Тема 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 (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
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 .
Квантовые числа полностью описывают состояние электрона в атоме.
1) n определяет общую энергию электрона (номер энергетического уровня):
n = 1,2,3, …,n ∞
2) характеризует форму электронной орбитали:
= 0,1,…,n – 1 (всего n значений).
Орбитали с = 0 называются s-орбиталями, = 1 – p-орбиталями (3 типа: х, у, z), = 2 – – орбиталями (5 типов: xy, xz, yz, x2-y2, z2), = 3 – – орбиталями (7 типов).
3) характеризует направление орбиталей в пространстве:
ml = — +1, …, 0, …,-1, (всего 2 + 1 значение).
4) – собственный момент импульса электрона. Имеет чисто квантовую природу и не связан с движением в пространстве. Спин всех электронов равен
5) – проекция спина на ось z:
= ± 1/2.
Оболочка (энергетический уровень) – набор орбиталей с одинаковым значением n. Оболочки с номерами = 1,2,3 … называют и далее по алфавиту. Оболочками с номерами n содержит 2 орбиталей (максимальное число электронов – 22).
Энергетический подуровень – набор орбиталей с одинаковыми значениями и . Подуровень с квантовым числом l содержит (2) орбиталей (максимальное число электронов – (4 + 2)).
Электронная конфигурация атома – распределение электронов по орбиталям. Оно определяется энергиями орбиталей, а также и .
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 )
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).
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:
- Радиус атома и атомный объем.
- Потенциал ионизации.
- Сродство к электрону.
- Электроотрицательность атома.
- Степени окисления.
- Физические свойства соединений (плотность, температуры плавления и кипения).
Потенциал (энергия) ионизации – 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 – 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.
: 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 имеют валентные s- или p – электроны.
Элементы (переходные элементы) имеют валентные или электроны. 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:
- Одна s – орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые орбитали. Валентный угол равен 1800.
- Одна s – орбиталь и две p-орбиталь превращаются в три одинаковые орбитали. Валентный угол равен 1200.
- 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.
- образованы нейтральными атомами, связанными друг с другом ковалентными (например, алмаз, кремний). Вещества с атомным строением характеризуются большой твердостью и высокими температурами плавления и кипения.
- 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.
- образованы ионами, связанными сильным взаимодействием (например, K+NO3—, Na+Cl—). Веществам с ионным строением свойственны высокие температуры плавления и кипения.
- 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.
Источник: