informacji o energii danego elektronu i przestrzeni, w której się znajduje. Elektron w atomie nie ma trajektorii ruchu, tzn. można tylko mówić o prawdopodobieństwo znalezienia go w przestrzeni wokół jądra.

Może znajdować się w dowolnej części tej przestrzeni otaczającej jądro, a całość jego różnych pozycji jest uważana za chmurę elektronów o pewnej ujemnej gęstości ładunku. W przenośni można to sobie wyobrazić w następujący sposób: gdyby można było sfotografować położenie elektronu w atomie w setnych lub milionowych częściach sekundy, jak w przypadku wykończenia zdjęcia, to elektron na takich fotografiach byłby reprezentowany jako punkty. Nałożenie na siebie niezliczonych takich zdjęć dałoby obraz chmury elektronowej o największej gęstości, w której będzie większość tych punktów.

Przestrzeń wokół jądra atomowego, w której najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalem. Zawiera około 90% e-chmura, a to oznacza, że ​​około 90% czasu elektron znajduje się w tej części przestrzeni. Wyróżnia się kształtem 4 obecnie znane typy orbitali, które są oznaczone łaciną litery s, p, d i f. Graficzna reprezentacja niektórych form orbitali elektronicznych jest pokazana na rysunku.

Najważniejszą cechą ruchu elektronu na określonej orbicie jest energia jego połączenia z jądrem. Elektrony o podobnych wartościach energii tworzą pojedynczą warstwę elektronową, czyli poziom energii. Poziomy energii są ponumerowane począwszy od jądra - 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7.

Liczba całkowita n, oznaczająca liczbę poziomu energetycznego, nazywana jest główną liczbą kwantową. Charakteryzuje energię elektronów zajmujących dany poziom energetyczny. Najniższą energię mają elektrony pierwszego poziomu energetycznego, znajdującego się najbliżej jądra. W porównaniu z elektronami pierwszego poziomu, elektrony kolejnych poziomów będą charakteryzować się dużą ilością energii. W konsekwencji elektrony z poziomu zewnętrznego są najsłabiej związane z jądrem atomu.

Największą liczbę elektronów na poziomie energetycznym określa wzór:

N = 2n2,

gdzie N jest maksymalną liczbą elektronów; n to numer poziomu lub główna liczba kwantowa. W konsekwencji pierwszy poziom energii najbliżej jądra może zawierać nie więcej niż dwa elektrony; na drugim - nie więcej niż 8; na trzecim - nie więcej niż 18; na czwartym - nie więcej niż 32.

Począwszy od drugiego poziomu energii (n = 2), każdy z poziomów jest podzielony na podpoziomy (podwarstwy), które różnią się nieco od siebie energią wiązania z jądrem. Liczba podpoziomów jest równa wartości głównej liczby kwantowej: pierwszy poziom energii ma jeden podpoziom; drugi - dwa; trzeci - trzy; czwarty - cztery podpoziomy. Z kolei podpoziomy tworzą orbitale. Każda wartośćn odpowiada liczbie orbitali równej n.

Zwyczajowo oznacza się podpoziomy literami łacińskimi, a także kształt orbitali, z których się składają: s, p, d, f.

Protony i neutrony

Atom dowolnego pierwiastka chemicznego można porównać do małego układu słonecznego. Dlatego taki model atomu, zaproponowany przez E. Rutherforda, nazywa się planetarny.

Jądro atomowe, w którym skoncentrowana jest cała masa atomu, składa się z cząstek dwóch typów - protony i neutrony.

Protony mają ładunek równy ładunkowi elektronów, ale przeciwny w znaku (+1) oraz masę równą masie atomu wodoru (w chemii jest to przyjęta jednostka). Neutrony nie mają ładunku, są neutralne i mają masę równą masie protonu.

Protony i neutrony są zbiorczo nazywane nukleonami (od łacińskiego jądro - jądro). Suma liczby protonów i neutronów w atomie nazywana jest liczbą masową. Na przykład liczba masowa atomu aluminium:

13 + 14 = 27

liczba protonów 13, liczba neutronów 14, liczba masowa 27

Ponieważ masę elektronu, która jest pomijalna, można pominąć, oczywiste jest, że cała masa atomu jest skoncentrowana w jądrze. Elektrony reprezentują e - .

