Лекция № 1.
Основные сведения о строении атома. Ядро. Электроны. Электронная оболочка. Энергетический уровень. Периодический закон Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева — графическое отображение периодического закона. Физический смысл порядкового номера элемента, номера периода и номера группы. Значение периодического закона и периодической системы химических элементов Д. И. Менделева.
Основные понятия: порядковый номер химического элемента, период, группы, относительная атомная масса, орбиталь (S, P, D, F), энергетический уровень, химический элемент.
План изучения темы
(перечень вопросов, обязательных к изучению):
1. Периодический закон Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома. Периодическая таблица химических элементов – графическое отображение Периодического закона.
2. Структура периодической таблицы: периоды (малые и большие), группы (главная и побочная).
3. Основные сведения о строении атома. Атом сложная частица. Ядро (протоны и нейтроны) и электронная оболочка.
4. Строение электронных оболочек атомов элементов малых периодов. Особенности строения электронных оболочек атомов элементов больших периодов (переходных элементов).
5. Понятие об орбиталях. S-, p-, d- орбитали. 8. Электронные конфигурации атомов химических элементов.
Содержание лекции:
Периодический закон Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома.
Химия относиться к числу естественных наук. Эта наука о веществах, их свойствах, составе, строение и процессах превращения веществ. Вещество -это то, из чего состоят физические тела. Веществ очень много, поэтому их классифицируют на простые и сложные, а также смеси, которые состоят из атомов. Определенный вид атомов называют химическим элементом- это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
|
|
Периодический закон, открытый в 1869 г. Дмитрием Ивановичем Менделеевым, стал одним из основных среди общих законов природы. За основу своей классификации Д.И. Менделеев взял атомный вес элемента и расположил все известные химические элементы (63) в порядке возрастания их атомных весов и обнаружил закономерность периодичности свойств элементов.
Это дало возможность ученому так сформулировать периодический закон. Свойства простых веществ, а также свойства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов.
По сравнению с другими законами особенностью периодического закона является отсутствие количественного выражения, то есть формулы или уравнения, которые его отражают. Зато этот закон, единственный среди других законов, имеет графическое выражение в виде периодической системы химических элементов.
Периодическая система Д.И. Менделеева – это наглядное графическое изображение периодического закона.
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева – так называют упорядоченную множество химических элементов и их классификацию. В краткой форме этой системы четко прослеживается расположение химических элементов в восьми вертикальных столбиках - группах, каждый из которых имеет свой номер и делится на главную и побочную подгруппы, и в семи горизонтальных рядах - периодах, первые три из которых получили название маленькие, а остальные - большие.
|
|
Группа - это вертикальный столбик химических элементов, сходных по свойствам образуемых ими соединений.
Период - это горизонтальный ряд химических элементов, расположенных в порядке возрастания их атомных масс, начинающийся щелочным металлическим элементом, а заканчивается инертным элементом.
В таблице 119 хим. элементов, которые располагаются по периодам, рядам, группам и подгруппам.
Место каждого химического элемента в периодической системе четко определено (исключение составляет Водород, его располагают и в первой, и в седьмой группах), за каждым элементом закреплен его порядковый номер.
Основные сведения о строении атома.
Атомы состоят из ядра и электронной оболочки. В ядре находятся протоны и нейтроны.
Согласно теории Бора, атом элемента состоит из электронов, протонов и нейтронов. Электрон (ē)- элементарная частица, с зарядом -1 и массой 1/1840 у.е. Протон (Р) входит в состав ядра атома элемента, имеет заряд +1 и массу 1 у.е.
Число протонов соответствует порядковому номеру элемента и всегда равно числу электронов в атоме. Нейтрон (n) элементарная частица, входит в состав ядра атома элемента, имеет массу 1 у.е. и не имеет заряда. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от массы атома вычесть порядковый номер элемента. Например: найти число электронов, протонов и нейтронов у элемента с порядковым номером 15. Находим в таблице элемент под номеров 15- это фосфор. Его символ Р, т.к. число протонов и электронов равны, то пишем Р=15, ē=15, а нейтроны находим вычитанием из массы атомов -31 за минусом 15, получаем 16 нейтронов.
|
|
Открытие физиками вначале ХХ в. сложного строения атома подтвердило гениальность Д. И. Менделеева как создателя периодического закона. Оказалось, что все без исключения химические элементы расположены в периодической системе за ростом заряда ядер их атомов. А периодическое изменение свойств элементов и их соединений связана с особенностями строения атомов химических элементов в пределах одной группы и одного периода. Это дало основания для современной формулировки периодического закона.
Свойства химических элементов, а также образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.
Известно, что:
• порядковый номер химического элемента указывает на величину заряда ядра атома, количество протонов в ядре - число электронов в электронной оболочке атома;
• количество нейтронов в ядре атома равна разности между относительной атомной массой химического элемента и его порядковым номером;
• номер периода совпадает с количеством энергетических уровней (электронных слоев) в электронной оболочке атома;
• химические элементы одной подгруппы имеют одинаковую электронную формулу внешнего энергетического уровня (электронного слоя);
• у элементов главных подгрупп число электронов на внешнем энергетическом уровне совпадает с номером группы;
• высшая валентность атомов химического элемента в оксидах равна номеру группы (существуют исключения);
• количество неспаренных электронов в атомах неметаллических элементов V-VII групп можно определить действием вычитания: 8 - номер группы.
Электронная формула атома - это запись распределения электронов в атоме, в котором числами обозначают энергетические уровни (1, 2...), буквами - подуровня (s, p, d, f), а верхними индексами - количество электронов по подуровням. Например: 14Si 1s2 2s2 2p6 3s 23p2.
