Робота 1 будова атома. Основи будови атома. Просто про складне. Історія відкриття та будова

лабораторні роботи

практичні заняття

самостійна аудиторна робота

самостійна домашня робота (типовий розрахунок)

контроль (захисту, колоквіуми, залік, іспит)

Підручники та навчальні посібники

Н.В.Коровін. Загальна хімія

Курс загальної хімії. Теорія та завдання (під ред. Н.В.Коровіна, Б.І.Адамсона)

Н.В.Коровін та ін. Лабораторні роботи з хімії

Календарний план

Електроліти,

Хім.еквіва

гідроліз, ПР

Електр.форму-

13(2 )

ГЕ, електроліз,

27(13,16)

14(2 )

корозія

Квант.

17(2 )

18(2 )

Хім.зв'язок

Комплекси

Термодинаміка

Кінетика.

6(2,3 )

Рівновість

Введення у курс хімії

Хімія у енергетичному інституті – фундаментальна загальнотеоретична дисципліна.

Хімія – природна наука, вивчає склад, будова, властивості і перетворення речовин, і навіть явища, які супроводжують ці перетворення.

	М.В.Ломоносов						Д.І.Менделєєв
	“Хімічна
							"Основах хімії" 1871
	розглядає		властивості
							р.) – “Хімія –
	зміни
							вчення про елементи та
	пояснює
							їх з'єднаннях”.
				хімічних

перетвореннях відбувається”.

«Золоте століття хімії» (кінець XIX початок XX століть)

Періодичний закон Д.І.Менделєєва (1896)

Поняття про валентність введене Е. Франкландом (1853)

Теорія будови органічних сполук А.М.Бутлерова (1861-1863)

Теорія комплексних з'єднань Вернера

Закон чинних мас М.Гультберга та Л.Вааге

Термохімія, розроблена переважно Г.И.Гессом

Теорія електролітичної дисоціації С. Арреніуса

Принцип рухомої рівноваги А. Ле Шательє

Правило фаз Дж.В.Гіббса

Теорія складної будови атома Бора-Зоммерфельда (1913-1916)

Значення сучасного етапу розвитку хімії

Розуміння законів хімії та їх застосування дозволяє створювати нові процеси, машини, установки та прилади.

Одержання електроенергії, палива, металів, різноманітних матеріалів, продуктів харчування тощо. безпосередньо з хімічними реакціями. Наприклад, електричну та механічну енергії в даний час в основному отримують перетворенням хімічної енергії природного палива (реакції горіння, взаємодії води та її домішок з металами тощо). Без розуміння цих процесів неможливо забезпечити ефективну роботу електростанцій та двигунів внутрішнього згоряння.

Пізнання хімії необхідне:

- формування наукового світогляду,

- для розвитку образного мислення,

- творчого зростання майбутніх спеціалістів

Сучасний етап розвитку хімії характеризується широким використанням квантової (хвильової) механіки для інтерпретації та розрахунку хімічних параметрів речовин та систем речовин та заснований на квантово-механічній моделі будови атома.

Атом – складна електромагнітна мікросистема, яка є носієм властивостей хімічного елемента.

БУДОВА АТОМА

Ізотопи – різновиди атомів одного хімічного

елемента, що мають однаковий порядковий номер, але різні атомні числа

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

Основні положення квантової механіки

Квантова механіка- поведінка рухомих мікрооб'єктів (у тому числі і електронів) – це

одночасне прояв, як властивостей частинок, і властивостей хвиль – двоїста (корпускулярнохвильова) природа.

Квантування енергії:Макс Планк (1900, Німеччина) –

речовини випускають та поглинають енергію дискретними порціями (квантами). Енергія кванта пропорційна частоті випромінювання (коливання) ν :

h - постійна Планка (6,626 · 10-34 Дж · с); ν=с/λ , с – швидкість світла, λ – довжина хвилі

Альберт Ейнштейн (1905): будь-яке випромінювання - це потік квантів енергії (фотонів) E = m · v 2

Луї де Бройль (1924, Франція): електрон також характеризуєтьсякорпускулярно-хвильовийдвоїстість - випромінювання поширюється як хвиля і складається з дрібних частинок (фотонів)

		Частка – m,		mv , E = mv 2
	Хвиля - ,			E 2 = h = hv /
	Зв'язав довжину хвилі з масою та швидкістю:
		Е1 = Е2;		H/ mv
	невизначеності			Вернер Гейзенберг (1927,
Німеччина)		твір, добуток	невизначеностей		положення
(координати)		частинки х і	імпульсу (mv) не		може бути

менше h/2

х (mv) h/2 (- похибка, невизначеність) Тобто. положення та імпульс руху частки принципово неможливо визначити у будь-який момент часу з абсолютною точністю.