Ponieważ atom elektrycznie neutralny, oczywiste jest również, że liczba protonów i elektronów w atomie jest taka sama. Jest to numer seryjny pierwiastka chemicznego przypisanego do niego w układzie okresowym. Masa atomu składa się z masy protonów i neutronów. Znając numer seryjny pierwiastka (Z), tj. liczbę protonów i liczbę masową (A), równą sumie liczby protonów i neutronów, można obliczyć liczbę neutronów (N) za pomocą formuła:

N=A-Z

Na przykład liczba neutronów w atomie żelaza to:

56 — 26 = 30

izotopy

Odmiany atomów tego samego pierwiastka, które mają ten sam ładunek jądrowy, ale różne liczby masowe, nazywane są izotopy. Pierwiastki chemiczne występujące w przyrodzie są mieszaniną izotopów. Tak więc węgiel ma trzy izotopy o masie 12, 13, 14; tlen - trzy izotopy o masie 16, 17, 18 itd. Zwykle podawana w układzie okresowym, względna masa atomowa pierwiastka chemicznego jest średnią wartością mas atomowych naturalnej mieszaniny izotopów danego pierwiastka, biorąc pod uwagę ich względną obfitość w przyrodzie. Właściwości chemiczne izotopów większości pierwiastków chemicznych są dokładnie takie same. Jednak izotopy wodoru różnią się znacznie właściwościami ze względu na dramatyczny wzrost krotności ich względnej masy atomowej; nadano im nawet indywidualne nazwy i symbole chemiczne.

Elementy pierwszego okresu

Schemat budowy elektronowej atomu wodoru:

Schematy budowy elektronowej atomów pokazują rozkład elektronów na warstwach elektronowych (poziomach energetycznych).

Graficzny wzór elektroniczny atomu wodoru (pokazuje rozkład elektronów na poziomach energetycznych i podpoziomach):

Graficzne wzory elektroniczne atomów pokazują rozkład elektronów nie tylko na poziomach i podpoziomach, ale także na orbitach.

W atomie helu pierwsza warstwa elektronowa jest zakończona - ma 2 elektrony. Wodór i hel są pierwiastkami s; dla tych atomów orbital s jest wypełniony elektronami.

Wszystkie elementy drugiego okresu pierwsza warstwa elektronowa jest wypełniona, a elektrony wypełniają orbitale s i p drugiej warstwy elektronowej zgodnie z zasadą najmniejszej energii (pierwsze s, potem p) oraz regułami Pauliego i Hunda.

W atomie neonu druga warstwa elektronowa jest zakończona - ma 8 elektronów.

Dla atomów pierwiastków trzeciego okresu, pierwsza i druga warstwa elektronowa są zakończone, a więc trzecia warstwa elektronowa jest wypełniona, w której elektrony mogą zajmować podpoziomy 3s, 3p i 3d.

Orbital elektronów 3s jest zakończony na atomie magnezu. Na i Mg są pierwiastkami s.

W przypadku aluminium i kolejnych pierwiastków podpoziom 3p jest wypełniony elektronami.

Elementy trzeciego okresu mają niewypełnione orbitale 3D.

Wszystkie pierwiastki od Al do Ar są pierwiastkami p. Pierwiastki s i p tworzą główne podgrupy w układzie okresowym.

Elementy czwartego - siódmego okresu

Czwarta warstwa elektronowa pojawia się na atomach potasu i wapnia, podpoziom 4s jest wypełniony, ponieważ ma mniej energii niż podpoziom 3d.

K, Ca - pierwiastki s zawarte w głównych podgrupach. W przypadku atomów od Sc do Zn podpoziom 3d jest wypełniony elektronami. To są elementy 3d. Zaliczane są do podgrup wtórnych, mają wypełnioną przed-zewnętrzną warstwę elektronową, określane są mianem pierwiastków przejściowych.

Zwróć uwagę na strukturę powłok elektronowych atomów chromu i miedzi. W nich dochodzi do „awarii” jednego elektronu z poziomu 4s- do podpoziomu 3d, co tłumaczy się większą stabilnością energetyczną powstałych konfiguracji elektronicznych 3d 5 i 3d 10:

W atomie cynku trzecia warstwa elektronowa jest zakończona - wszystkie podpoziomy 3s, 3p i 3d są w niej wypełnione, w sumie jest na nich 18 elektronów. W pierwiastkach następujących po cynku czwarta warstwa elektronowa jest nadal wypełniona, podpoziom 4p.

Pierwiastki od Ga do Kr to p-elementy.

Warstwa zewnętrzna (czwarta) atomu kryptonu jest kompletna i ma 8 elektronów. Ale w czwartej warstwie elektronowej mogą znajdować się tylko 32 elektrony; nadal niewypełnione pozostają podpoziomy 4d i 4f atomu kryptonu Elementy piątego okresu wypełniają podpoziomy w następującej kolejności: 5s - 4d - 5p. Są też wyjątki związane z „ niepowodzenie» elektrony, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

W szóstym i siódmym okresie pojawiają się elementy f, tj. elementy, w których odpowiednio wypełnione są podpoziomy 4f i 5f trzeciej zewnętrznej warstwy elektronicznej.

Pierwiastki 4f nazywane są lantanowcami.

Pierwiastki 5f nazywane są aktynami.

Kolejność wypełniania podpoziomów elektronowych w atomach pierwiastków szóstego okresu: 55 Cs i 56 Ba - 6s-elementy; 57 La … 6s 2 5d x - element 5d; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementów; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementów; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementów. Ale nawet tutaj są elementy, w których kolejność wypełniania orbitali elektronicznych jest „naruszona”, co np. wiąże się z większą stabilnością energetyczną pół i całkowicie wypełnionych podpoziomów f, czyli nf 7 i nf 14. W zależności od tego, który podpoziom atomu jest wypełniony elektronami jako ostatni, wszystkie elementy dzielą się na cztery rodziny elektroniczne, czyli bloki:

• s-elementy. Podpoziom s zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; pierwiastki s obejmują wodór, hel i pierwiastki głównych podgrup grup I i ​​II.

• p-elementy. Podpoziom p zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; pierwiastki p obejmują elementy głównych podgrup grup III-VIII.

• d-elementy. Podpoziom d poziomu przedzewnętrznego atomu jest wypełniony elektronami; Elementy d obejmują elementy podgrup drugorzędowych grup I-VIII, tj. elementy dekad interkalarnych dużych okresów znajdujących się między elementami s i p. Nazywa się je również elementami przejściowymi.

• f-elementy. Podpoziom f trzeciego zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; należą do nich lantanowce i antynoidy.

Szwajcarski fizyk W. Pauli w 1925 r. ustalił, że w atomie na jednym orbicie mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony o przeciwnych (antyrównoległych) spinach (przetłumaczone z angielskiego - „wrzeciono”), tj. posiadające takie właściwości, które można warunkowo wyobrazić jako obrót elektronu wokół jego wyobrażonej osi: zgodnie z ruchem wskazówek zegara lub przeciwnie do ruchu wskazówek zegara.

Ta zasada nazywa się Zasada Pauliego. Jeśli na orbicie jest jeden elektron, to nazywamy go niesparowanym, jeśli są dwa, to są to elektrony sparowane, czyli elektrony o przeciwnych spinach. Rysunek przedstawia schemat podziału poziomów energetycznych na podpoziomy oraz kolejność ich wypełniania.

Bardzo często strukturę powłok elektronowych atomów przedstawia się za pomocą ogniw energetycznych lub kwantowych - zapisują one tak zwane graficzne wzory elektroniczne. W tym zapisie stosuje się następującą notację: każda komórka kwantowa jest oznaczona przez komórkę, która odpowiada jednemu orbitalowi; każdy elektron jest oznaczony strzałką odpowiadającą kierunkowi spinu. Pisząc graficzną formułę elektroniczną należy pamiętać o dwóch zasadach: Zasada Pauliego i zasada F. Hunda, zgodnie z którym elektrony najpierw zajmują wolne komórki, a jednocześnie mają tę samą wartość spinu, a dopiero potem łączą się, ale spiny, zgodnie z zasadą Pauliego, będą już skierowane przeciwnie.

Zasada Hunda i zasada Pauliego

Zasada Hunda- zasada chemii kwantowej, która określa kolejność wypełniania orbitali danej podwarstwy i jest sformułowana w następujący sposób: całkowita wartość liczby kwantowej spinowej elektronów tej podwarstwy powinna być maksymalna. Sformułowany przez Friedricha Hunda w 1925 roku.

Oznacza to, że w każdym z orbitali podwarstwy najpierw wypełniany jest jeden elektron, a dopiero po wyczerpaniu orbitali niewypełnionych do tego orbitalu dodawany jest drugi elektron. W tym przypadku na jednym orbicie znajdują się dwa elektrony o spinach półcałkowitych o przeciwnym znaku, które parują (tworzą chmurę dwuelektronową) iw rezultacie całkowity spin orbitalu staje się równy zero.

Inne sformułowania: Poniżej w energii znajduje się termin atomowy, dla którego spełnione są dwa warunki.

1. Wielość jest maksymalna
2. Kiedy krotności pokrywają się, całkowity moment orbitalny L jest maksymalny.

Przeanalizujmy tę zasadę na przykładzie wypełnienia orbitali podpoziomu p P- elementy drugiego okresu (czyli od boru do neonu (na poniższym schemacie linie poziome oznaczają orbitale, strzałki pionowe oznaczają elektrony, a kierunek strzałki wskazuje orientację spinu).

Reguła Klechkowskiego

Reguła Klechkowskiego - wraz ze wzrostem całkowitej liczby elektronów w atomach (wraz ze wzrostem ładunków ich jąder, czyli liczby porządkowej pierwiastków chemicznych), orbitale atomowe są zaludniane w taki sposób, że pojawienie się elektronów na orbitalach o wyższych energiach zależy tylko od główna liczba kwantowa n i nie zależy od wszystkich innych liczb kwantowych, w tym od l. Fizycznie oznacza to, że w atomie wodoropodobnym (przy braku odpychania międzyelektronowego) energia orbitalna elektronu jest determinowana jedynie przestrzenną odległością gęstości ładunku elektronu od jądra i nie zależy od cech jego ruchu w dziedzinie jądra.

Empiryczna reguła Klechkowskiego i powstający z niej ciąg sekwencji nieco sprzecznej rzeczywistej sekwencji energii orbitali atomowych tylko w dwóch przypadkach tego samego typu: dla atomów Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au następuje „awaria” elektronu z s - podpoziomem warstwy zewnętrznej do podpoziomu d warstwy poprzedniej, co prowadzi do bardziej stabilnego energetycznie stanu atomu, a mianowicie: po wypełnieniu orbity 6 dwoma elektrony s

Wszystko na świecie składa się z atomów. Ale skąd się wzięły i z czego same się składają? Dziś odpowiadamy na te proste i fundamentalne pytania. Rzeczywiście, wiele osób żyjących na planecie twierdzi, że nie rozumie budowy atomów, z których one same się składają.

Oczywiście, drogi czytelnik rozumie, że w tym artykule staramy się przedstawić wszystko na jak najprostszym i najbardziej interesującym poziomie, więc nie „ładujemy” terminami naukowymi. Tym, którzy chcą zgłębić zagadnienie na bardziej profesjonalnym poziomie, radzimy zapoznać się z literaturą specjalistyczną. Jednak informacje zawarte w tym artykule mogą wykonać dobrą robotę w twoich studiach i sprawić, że będziesz bardziej erudycyjny.

Atom to cząsteczka materii o mikroskopijnej wielkości i masie, najmniejsza część pierwiastka chemicznego, będącego nośnikiem jego właściwości. Innymi słowy, jest to najmniejsza cząsteczka substancji, która może wejść w reakcje chemiczne.

Historia odkrycia i struktury

Pojęcie atomu było znane w starożytnej Grecji. Atomizm to teoria fizyczna, która stwierdza, że ​​wszystkie obiekty materialne składają się z niepodzielnych cząstek. Wraz ze starożytną Grecją idea atomizmu rozwijała się równolegle także w starożytnych Indiach.

Nie wiadomo, czy kosmici opowiadali ówczesnym filozofom o atomach, czy sami o tym myśleli, ale chemikom udało się eksperymentalnie potwierdzić tę teorię znacznie później – dopiero w XVII wieku, kiedy Europa wyłoniła się z otchłani Inkwizycji i Środkowego Wieczność.

Przez długi czas dominującą ideą budowy atomu była idea go jako niepodzielnej cząstki. To, że atom nadal można podzielić, stało się jasne dopiero na początku XX wieku. Rutherford dzięki swojemu słynnemu eksperymentowi z odchylaniem cząstek alfa dowiedział się, że atom składa się z jądra, wokół którego krążą elektrony. Przyjęto planetarny model atomu, zgodnie z którym elektrony krążą wokół jądra, jak planety naszego Układu Słonecznego wokół gwiazdy.

Współczesne idee dotyczące budowy atomu posunęły się daleko. Z kolei jądro atomu składa się z cząstek subatomowych, czyli nukleonów - protonów i neutronów. To właśnie nukleony stanowią większość atomu. Jednocześnie protony i neutrony również nie są niepodzielnymi cząstkami i składają się z cząstek fundamentalnych – kwarków.

Jądro atomu ma dodatni ładunek elektryczny, podczas gdy krążące wokół niego elektrony mają ładunek ujemny. W ten sposób atom jest elektrycznie obojętny.

Poniżej znajduje się elementarny schemat budowy atomu węgla.

własności atomów

Waga

Masę atomów mierzy się zwykle w jednostkach masy atomowej - a.m.u. Jednostka masy atomowej to masa 1/12 swobodnego spoczynkowego atomu węgla w stanie podstawowym.

W chemii do pomiaru masy atomów używa się pojęcia „mol”. 1 mol to ilość substancji, która zawiera liczbę atomów równą liczbie Avogadro.

Rozmiar

Atomy są niezwykle małe. Tak więc najmniejszym atomem jest atom helu, jego promień wynosi 32 pikometry. Największym atomem jest atom cezu, który ma promień 225 pikometrów. Przedrostek pico oznacza dziesięć do minus dwunastej! Oznacza to, że jeśli 32 metry zmniejszymy tysiąc miliardów razy, otrzymamy rozmiar promienia atomu helu.

Jednocześnie skala rzeczy jest taka, że ​​tak naprawdę atom składa się w 99% z pustki. Jądro i elektrony zajmują bardzo małą część jego objętości. Aby to zilustrować, spójrzmy na przykład. Jeśli wyobrazicie sobie atom w postaci stadionu olimpijskiego w Pekinie (a może nie w Pekinie, tylko wyobraźcie sobie duży stadion), to jądrem tego atomu będzie wisienka ulokowana w centrum pola. Orbity elektronów znajdowałyby się wówczas gdzieś na poziomie górnych stojaków, a wiśnia ważyłaby 30 milionów ton. Imponujące, prawda?

Skąd się wzięły atomy?

Jak wiecie, teraz różne atomy są zgrupowane w układzie okresowym. Ma 118 (a jeśli z przewidywanymi, ale jeszcze nie odkrytymi pierwiastkami - 126) pierwiastków, nie licząc izotopów. Ale nie zawsze tak było.

Na samym początku powstania Wszechświata nie było atomów, a tym bardziej były tylko cząstki elementarne, oddziałujące ze sobą pod wpływem ogromnych temperatur. Jak powiedziałby poeta, była to prawdziwa apoteoza cząstek. W pierwszych trzech minutach istnienia Wszechświata, na skutek spadku temperatury i zbiegu wielu czynników, rozpoczął się proces pierwotnej nukleosyntezy, gdy z cząstek elementarnych pojawiły się pierwsze pierwiastki: wodór, hel, lit i deuter (ciężki wodór). To właśnie z tych pierwiastków powstały pierwsze gwiazdy, w głębi których zachodziły reakcje termojądrowe, w wyniku których „wypalił się” wodór i hel, tworząc cięższe pierwiastki. Jeśli gwiazda była wystarczająco duża, to kończyła swoje życie wybuchem tzw. „supernowej”, w wyniku której atomy zostały wyrzucone w otaczającą przestrzeń. I tak wyszło cały układ okresowy pierwiastków.

Możemy więc powiedzieć, że wszystkie atomy, z których się składamy, były kiedyś częścią starożytnych gwiazd.

Dlaczego jądro atomu nie rozpada się?

W fizyce istnieją cztery rodzaje podstawowych interakcji między cząstkami a ciałami, które tworzą. Są to oddziaływania silne, słabe, elektromagnetyczne i grawitacyjne.

To właśnie dzięki oddziaływaniu silnemu, które przejawia się w skali jąder atomowych i odpowiada za przyciąganie między nukleonami, atom jest takim „twardym orzechem”.

Nie tak dawno ludzie zdali sobie sprawę, że kiedy jądra atomów się rozszczepiają, uwalniana jest ogromna energia. Rozszczepienie ciężkich jąder atomowych jest źródłem energii w reaktorach jądrowych i broni jądrowej.

Tak więc, przyjaciele, zapoznawszy was ze strukturą i podstawami budowy atomu, możemy tylko przypomnieć, że w każdej chwili jesteśmy gotowi wam pomóc. Nie ma znaczenia, czy trzeba zaliczyć dyplom z fizyki jądrowej, czy najmniejszy sprawdzian - sytuacje są różne, ale z każdej sytuacji jest wyjście. Pomyśl o skali Wszechświata, zamów pracę w Zaochniku ​​i pamiętaj – nie ma powodów do zmartwień.

opcja 1

Część A.

1. Powstaje jądro atomu (39 K)

1) 19 protonów i 20 elektronów 2) 20 neutronów i 19 elektronów

3) 19 protonów i 20 neutronów 4) 19 protonów i 19 neutronów

2. Atom pierwiastka fosfor odpowiada wzorowi elektronowemu

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 2S 2 2p 6 3S 2 3p 5

A 3. Pierwiastki chemiczne ułożone są w kolejności zmniejszającej się ich promienia atomowego

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

4. Czy poniższe stwierdzenia dotyczące pierwiastków chemicznych są poprawne?

A. Wszystkie pierwiastki chemiczne - metale należą do pierwiastków S i d.

B. Niemetale w związkach wykazują jedynie ujemny stan utlenienia.

5. Wśród metali z głównej podgrupy grupy II najsilniejszym środkiem redukującym jest

1) bar 2) wapń 3) stront 4) magnez

6. Liczba warstw energetycznych i liczba elektronów w zewnętrznej warstwie energetycznej atomu chromu wynoszą odpowiednio

7. Wyższy wodorotlenek chromu wykazuje

8. Elektroujemność pierwiastków wzrasta od lewej do prawej w szeregu

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

9. Stopień utlenienia chloru w Ba(ClO 3) 2 wynosi

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

10. Arsen pierwiastkowy należy do

Odpowiedzi na zadanie B1-B2

W 1. Wzrost właściwości kwasowych wyższych tlenków następuje w szeregu:

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

W 2. Ustaw mecz.

Skład rdzenia Formuła elektroniczna

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

Od 1. Napisz wzór na wyższy tlenek i wyższy wodorotlenek bromu. Zapisz konfigurację elektronową atomu bromu w stanie podstawowym i wzbudzonym, określ jego możliwe wartościowości.

Napisz wzory elektroniczne atomu bromu w maksymalnej i minimalnej potędze.

Egzamin nr 1 na temat „Budowa atomu”

Opcja 2

Część A. Wybierz jedną poprawną odpowiedź

1. Liczba protonów, neutronów i elektronów odpowiednio izotopu 90Sr wynosi

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

2. Formuła elektroniczna 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 odpowiada atomowi pierwiastka

1. siarka 2. brom 3. potas 4. mangan

3. Elementy są ułożone w kolejności malejącego promienia atomowego

1) bor, aluminium, gal 3) bor, węgiel, krzem

2) potas, sód, lit 4) krypton, ksenon, radon

4. Czy poniższe sądy dotyczące zmiany właściwości elementów w szeregu są prawidłowe?

Be-Mg-Ca-Sr-Ba?

A. Właściwości metaliczne są wzmocnione.

B. Promień atomów i liczba elektronów walencyjnych nie zmieniają się.

1) tylko A jest prawdziwe 2) tylko B jest prawdziwe 3) oba osądy są poprawne 4) oba osądy są błędne

5. Wśród niemetali trzeciego okresu najsilniejszym środkiem utleniającym jest

1) fosfor 2) krzem 3) siarka 4) chlor

6. Liczba warstw energetycznych i liczba elektronów w zewnętrznej warstwie energetycznej atomu manganu wynoszą odpowiednio

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

7. Wyższe eksponaty wodorotlenku manganu

1) właściwości kwasowe 3) właściwości podstawowe

2) właściwości amfoteryczne 4) nie wykazuje właściwości kwasowo-zasadowych

8. Elektroujemność pierwiastków zmniejsza się od lewej do prawej wzdłuż rzędu

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

9. Stopień utlenienia azotu w Ba(NO 2) 2 wynosi

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

10. Mangan pierwiastek należy do

1) s-elementy 2) p-elementy 3) d-elementy 4) elementy przejściowe

Odpowiedzi na zadanie B1-B2 to ciąg cyfr odpowiadający numerom poprawnych odpowiedzi.

W 1. Wzrost podstawowych właściwości wyższych wodorotlenków następuje w szeregu pierwiastków je tworzących:

1) MgAl ) AsР 3) PSCl

4) BBeLi 5) MgCaBa 6)CaKCs

W 2. Ustaw mecz.

Skład rdzenia Formuła elektroniczna

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

Wykonując zadanie C 1, szczegółowo opisz przebieg jego rozwiązania i uzyskany wynik.

Od 1. Napisz wzór na wyższy tlenek i wyższy wodorotlenek arsenu. Zapisz konfigurację elektronową atomu arsenu w stanie podstawowym i wzbudzonym, określ jego możliwe wartościowości.

Napisz wzory elektroniczne atomu arsenu w maksymalnej i minimalnej potędze.

Test nr 1 „Struktura atomu. Układ okresowy. Wzory chemiczne»

Zakirova Olisya Telmanovna – nauczycielka chemii.

MBOU "Arskaja przeciętny ogólnokształcące Szkoła № 7 "

Cel: Sprawdzenie spójności, siły, głębi wiedzyna temat „Struktura atomu. Układ okresowy. Wzory chemiczne». Kontrolowanie stopnia asymilacji przez studentów wiedzy o budowie atomu, umiejętność charakteryzowania pierwiastka według pozycji w PSCE, wyznaczanie masy cząsteczkowej związków.

Scena 1. Organizowanie czasu. 1. Powitanie.

2. Organizacja miejsc pracy.

3. Ogłoszenie celu lekcji uczniom

Ustalenie celu lekcji:

Powtórzenie, uogólnienie i systematyzacja pojęć.PZ i PSE D.I. Mendelejew

Etap 2: Powtórzenie, uogólnienie i systematyzacja pojęć

Opcja 1.

1. Co decyduje o miejscu pierwiastka chemicznego w PSCE D.I. Mendelejewa?

A) liczba elektronów w atomie B) liczba elektronów na poziomie zewnętrznym C) liczba neutronów w jądrze atomowym;

D) liczba protonów w jądrze atomowym E) brak poprawnej odpowiedzi.

2. Od czego zależy właściwości pierwiastków chemicznych: A) wartość względnej masy atomowej B) ładunek jądra atomowego C) liczba elektronów na poziomie zewnętrznym D) liczba elektronów w atomie; E) nie ma poprawnej odpowiedzi.

3. Jak określić liczbę poziomów elektronowych w atomie dowolnego pierwiastka chemicznego?

4. Jak określić liczbę elektronów na zewnętrznej warstwie atomów pierwiastków głównych podgrup?

A) według numeru okresu B) według numeru grupy C) według numeru wiersza D) brak poprawnej odpowiedzi.

5. Jak zmienia się promień atomu wraz ze wzrostem liczby porządkowej pierwiastka w okresie?

A) wzrasta, B) maleje, C) nie zmienia się, D) nie ma wzorca w zmianach.

6. Atom którego z poniższych pierwiastków ma największy promień?

A) beryl; B) bor; B) węgiel; D) azot.

7. Znajdź masę cząsteczkowąWSPÓŁ2 ; h2 WIĘC4

Opcja 2.

1. Jak zmieniają się właściwości pierwiastków chemicznych w okresie ze wzrostem ładunku jądra?

A) właściwości metaliczne są ulepszone B) właściwości metaliczne są okresowo powtarzane;

C) właściwości niemetaliczne są wzmocnione, D) nie ma prawidłowej odpowiedzi.

2. Który pierwiastek ma najbardziej wyraźne właściwości metaliczne: A) krzem, B) glin, C) sód, D) magnez.

3. Jak zmieniają się właściwości pierwiastków w głównych podgrupach układu okresowego wraz ze wzrostem ładunku jądrowego?

A) właściwości metaliczne słabną B) właściwości metaliczne nie zmieniają się;

C) właściwości niemetaliczne nie ulegają zmianie D) brak prawidłowej odpowiedzi.

4. Który pierwiastek ma najbardziej wyraźne właściwości niemetaliczne: A) siarka, B) tlen, C) selen, D) tellur.

5. Co decyduje o miejscu pierwiastka chemicznego w PSCE D.I. Mendelejewa: A) masa atomu B) ładunek jądra atomowego;

C) liczba elektronów na poziomie zewnętrznym D) liczba poziomów elektronowych atomu E) brak poprawnej odpowiedzi.

6. Przez liczbę okresu, w którym znajduje się pierwiastek chemiczny, można określić: A) liczbę elektronów w atomie;

B) liczba elektronów na zewnętrznym poziomie elektronicznym C) najwyższa wartościowość pierwiastka;

D) liczba poziomów elektronowych w atomie E) brak poprawnej odpowiedzi.

7. Znajdź masę cząsteczkowąWSPÓŁ ; h2 WIĘC3

Opcja 3.

1. Od czego zależy właściwości pierwiastka chemicznego A) liczba elektronów w atomie B) liczba poziomów elektronowych w atomie C) liczba neutronów w jądrze atomowym D) nie ma poprawnej odpowiedzi .

2. Poprzez numer grupy, w której znajduje się atom, możesz określić: A) liczbę elektronów w atomie;

B) liczba elektronów na zewnętrznym poziomie elektronowym w atomie dowolnego pierwiastka w grupie;

C) liczba elektronów na zewnętrznym poziomie elektronowym w atomie pierwiastka głównej podgrupy tej grupy;

D) liczba poziomów elektronowych w atomie E) brak poprawnej odpowiedzi.

3. Jak zmienia się promień atomu w okresie wraz ze wzrostem liczby porządkowej pierwiastka?

A) nie zmienia się B) wzrasta C) maleje D) powtarza się okresowo.

4. Jak zmieniają się właściwości pierwiastków chemicznych w okresie ze wzrostem ładunku jądra: A) osłabiają się właściwości metaliczne B) okresowo powtarzają się właściwości metaliczne C) osłabiają się właściwości niemetaliczne;

D) właściwości niemetaliczne powtarzają się okresowo, E) nie ma poprawnej odpowiedzi.

5. Jak zmieniają się właściwości pierwiastków w głównych podgrupach PSCE D.I. Mendelejew ze wzrostem ładunku jądra?

A) polepszają się właściwości metaliczne B) polepszają się właściwości niemetaliczne;

C) właściwości się nie zmieniają D) brak poprawnej odpowiedzi.

6. Który pierwiastek ma najbardziej wyraźne właściwości niemetaliczne?

A) german; B) arsen; C) brom; D) selen.

7. Znajdź masę cząsteczkowąh2 O ; h3 PO4

Etap 3: Podsumowując lekcję.