Периодический закон и периодическая система химических элементов. Строение атома. Химическая связь и строение вещества.

периодический закон и периодическая системаТема занятия: Урок химии 6 — периодический закон и периодическая система химических элементов. Строение атома. Химическая связь и строение вещества.

Но сначала, проверьте пожалуйста ответы к тестовым заданиям уроков 2-5. Правильные ответы следующие:

1-3; 2-4; 3-2; 4-1; 5-3; 6-3; 7-1; 8-3; 9-3; 10-2; 11-1; 12-3; 13-3; 14-3; 15-1; 16-2; 17-3; 18-2; 19-1; 20-4; 21-2; 22-1; 23-3; 24-3; 25-1.

И так, переходим к уроку 6. Атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него на разных орбиталях отрицательно заряженных электронов.

Ядро атома – центральная часть атома, в которой сосредоточена основная часть массы атома. Радиус ядра равен 10-12 – 10-13см. Ядро состоит из Z протонов и N нейтронов. Ядро атома открыто Э. Резерфордом в 1909-1911гг. Протон р – элементарная частица, входящая в состав ядра атома. Заряд      +1,6 ∙ 10-19 Кл (+1 элементарный заряд). Масса 1,0073 а.е.м., спин ½

Нейтрон n – элементарная частица, входящая в состав ядра атома. Заряд 0, масса 1,0087 а.е.м., спин ½

Нуклоны – общее название протонов и нейтронов.

Заряд ядра Z – число протонов в ядре. Заряд ядра равен атомному номеру (порядковому номеру элемента в периодической таблице).

Массовое число ядра А – общее число протонов и  нейтронов:

                               A = Z + N

Дефект массы Δm – разность между массой протонов и нейтронов, образующих ядро, и массой ядра.

Энергия связи ядра: E = Δm∙c2

(c=3∙108м/с – скорость света)

Изотопы атомы, ядра которых содержат одинаковое число протонов и разное число нейтронов.

Радиоактивность – самопроизвольный распад не устойчивых атомных ядер.

α – Распад – излучение ядром α – частиц (42He). А уменьшается на четыре, Z – на два.

β – Распад – излучение электрона. А не изменяется, Z увеличивается на 1.

Электрон е – элементарная частица, входящая в состав атома. Заряд               -1,6 ∙ 10-19 Кл (-1 элементарный заряд), масса 0,0005486 а.е.м. (1/1836 массы протона), спин ½

Двойственная природа электрона – электрон может в разных экспериментах проявлять свойства как частицы, так и волны. Связь между волновыми и корпускулярными свойствами электрона дает соотношение де Бройля:

λ = h/mυ (λ – длина волны электрона, m – его масса, υ – его скорость,              h – 6,62 ∙ 10-34 Дж∙с – постоянная Планка).

Атомная орбиталь – пространство вокруг ядра атома, в котором велика вероятность нахождения электрона. Орбитали характеризуются квантовыми числами.

Квантовые числа полностью описывают состояние электрона в атоме.

1)    Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона (номер энергетического уровня):

n = 1,2,3, …,n ∞

2) Орбитальное (побочное) квантовое число l характеризует форму электронной орбитали:

l = 0,1,…,n – 1 (всего n значений).

Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями, l = 1 – p-орбиталями (3 типа: рх, ру, рz), l = 2 – d – орбиталями (5 типов: dxy, dxz, dyz, dx2-y2, dz2), l = 3 – f – орбиталями (7 типов).

3)    Магнитное квантовое число ml характеризует направление орбиталей в пространстве:

ml = —l, —l +1, …, 0, …,l-1, l (всего 2l + 1 значение).

4)    Спин S – собственный момент импульса электрона. Имеет чисто квантовую природу и не связан с движением в пространстве. Спин всех электронов равен S =1/2

5)    Магнитное спиновое число ms – проекция спина на ось z:

ms = ± 1/2.

Оболочка (энергетический уровень) – набор орбиталей с одинаковым значением n. Оболочки с номерами n = 1,2,3 … называют K,L,M и далее по алфавиту. Оболочками с номерами n содержит n2 орбиталей (максимальное число электронов – 2n2).

Энергетический подуровень – набор орбиталей с одинаковыми значениями n и l. Подуровень с квантовым числом l содержит (2l +1) орбиталей (максимальное число электронов – (4l + 2)).

Электронная конфигурация атома – распределение электронов по орбиталям. Оно определяется энергиями орбиталей, а также принципом Паули и правилом Хунда.

Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов, у которых четыре квантовых числа были бы одинаковы. Более простая формулировка – на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (с разными значениями проекции спина ms)

Правило Хунда – в основном состоянии атом должен иметь максимально возможное число не спаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Основное состояние атома – наиболее устойчивое состояние атома, в котором электроны занимают орбитали с наименьшей энергией.

Порядок заполнения атомных орбиталей можно представить следующей таблицей (читается по строчкам сверху вниз, каждая строчка читается слева направо).

                                  1s

                                  2s

                      2p        3s

                      3p        4s

          3d        4p        5s

          4d        5p        6s

4f       5d        6p        7s

5f       6d        7p        8s

Периодический закон – свойство простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента.

Физический смысл химической периодичности – периодическое изменение конфигурации валентных электронов с увеличением заряда ядра.

Валентные электроны – электроны на внешнем энергетическом уровне, которые определяют химические свойства элемента.

Периодические свойства элементов:

  1. Радиус атома и атомный объем.
  2. Потенциал ионизации.
  3. Сродство к электрону.
  4. Электроотрицательность атома.
  5. Степени окисления.
  6. Физические свойства соединений (плотность, температуры плавления и кипения).