Електронна хмара Атомна орбіталь (АТ)

Т.ч. точне знаходження частки (електрона) замінюється поняттям статистичної ймовірності перебування їх у певному обсязі (близько ядерного) простору.

Рух е- має хвильовий характер і описується

2 dv - щільність ймовірності перебування е- в певному обсязі при ядерному просторі. Цей простір називається атомною орбіталлю (АТ).

У 1926 Шредінгер запропонував рівняння, яке математично описує стан е - в атомі. Вирішуючи його

знаходять хвильову функцію. У найпростішому випадку вона залежить від 3-х координат

Електрон несе негативний заряд, його орбіталь є певним розподілом заряду і називається електронна хмара

КВАНТОВІ ЧИСЛА

Введено для характеристики положення електрона в атомі відповідно до рівняння Шредінгера

1. Головне квантове число(n)

Визначає енергію електрона – енергетичний рівень

показує розмір електронної хмари (орбіталі)

приймає значення – від 1 до

n (номер енергетичного рівня): 1 2 3 4 тощо.

2. Орбітальне квантове число(l):

визначає – орбітальний момент кількості руху електрона

показує – форму орбіталі

набуває значень – від 0 до (n -1)

Графічно АТ зображається Орбітальне квантове число: 0 1 2 3 4

Енергетичний підрівень: s p d f g

Е збільшується

l =0	s-підрівень s-АТ
	p-підрівень р-АТ

Кожному n відповідає кілька значень l , тобто. кожен енергетичний рівень розщеплюється на підрівні. Число підрівнів дорівнює номеру рівня.

1-ий енерг.рівень → 1 підрівень → 1s 2-ий енерг.рівень → 2 підрівня → 2s2p 3-ий енерг.рівень → 3 підрівня → 3s 3p 3d

4-ий енерг.рівень → 4 підрівня → 4s 4p 4d 4f і т.д.

3. Магнітне квантове число(ml)

визначає – значення проекції орбітального моменту кількості руху електрона на довільно виділену вісь

показує – просторову орієнтацію АТ

приймає значення – від –l до + l

Будь-якому значенню відповідає (2l +1) значень магнітного квантового числа, тобто. (2l +1) можливих розташування електронної хмари даного типу в просторі.

s - стан - одна орбіталь (2 0 +1 = 1) - ml = 0, т.к. l = 0

p - стан – три орбіталі (2 1+1=3)

m l : +1 0 -1 т.к. l =1

ml =+1

m l =0

m l = -1

Всі орбіталі, що належать одному підрівню, мають однакову енергію та називаються виродженими.

Висновок: АТ характеризується певним набором n, l, ml, тобто. певними розмірами, формою та орієнтацією у просторі.

4. Спінове квантове число (ms )

"спін" - "веретено"

визначає - власний механічний момент електрона, пов'язаний із обертанням його навколо своєї осі

приймає значення – (-1/2·h/2) або (+1/2·h/2)

n = 3

l = 1

m l = -1, 0, +1

ms = + 1/2

Принципи та правила

Електронні конфігурації атомів

(У вигляді формул електронних конфігурацій)

Вказують цифрами номер енергетичного рівня

Вказують буквами енергетичний підрівень (s, p, d, f);

Показник ступеня рівня означає число

електронів на даному рівні

19 До 1s2 2s2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

мінімальної

Електрони в атомі займають найнижчий енергетичний стан, що відповідає найстійкішому його стану.

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

Збільшення Е

Клечковського

Електрони розміщуються послідовно на орбіталях, що характеризуються зростанням суми головного та орбітального квантових чисел (n+l); при однакових значеннях цієї суми раніше заповнюється орбіталь із меншим значенням головного квантового числа n

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

Електрони

Поняття атом виникло ще в античному світі для позначення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».

