2020-05-11
131Тема «Обобщение по курсу неорганической химии»
Текст статьи соответствует слайдам презентации. Текст, выделенный рамкой, не является обязательным для изучения. Он предназначен тем, кто интересуется химией.
Современные представления о строении атома
♦ Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
♦ Атом – наименьшая частица элемента в химических соединениях.
Атом представляет собой электронейтральную частицу, состоящую из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Атомное ядро состоит из нуклонов: протонов p (заряд +1, массовое число 1) и нейтронов
n (заряд 0, массовое число 1). В ядре сосредоточен весь положительный заряд и основная часть массы атома.
Заряд ядра, равный порядковому номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева, совпадает с числом протонов. Заряд ядра атома является основной характеристикой химического элемента.
В электронейтральном атоме число протонов равно числу электронов, поэтому:
Порядковый Заряд Число протонов Число электронов
номер элемента = ядра = в ядре атома = в атоме
Масса ядра атома равна сумме масс протонов и нейтронов. Эта сумма носит название массовое число атома. Таким образом, массовое число ядра (А) равно суммарному количеству протонов (Z) и нейтронов (N):
A = Z + N
Соответственно, число нейтронов в атоме равно:
N = A – Z
У одного элемента возможно существование атомов с различным массовым числом ядер – изотопов. Изотопы одного элемента характеризуются одинаковым числом протонов (Z) в ядре атома и отличаются числом нейтронов (N).
Для обозначения изотопов используют символы химических элементов, записывая слева внизу порядковый номер элемента (заряд ядра его атома), а слева вверху – массовое число. Например, в природе химический элемент хлор содержит два изотопа с разными массовыми числами:
1735Cl – изотоп хлора с массовым числом 35;
1737Cl – изотоп хлора с массовым числом 37.
Число нейтронов в атомах изотопов хлора равно:
в изотопах 1735Cl: N = 35 – 17 = 18;
в изотопах 1737Cl: N = 37 – 17 = 20.
Возможна также запись изотопов химического элемента без обозначения порядкового номера, например, для изотопов хлора:
35Cl и 37Cl.
Электроны, входящие в состав атома, образуют его электронную оболочку. Именно строение электронной оболочки атома определяет свойства химического элемента.
Атомная орбиталь (АО) – часть пространства вокруг ядра атома, в которой наиболее велика вероятность нахождения электрона. Каждой АО соответствует область пространства определенного размера, формы и ориентации, равноценная понятию электронного облака.
Графически любая орбиталь изображается в виде квантовой ячейки: .
| Совокупность орбиталей, имеющих одинаковый запас энергии, образует энергетический уровень, или оболочку. Совокупность орбиталей энергетического уровня образует определенное число энергетических подуровней. Число подуровней на уровне равно номеру этого уровня. Число электронов на орбитали также строго определено, не более чем s -2; p – 6; d – 10; f - 14 |
Электронная конфигурация атома – распределение электронов по орбиталям.
| Заполнение электронных орбиталей происходит в соответствии со следующими принципами. Принцип Паули: на одной орбитали может находиться не более двух электронов. Отсюда следует, что на s-подуровне может находиться не более двух электронов, на p-подуровне – не более шести электронов, d-подуровне – не более десяти электронов, f-подуровне – не более четырнадцати электронов. Два электрона, находящиеся на одной орбитали, называются спаренными (или неподеленной электронной парой). Один электрон на орбитали называется неспаренным: – свободная орбиталь, ↑↓ – орбиталь с неподеленной электронной парой, ↑ или ↓ – орбитали с неспаренными электронами. Правило Хунда: в основном состоянии в пределах одного подуровня атом должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов. Основным состоянием атома называется его наиболее устойчивое состояние, в котором электроны занимают орбитали с наименьшей энергией. Это означает, что в пределах одного подуровня электроны заполняют орбитали сначала наполовину, а затем – полностью. Например, три электрона в основном состоянии атома должны располагаться на трех р-орбиталях следующим образом: ↑ ↑ ↑ – правильно, ↑↓ ↑ и ↑ ↓ ↑– неправильно. Принцип наименьшей энергии: электроны заполняют электронные орбитали в порядке увеличения их энергии. |
Периодический закон и Периодическая система химических элементов
Д. И. Менделеева
Периодический закон Д. И. Менделеева (1869) в современной формулировке:
Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома элемента.
Периодическая таблица Д. И. Менделеева – графическое изображение Периодического закона. Периодическая таблица является классификацией химических элементов по электронным структурам их атомов.
Периодическая таблица состоит из семи периодов и восьми групп.
Период – совокупность химических элементов с одинаковым числом заполняемых электронных уровней в атомах, равным номеру периода.
Каждый период начинается щелочным металлом (кроме первого) и заканчивается благородным (инертным) газом. Начало каждого периода совпадает с началом заполнения нового электронного энергетического уровня атомов.
Группа – совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов.
Для большинства химических элементов число валентных электронов равно номеру группы.
Валентными называются электроны, которые могут принимать участие в образовании химических связей. Валентные электроны определяют свойства химических элементов.
У элементов главных подгрупп валентными являются электроны внешнего электронного уровня, число которых равно номеру группы.
Например, у атомов серы (VI группа) валентными будут шесть электро-
нов третьего электронного уровня – два s- и четыре p-электрона:
Химические элементы, расположенные в одной главной подгруппе, обладают рядом общих свойств (одинаковая высшая степень окисления, одинаковые формы оксидов и гидроксидов), что объясняется одинаковым строением внешнего электронного уровня их атомов.
С ростом порядкового номера происходит последовательное (монотонное) увеличение общего числа электронов в атомах химических элементов, а число внешних электронов у атомов элементов каждого периода (кроме первого) изменяется периодически: от 1 у атомов щелочных металлов до 8 у атомов инертных газов. Таким образом, физический смысл периодичности заключается в том, что с ростом заряда ядра происходит периодическое изменение строения электронных оболочек атомов, что вызывает периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений.
Важнейшими характеристиками химических элементов являются:
· электроотрицательность;
· металлические свойства;
· неметаллические свойства.
Электроотрицательность – способность атомов химического элемента притягивать электроны от других атомов.
Металлические свойства характеризуются способностью атомов химического элемента отдавать электроны. Металлические свойства тем лучше выражены, чем меньше значение электроотрицательности химического элемента. Атомы типичных металлов легко отдают валентные электроны и превращаются при этом в простые катионы.
Неметаллические свойства характеризуются способностью атомов химического элемента присоединять электроны. Неметаллические свойства тем лучше выражены, чем больше значение электроотрицательности химического элемента. Атомы типичных неметаллов легко присоединяют электроны, завершая при этом внешний электронный уровень, и превращаются простые анионы.
Изменение характеристик и свойств атомов химических элементов
малых периодов с ростом заряда ядра
Изменение характеристик и свойств атомов химических элементов
главных подгрупп с ростом от заряда ядра
Изменение свойств простых веществ, высших оксидов и соответствующих им гидроксидов, а также летучих водородных соединений элементов главных подгрупп наблюдается в периодах с ростом заряда ядра атома (слева направо).
Изменение свойств простых веществ, высших оксидов и соответствующих им гидроксидов, а также летучих водородных соединений элементов наблюдается в главных подгруппах с ростом заряда ядра атома (сверху вниз)э