Потенциал (энергия) ионизации I – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома: Х → Х+ + е. Наименьшие потенциалы ионизации – у щелочных металлов, наибольшие – у инертных газов.

Сродство к электрону Е – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому: Х + е → Х. Наибольшее сродство к электрону – у галогенов, наименьшее (иногда отрицательное) – у металлов.

Периодическая таблица – графическое изображение периодического закона. Она состоит из семи периодов и восьми групп.

Период – совокупность элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов  (с одинаковым числом энергетических уровней), равным номеру периода. Каждый период начинается щелочным металлом (первый период – водородом) и заканчивается инертным газом.

Малые периоды: 2 или 8 элементов. В малых периодах слева направо изменение некоторых характеристик элементов следующее:

— Заряд ядер атомов увеличивается.

— Число электронных слове атомов не изменяется.

— Число электронов на внешнем слое атомов увеличивается от единицы до восьми.

— Радиус атомов уменьшается.

— Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается.

— Энергия ионизации увеличивается.

— Сродство к электрону увеличивается.

— Электроотрицательность увеличивается.

— Металличность элементов уменьшается.

— Неметалличность элементов  увеличивается.

Группа – совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным  номеру группы.

Элементы главных подгрупп  имеют валентные s- или p – электроны.

Элементы побочных  подгрупп (переходные элементы) имеют валентные dили   fэлектроны. Все элементы побочных подгрупп – металлы.

Изменение некоторых характеристик элементов в главных подгруппах сверху вниз:

— Число электронных слоев атомов увеличивается.

— Число электронов на внешнем слое атомов одинаково.

— Радиус атомов увеличивается.

— Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается.

— Энергия ионизации уменьшается.

— Сродство с электроном  уменьшается.

— Электроотрицательность    уменьшается.

— Металличность элементов увеличивается.

— Неметалличность элементов  уменьшается.

Химическая связь – электростатическое взаимодействие атомов, осуществляемое путем обмена электронами.

Ковалентная связь – связь, осуществляемая за счет образования общих электронных пар, принадлежащих обоим атомам. При обменном механизме образования ковалентной связи каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

При донорно – акцепторном механизме один атом (донор) представляет в общее пользование электронную пару, а другой атом (акцептор) представляет для этой пары свободную орбиталь.

Электроотрицательность способность атома притягивать электронную плотность от других атомов. Чем больше разность в электроотрицательностях атомов, тем сильнее смещена общая электронная пара к более электроотрицательному атому.

Энергия связи – энергия, необходимая для того, что бы разорвать связь. Энергия ковалентных связей обычно составляет 100-500кДж/моль, энергия водородных связей – 20-40 кДж/моль. Чем больше перекрывание орбиталей атомов, тем больше энергия связи и тем прочнее химическая связь.

Ионная связь – электростатическое притяжение между ионами, образованными путем полного смещения электронной пары к одному из атомов. Этот тип связи образуется, если разность электроотрицательностей атомов велика (> 2 по шкале Полинга). Ионная связь – предельный случай ковалентной связи.

Пример. NaCl – разность  электроотрицательностей атомов равна 3,0 – 0,9 = 2,1 – связь ионная; PCl3 – разность электроотрицательностей атомов равна 3,0 – 2,1 = 0,9 – связь ковалентная полярная.

Правило октета – при образовании химической связи атом стремится приобрести электронную конфигурацию инертного газа (октет валентных электронов), отдавая или принимая электроны. Это правило применимо к ковалентным и ионным связям.

Водородная связь – связь между положительно заряженным атомом  водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь  имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.

Металлическая связь  — связь между положительными ионами в кристаллах  металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу.

Гибридизация атомных орбиталей – это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Наиболее распространенные типы гибридизации:

  1. sp-Гибридизация. Одна s – орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые орбитали. Валентный угол равен 1800.
  2. sp2-Гибридизация. Одна s – орбиталь и две p-орбиталь превращаются в три одинаковые орбитали. Валентный угол равен 1200.
  3. sp3-Гибридизация. Одна s – орбиталь и три p-орбиталь превращаются в четыре одинаковые орбитали. Валентный угол равен 109,50.

Кристаллическая решетка – регулярное расположение частиц в кристалле. Кристаллические решетки бывают четырех типов.

  1. Атомные кристаллические решетки образованы нейтральными атомами, связанными друг с другом ковалентными (например, алмаз, кремний). Вещества с атомным строением характеризуются большой твердостью и высокими температурами плавления и кипения.
  2. Молекулярные   кристаллические решетки образованы молекулами, связанными друг с другом слабым ван-дер-ваальсовым взаимодействием (например, твердые H2, Cl2, CO2). Вещества с молекулярным строением летучи, имеют низкие температуры плавления и кипения.
  3. Ионные  кристаллические решетки образованы ионами, связанными сильным взаимодействием (например, K+NO3, Na+Cl). Веществам с ионным строением свойственны высокие температуры плавления и кипения.
  4. Металлические кристаллические решетки образованы положительными ионами металлов, между которыми осуществляется металлический тип связи. Температура плавления и температура кипения металлов меняется в широком диапазоне и определяется прочностью металлической связи.

 Это был Урок химии 6 — периодический закон и периодическая система химических элементов. Строение атома. Химическая связь и строение вещества.

{lang: 'ru'}

Расскажите об этой статье друзьям:

Friend me:

Вы можете оставить комментарий, к нашему сайту.

Оставить отзыв