Ірландський фізик Стоні на підставі дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, що існують в атомах усіх хімічних елементів. У 1891 р. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, що грецькою означає «бурштин». Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізик Джозеф Томсон та французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть на собі негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю (-1). Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (швидкість електрона на орбіті обернено пропорційна номеру орбіти n. Радіуси орбіт ростуть пропорційно квадрату номера орбіти. На першій орбіті атома водню (n=1; Z=1) швидкість дорівнює ≈ 2,2·106 м/ с, тобто приблизно в сотню разів менше швидкості світла с = 3 · 108 м / с.) І масу електрона (вона майже в 2000 разів менше маси атома водню).

Стан електронів в атомі

Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергію певного електрона та просторі, в якому він знаходиться. Електрон в атомі не має траєкторії руху, тобто можна говорити лише про ймовірності знаходження його у просторі навколо ядра.

Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність його різних положень розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті або мільйонні частки секунди сфотографувати положення електрона в атомі, як при фотофініші, то електрон на таких фотографіях був би представлений у вигляді точок. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністю там, де цих точок буде найбільше.

Простір навколо атомного ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю. У ньому укладено приблизно 90% електронної хмари, і це означає, що близько 90% часу електрон знаходиться в цій частині простору. За формою розрізняють 4 відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами s, p, d і f. Графічне зображення деяких форм електронних орбіталей представлено малюнку.

Найважливішою характеристикою руху електрона на певній орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шари, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 та 7.

Ціле число n, що позначає номер енергетичного рівня, називають основним квантовим числом. Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра.Порівняно з електронами першого рівня електрони наступних рівнів будуть характеризуватись великим запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.

Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:

N = 2n 2 ,

де N – максимальна кількість електронів; n – номер рівня, або головне квантове число. Отже, першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути трохи більше двох електронів; на другому – не більше 8; на третьому – не більше 18; на четвертому – не більше 32.

Починаючи з другого енергетичного рівня (n = 2) кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), що дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром. Число підрівнів дорівнює значенню основного квантового числа: перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий - чотири підрівні. Підрівні у свою чергу утворені орбіталями. Кожному значеннюn відповідає число орбіталей, що дорівнює n.

Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, як і форму орбіталей, у тому числі вони складаються: s, p, d, f.

Протони та нейтрони

Атом будь-якого хімічного елемента можна порівняти з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Е. Резерфордом, називають планетарної.

Атомне ядро, в якому зосереджена вся маса атома, складається з частинок двох видів. протонів та нейтронів.

Протони мають заряд, рівний заряду електронів, але протилежний за знаком (+1), і масу, рівну масі атома водню (вона прийнята хімії за одиницю). Нейтрони не несуть заряду, вони нейтральні і мають масу, що дорівнює масі протона.

Протони та нейтрони разом називають нуклонами (від лат. Nucleus – ядро). Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове число атома алюмінію:

13 + 14 = 27

число протонів 13, число нейтронів 14, масове число 27

Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають e - .

Оскільки атом електронейтральний, то очевидно, що число протонів і електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, присвоєного йому Періодичної системі. Маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента (Z), тобто число протонів, і масове число (А), що дорівнює сумі чисел протонів та нейтронів, можна знайти число нейтронів (N) за формулою:

N = A - Z

Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:

56 — 26 = 30

Ізотопи

Різновиди атомів одного і того ж елемента, що мають однаковий заряд ядра, але різне масове число називаються ізотопами. Хімічні елементи, що у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою 12, 13, 14; кисень - три ізотопи з масою 16, 17, 18 і т. д. Зазвичай приводна в Періодичній системі відносна атомна маса хімічного елемента є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елемента з урахуванням їх відносного вмісту в природі. Хімічні властивості ізотопів більшості хімічних елементів абсолютно однакові. Однак ізотопи водню сильно розрізняються за властивостями через різке кратне збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки.

Елементи першого періоду

Схема електронної будови атома водню:

Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

Графічна електронна формула атома водню (показує розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями):

Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями і подуровням, а й у орбіталям.