На основе теории Бора была установлена тесная взаимосвязь с периодической системой, из которой следует, что порядковый номер элемента указывает на общее число электронов, которые располагаются по энергетическим уровням или слоям. Число электронов на уровне можно рассчитать по формуле. N=2, где n- номер уровня. На первом уровне 2ē, На втором 8ē, на третьем 18ē, На четвертом 32ē, на пятом уровне 50ē. Уровни подразделяются на подуровни: S,P,d,f, которые составлены из орбиталей. S подуровень составлен из одной 1Sорбитали, содержащий 2ē. P подуровень составлен из 3Pорбиталей, содержащих 6ē. d подуровень составлен из 5dорбиталей, содержащих 10ē. f подуровень составлен из 7fорбиталей, содержащих 14ē.
Чтобы составить электронную формулу любого хим. элемента, нужно помнить: 1 уровень может содержать максимально 2ē 1 2 уровень содержит 8ē 3 уровень содержит 18ē,,. 4 уровень содержит 32ē,, и т.д.. При составлении электронной формулы нужно знать положение хим.элементов в таблице, каков его заряд ядра (порядковый номер элемента), в каком периоде он находится (число энергетических уровней), и в главной или побочной подгруппе стоит данный элемент, потому что номер главной подгруппы показывает число электронов внешнего уровня. Если элемент находится в побочной подгруппе, то он будет содержать в основном 2 электрона, но есть исключения, у которых на последнем слое по одном электрону. Cu, Ag, Au, Nb, Mo, Cr, Ru, Rh, Pt.
Графические электронные формулы дополняют информацию о строении электронной оболочки атома сведениями о количестве энергетических ячеек (каждую ячейку обозначают квадратиком) и заполнения их электронами. Два спаренные электроны одной ячейки обозначают двумя противоположно направленными стрелками, неспаренный электрон - одной.
Графическая электронная формула - это отображение распределения электронов в электронной оболочке атома с помощью энергетических ячеек и стрелок.
Современная формулировка закона доказывает прозорливость Д.И. Менделеева, т.к. до настоящего времени ею пользуются, не смотря на то что она все время пополняется новыми хим. элементами.
Контроль знаний:
1.Дайте определение понятия «химический эквивалент».
Почему атомная масса элемента - величина, в среднем, постоянная, а мольная масса эквивалента - переменная?
2. Почему атомная масса элемента - величина, в среднем, постоянная, а мольная масса эквивалента - переменная?
3. Сформулируйте Закон сохранения массы.
4. Радиус которого атома больше: Бора или кислорода, углерода или Силицию? Почему? Объясните.
5. Какой объем при нормальных условиях занимает один грамм-эквивалент водорода? Кислорода?
6. Какой из оксидов более кислотный: серы (VI) оксид или хлор (VII) оксид, азота (в) оксид или бор оксид? Почему? Объясните.
7. Какой из оксидов более основной натрий оксид или магний оксид, бор оксид или алюминий оксид? Почему? Объясните.
8. Определите, атом какого элемента имеет электронную формулу 1 s22s22pe3s23p1
Домашнее задание:
Проработать: Л2.стр 4-6, Л2.стр.10-15.16,пересказ конспекта лекции №1. Повторить периодический закон, материал о строении атома, химической связи. Составить электронные формулы элементов с порядковыми номерами:12,18,24,28,29,31,35.
Лекция № 2.
Тема: Ионная химическая связь. Классификация ионов. Ионные кристаллические решетки. Ковалентная химическая связь. Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы.
Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с этими типами кристаллических решеток.
Металлическая химическая связь. Особенности строения атомов металлов. Металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Свойства веществ с этим типом связи.
Водородная химическая связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь. Значение водородной связи для организации структур биополимеров.
Оборудование: таблица к занятию, наборы трафаретов моделей атомов.
План изучения темы
(перечень вопросов, обязательных к изучению):
1. Виды химической связи.
2.Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы.
3.Водородная химическая связь.
4. Кристаллические решетки.
Содержание лекции:
Виды химической связи.
Основой теории химической связи является положение о том, что образование химических связей сопровождается достижением атомами завершенной строения внешнего энергетического уровня.
Внешний энергетический уровень считается завершенным, если он содержит 8 электронов (для Водорода и Гелия - 2). При образовании химических связей ядра атомов не изменяются; изменения происходят только в электронных оболочках.
Химической связью называют взаимодействие между атомами, что приводит к образованию молекул и кристаллов.
У Кислорода на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, то есть он близок к завершенному для него восьми электронного состава. Имея половину и более половины электронов, чем их есть на завершенном энергетическом уровне, атомам этих элементов энергетически выгоднее не отдавать электроны, а присоединять или образовывать общие электронные пары. Так, в молекуле водорода два атома Водорода достигают завершенности внешнего энергетического уровня за счет образования общей электронной пары, в молекуле кислорода. Неметаллические элементы характеризуются высокой, по сравнению с металлическими, электро- отрицательностью, поэтому между атомами неметаллических элементов химическая связь образуется за счет общих электронных пар, а не путем отдачи и присоединения электронов.
При всем многообразии химических связей их природа едина и носит электростатический характер.
Механизм образования химической связи может быть смоделирован различными способами. Простейшим является метод валентных связей (ВС), предложенный Льюисом.
Метод валентных связей рассматривает химическую связь как результат притяжения ядер двух атомов к одной или нескольким общим для них электронным парам.