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому 2 електрони. Водень та гелій - s-елементи; у цих атомів заповнюється електронами s-орбіталь.

Усі елементи другого періоду перший електронний шар заповнений, та електрони заповнюють s- та р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s, а потім р) та правилами Паулі та Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому 8 електронів.

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-підрівні.

У атома магнію добудовується 3s-електронна орбіталь. Na та Mg – s-елементи.

У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами 3р-підрівень.

У елементів третього періоду залишаються незаповненими 3d-орбіталі.

Усі елементи від Al до Ar – р-елементи. s- та р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.

Елементи четвертого – сьомого періодів

У атомів калію та кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється 4s-підрівень, тому що він має меншу енергію, ніж 3d-підрівень.

К, Са - s-елементи, що входять до основних підгруп. У атомів від Sc до Zn заповнюється електронами 3d-підрівень. Це 3d-елементи. Вони входять у побічні підгрупи, у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з 4s- на 3d-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому 3d 5 і 3d 10:

В атомі цинку третій електронний шар завершено - в ньому заповнені всі рівні 3s, 3р і 3d, всього на них 18 електронів. У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, 4р-підрівень.

Елементи від Ga до Кr – р-елементи.

У атома криптону зовнішній шар (четвертий) завершено, має 8 електронів. Але всього в четвертому електронному шарі може бути 32 електрони; у атома криптону поки що залишаються незаповненими 4d- і 4f-підрівні. І також зустрічаються винятки, пов'язані з « проваломелектронів, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

У шостому та сьомому періодах з'являються f-елементи, тобто елементи, у яких йде заповнення відповідно 4f- та 5f-підрівнів третього зовні електронного шару.

4f-елементи називають лантаноїдами.

5f-елементи називають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: 55 Cs та 56 Ва - 6s-елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-елемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d-елементи; 81 Т1 - 86 Rn - 6d-елементи. Але й тут зустрічаються елементи, у яких «порушується» порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину та повністю заповненими f-підрівнями, тобто nf 7 і nf 14 . Залежно від того, який рівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи ділять на чотири електронних сімейства, або блоки:

• s-елементи. Електронами заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп.

• p-елементи. Електронами заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р-елементів відносяться елементи основних підгруп III-VIII груп.

• d-елементи. Електронами заповнюється d-підрівень попереднього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто елементи вставних декад великих періодів, розташованих між s- та р-елементами. Їх також називають перехідними елементами.

• f-елементи. Електронами заповнюється f-підрівень третього зовнішнього рівня атома; до них відносяться лантаноїди та антиноїди.

Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 р. встановив, що в атомі на одній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів, що мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської – «веретено»), тобто які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки.

Цей принцип має назву принципу Паулі. Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспареним, якщо два, це спарені електрони, т. е. електрони з протилежними спинами. На малюнку показано схему підрозділу енергетичних рівнів на підрівні та черговість їх заповнення.

Найчастіше будову електронних оболонок атомів зображують з допомогою енергетичних чи квантових осередків - записують звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують наступні позначення: кожний квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі та правило Ф. Хунда, Згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, а потім спарюються, але спини, при цьому за принципом Паулі будуть вже протилежно спрямованими.

Правило Хунда та принцип Паулі

Правило Хунда- правило квантової хімії, що визначає порядок заповнення орбіталей певного підшару і формулюється так: сумарне значення спінового квантового числа електронів даного підшару має бути максимальним. Сформульовано Фрідріхом Хундом у 1925 році.

Це означає, що у кожній з орбіталей підшару заповнюється спочатку один електрон, лише після вичерпання незаповнених орбіталей на цю орбіталь додається другий електрон. При цьому на одній орбіталі знаходяться два електрони з напівцілими спинами протилежного знака, які спаровуються (утворюють двоелектронну хмару) і, в результаті, сумарний спин орбіталі стає рівним нулю.

Інше формулювання: Нижче за енергією лежить той атомний терм, для якого виконуються дві умови.

1. Мультиплетність максимальна
2. При збігу мультиплетностей сумарний орбітальний момент L максимальний.

Розберемо це правило на прикладі заповнення орбіталей p-підрівня p-Елементів другого періоду (тобто від бору до неону (у наведеній нижче схемі горизонтальними рисками позначені орбіталі, вертикальними стрілками - електрони, причому напрямок стрілки позначає орієнтацію спина)).

Правило Клечковського

Правило Клечковськогоу міру збільшення сумарного числа електронів в атомах (у разі зростання зарядів їх ядер, або порядкових номерів хімічних елементів) атомні орбіталі заселяються таким чином, що поява електронів на орбіталі з вищою енергією залежить тільки від головного квантового числа n і не залежить від усіх інших квантових чисел, зокрема і з l. Фізично це означає, що у водневому атомі (відсутність міжелектронного відштовхування) орбітальна енергія електрона визначається лише просторовою віддаленістю зарядової щільності електрона від ядра і не залежить від особливостей його руху в полі ядра.

Емпіричне правило Клечковського і випливає з нього схема черговостей дещо протирічатреальної енергетичної послідовності атомних орбіталей лише у двох однотипних випадках: у атомів Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au має місце "провал" електрона з s -підрівня зовнішнього шару d-підрівень попереднього шару, що призводить до енергетично більш стійкого стану атома, а саме: після заповнення двома електронами орбіталі 6 s

Все у світі складається з атомів. Але де вони взялися, і з чого складаються самі? Сьогодні відповідаємо на ці прості та фундаментальні питання. Адже багато людей, що живуть на планеті, кажуть, що не розуміють будови атомів, із яких самі складаються.

Звичайно, шановний читач розуміє, що в цій статті ми намагаємося викласти все на максимально простому та цікавому рівні, тому не «вантажимо» науковими термінами. Тим, хто хоче вивчити питання більш професійному рівні, радимо читати спеціалізовану літературу. Проте, відомості цієї статті можуть послужити хорошу службу у навчанні і просто зробити Вас більш ерудованими.

Атом – це частка речовини мікроскопічних розмірів та маси, найменша частина хімічного елемента, яка є носієм його властивостей. Іншими словами, це дрібна частка тієї чи іншої речовини, яка може вступати в хімічні реакції.

Історія відкриття та будова

Поняття атома було відоме ще у Стародавній Греції. Атомізм – фізична теорія, яка свідчить, що це матеріальні предмети складаються з неподільних частинок. Поряд із Стародавньою Грецією, ідеї атомізму паралельно розвивався ще й у Стародавній Індії.

Невідомо, розповіли тодішнім філософам про атоми інопланетяни, або вони додумалися самі, але експериментально підтвердити цю теорію хіміки змогли набагато пізніше – лише у сімнадцятому столітті, коли Європа випливла з безодні інквізиції та середньовіччя.

Довгий час панівним уявленням про будову атома було уявлення про нього як неподільну частинку. Те, що атом можна розділити, з'ясувалося лише на початку ХХ століття. Резерфорд завдяки своєму знаменитому досвіду з відхиленням альфа-частинок дізнався, що атом складається з ядра, навколо якого обертаються електрони. Було прийнято планетарну модель атома, відповідно до якої електрони обертаються навколо ядра, як планети нашої Сонячної системи навколо зірки.

Сучасні ставлення до будові атома просунулися далеко. Ядро атома, у свою чергу, складається з субатомних частинок, або нуклонів – протонів і нейтронів. Саме нуклони становлять основну масу атома. У цьому протони і нейтрони також є неподільними частинками, і з фундаментальних частинок - кварків.

Ядро атома має позитивний електричний заряд, а електрони, що обертаються орбітою – негативний. Таким чином, атом електрично нейтральний.

Нижче наведемо елементарну схему будови атома вуглецю.

Властивості атомів

Маса

Масу атомів прийнято вимірювати атомних одиницях маси – а.е.м. Атомна одиниця маси являє собою масу 1/12 частини атома вуглецю, що вільно спочиває, що знаходиться в основному стані.

У хімії для виміру маси атомів використовується поняття "моль". 1 моль – це така кількість речовини, в якій міститься число атомів, що дорівнює числу Авогадро.

Розмір

Розміри атомів надзвичайно малі. Так, найменший атом – це атом Гелія, його радіус – 32 пікометри. Найбільший атом – атом цезію, що має радіус 225 пікометрів. Приставка піко означає десять мінус дванадцятого ступеня! Тобто якщо 32 метри зменшити в тисячу мільярдів разів, ми отримаємо розмір радіус атома гелію.

При цьому масштаби речей такі, що, по суті, атом на 99% складається з порожнечі. Ядро та електрони займають вкрай малу частину його обсягу. Для наочності розглянемо такий приклад. Якщо уявити атом у вигляді олімпійського стадіону в Пекіні (а можна і не в Пекіні, просто уявіть собі великий стадіон), то ядро ​​цього атома буде вишнею, що знаходиться в центрі поля. Орбіти електронів при цьому були б десь на рівні верхніх трибун, а вишня важила б 30 мільйонів тонн. Вражає, чи не так?

Звідки взялися атоми?

Як відомо, зараз різні атоми згруповані до таблиці Менделєєва. У ній налічується 118 (а якщо з передбаченими, але ще не відкритими елементами - 126) елементів, крім ізотопів. Але так було далеко не завжди.

На самому початку формування Всесвіту ніяких атомів не було й поготів, існували лише елементарні частинки, що під впливом величезних температур взаємодіють між собою. Як сказав би поет, це справжній апофеоз частинок. У перші три хвилини існування Всесвіту, через зниження температури і збіг ще цілої купи факторів, запустився процес первинного нуклеосинтезу, коли з елементарних частинок з'явилися перші елементи: водень, гелій, літій і дейтерій (важкий водень). Саме з цих елементів утворилися перші зірки, у надрах яких проходили термоядерні реакції, внаслідок яких водень та гелій «згоряли», утворюючи важчі елементи. Якщо зірка була досить великою, то своє життя вона закінчувала так званим вибухом наднової, в результаті якого атоми викидалися в навколишній простір. Так і вийшла вся таблиця Менделєєва.

Так що можна сказати, що всі атоми, з яких ми складаємося, колись були частиною стародавніх зірок.

Чому ядро ​​атома не розпадається?

У фізиці існує чотири типи фундаментальних взаємодій між частинками та тілами, які вони становлять. Це сильна, слабка, електромагнітна та гравітаційна взаємодії.

Саме завдяки сильній взаємодії, яка проявляється в масштабах атомних ядер та відповідає за тяжіння між нуклонами, атом і є таким «міцним горішком».

Нещодавно люди зрозуміли, що при розщепленні ядер атомів вивільняється величезна енергія. Розподіл важких атомних ядер є джерелом енергії в ядерних реакторах та ядерній зброї.

Отже, друзі, познайомивши Вас зі структурою та основами будови атома, нам залишається лише нагадати про те, що готові будь-якої миті прийти Вам на допомогу. Не важливо, чи потрібно Вам виконати диплом з ядерної фізики, чи найменшу контрольну – ситуації бувають різні, але вихід є з будь-якого становища. Подумайте про масштаби Всесвіту, замовте роботу в Zaochnik та пам'ятайте – немає приводів для занепокоєння.

Варіант 1

Частина А.

А 1.Ядро атома (39 К) утворено

1) 19 протонами та 20 електронами 2) 20 нейтронами та 19 електронами

3) 19 протонами та 20 нейтронами 4) 19 протонами та 19 нейтронами

А 2. Тому елементу фосфор відповідає електронна формула

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 2

А 3. Хімічні елементи розташовані у порядку зменшення їх атомних радіусів

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

А 4.Чи вірні такі міркування щодо хімічних елементів?

А. Усі хімічні елементи-метали відносяться до S- та d-елементів.

Б. Неметали у сполуках виявляють лише негативний ступінь окиснення.

А 5.Серед металів головної підгрупи ІІ групи найсильнішим відновником є

1) барій 2) кальцій 3) стронцій 4) магній

А 6.Число енергетичних шарів і число електронів у зовнішньому енергетичному шарі атома хрому дорівнює відповідно

А 7.Вищий гідроксид хрому виявляє

А 8.Електронегативність елементів зростає ліворуч по ряду

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

А 9.Ступінь окислення хлору в Ba(ClO 3) 2 дорівнює

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

А десять.Елемент миш'як відноситься до

Відповідями до завдання В1-В2

В 1.Зростання кислотних властивостей вищих оксидів відбувається у рядах:

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

В 2. Встановіть відповідність.

склад ядра Електронна формула

А. 7 р + 1, 7 n 0 1 1. 2S 2 2p 3

Б. 15 р + 1, 16 n 0 1 2. 2S 2 2p 4

В. 9 р + 1, 10 n 0 1 3. 3S 2 3p 5

Г. 34 р + 1, 45 n 0 1 4. 2S 2 2p 5

З 1.Складіть формулу вищого оксиду та вищого гідроксиду брому. Запишіть електронну конфігурацію атома брому в основному та збудженому стані, визначте його можливі валентності.

Складіть електронні формули атома брому в максимальному та мінімальному ступенях.

Контрольна робота № 1 на тему «Будова атома»

Варіант 2

Частина А. Виберіть одну правильну відповідь

А 1.Число протонів, нейтронів і електронів ізотопу 90 Sr відповідно дорівнює

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

А 2. Електронна формула 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 відповідає атому елемента

1. сірка 2. бром 3.калій 4. марганець

А 3.У порядку зменшення атомного радіусу розташовані елементи

1) бір, алюміній, галій 3) бір, вуглець, кремній

2) калій, натрій, літій; 4) криптон, ксенон, радон

А 4.Чи вірні такі міркування про зміну властивостей елементів у ряду

Be-Mg-Ca-Sr-Ba?

А. Металеві властивості посилюються.

Б. Радіус атомів та кількість валентних електронів не змінюється.

1) вірно тільки А 2) вірно тільки Б 3) вірні обидва судження 4) обидва судження невірні

А 5.Серед неметалів третього періоду найсильнішим окислювачем є

1) фосфор 2) кремній 3) сірка 4) хлор

А 6.Число енергетичних шарів та число електронів у зовнішньому енергетичному шарі атома марганцю рівні відповідно

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

А 7.Вищий гідроксид марганцю виявляє

1) кислотні властивості 3) основні властивості

2) амфотерні властивості 4) не виявляє кислотно-основних властивостей

А 8.Електронегативність елементів зменшується зліва направо по ряду

1) O-Sе-S-Te 2) Bе-Bе-Li-Н 3) O-N-P-As 4) Ge-Si-S-Cl

А 9.Ступінь окислення азоту в Ba(NO 2) 2 дорівнює

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

А десять.Елемент марганець відноситься до

1) s-елементів 2) р-елементів 3) d-елементів 4) перехідних елементів

Відповідями до завдання В1-В2є послідовність цифр, що відповідає номерам правильних відповідей.

В 1.Зростання основних властивостей вищих гідроксидів відбувається в рядах елементів, що їх утворюють:

1) MgAl ) AsР 3) PSCl

4) BBeLi 5) MgCaBa 6)CaKCs

В 2. Встановіть відповідність.

склад ядра Електронна формула

А. 19 р + 1, 20 n 0 1 1. 4S 1

Б. 20 р + 1, 20 n 0 1 2. 4S 2

В. 14 р + 1, 14 n 0 1 3. 5S 1

Г. 35 р + 1, 45 n 0 1 4. 4S 2 4p 5

Під час виконання завдання С 1 докладно запишіть хід його вирішення та отриманий результат.

З 1.Складіть формулу вищого оксиду та вищого гідроксиду миш'яку. Запишіть електронну конфігурацію атома миш'яку в основному та збудженому стані, визначте його можливі валентності.

Складіть електронні формули атома миш'яку в максимальному та мінімальному ступенях.

Контрольна робота №1 «Будова атома. Періодична система. Хімічні формули»

Закірова Оліся Тельманівна – учитель хімії.

МБОУАрська середня загальноосвітня школа № 7 "

Ціль: Перевірити системність, міцність, глибину знаньна тему «Будова атома. Періодична система. Хімічні формули». Проконтролювати рівень засвоєння учнями знання будову атома, вміння характеризувати елемент за становищем в ПСХЭ, визначати молекулярну масу сполук.

1 етап. Організаційний момент. 1.Привітання.

2. Організація робочих місць.

3. Оголошення мети уроку учням

Постановка мети уроку:

Повторення, узагальнення та систематизація понять.ПЗ та ПСЕ Д. І. Менделєєва

2етап: Повторення, узагальнення та систематизація понять

Варіант 1.

1. Чим визначається місце хімічного елемента в ПСХЕ Д.І.Менделєєва?

А) числом електронів в атомі; Б) числом електронів на зовнішньому рівні; В) числом нейтронів в атомному ядрі;

Г) числом протонів в атомному ядрі; Д) правильної відповіді немає.

2. Чим визначаються властивості хімічних елементів? А) величиною відносної атомної маси; Б) зарядом атомного ядра; В) числом електронів на зовнішньому рівні; Г) числом електронів в атомі; Д) правильної відповіді немає.

3. Як можна визначити число електронних рівнів в атомі будь-якого хімічного елемента?

4. Як можна визначити число електронів на зовнішньому шарі у атомів елементів головних підгруп?

А) за номером періоду; Б) за номером групи; В) за номером ряду; Г) правильної відповіді немає.

5. Як змінюється радіус атома із збільшенням порядкового номера елемента у періоді?

А) збільшується; Б) зменшується; В) не змінюється; Г) закономірність у змінах відсутня.

6. Атом якого з наведених елементів має найбільший радіус?

А) берилій; Б) бор; В) вуглець; г) азот.

7.Знайти молекулярну масуCO2 ; H2 SO4

Варіант 2.

1. Як змінюються властивості хімічних елементів у період із збільшенням заряду ядра?

А) металеві властивості посилюються; Б) металеві властивості періодично повторюються;

В) неметалічні властивості посилюються; Г) правильної відповіді немає.

2. У якого елемента найбільш яскраво виражені металеві властивості? А) кремній; Б) алюміній; В) натрій; Г) магній.

3. Як змінюються властивості елементів у основних підгрупах періодичної системи зі збільшенням заряду ядра?

А) металеві властивості слабшають; Б) металеві властивості не змінюються;

В) неметалічні властивості не змінюються; Г) правильної відповіді немає.

4. У якого елемента найбільш яскраво виражені неметалеві властивості? А) сірка; Б) кисень; В) селен; Г) телур.

5. Чим визначається місце хімічного елемента в ПСХЕ Д. І. Менделєєва? А) масою атома; Б) зарядом ядра атома;

В) числом електронів на зовнішньому рівні; Г) числом електронних рівнів атома; Д) правильної відповіді немає.

6. За номером періоду, в якому розташовано хімічний елемент, можна визначити: А) число електронів в атомі;

Б) число електронів на зовнішньому електронному рівні; В) вищу валентність елемента;

Г) число електронних рівнів в атомі; Д) правильної відповіді немає.

7.Знайти молекулярну масуCO ; H2 SO3

Варіант 3.

1. Чим визначаються властивості хімічного елемента? А) числом електронів в атомі; Б) кількістю електронних рівнів в атомі; В) числом нейтронів в атомному ядрі; Г) правильної відповіді немає.

2. За номером групи, де розташований атом, можна визначити:А) число електронів в атомі;

Б) число електронів на зовнішньому електронному рівні в атомі будь-якого елемента групи;

В) число електронів на зовнішньому електронному рівні в атомі елемента головної підгрупи цієї групи;

Г) кількість електронних рівнів в атомі; Д) правильної відповіді немає.

3. Як змінюється радіус атома в період із збільшенням порядкового номера елемента?

А) не змінюється; Б) збільшується; В) зменшується; Г) періодично повторюється.

4. Як змінюються властивості хімічних елементів у періоді зі збільшенням заряду ядра? А) металеві властивості слабшають; Б) металеві властивості періодично повторюються; В) неметалічні властивості слабшають;

Г) неметалічні властивості періодично повторюються; Д) правильної відповіді немає.

5. Як змінюються властивості елементів у основних підгрупах ПСХЕ Д.І. Менделєєва зі збільшенням заряду ядра?

А) металеві властивості посилюються; Б) неметалеві властивості посилюються;

В) властивості не змінюються; Г) правильної відповіді немає.

6. Який елемент найбільш яскраво виражений неметалеві властивості?

А) германій; Б) миш'як; В) бром; Г) селен.

7.Знайти молекулярну масуH2 O ; H3 PO4

3 етап: Підбиття підсумків уроку.