Раздел 1. Теоретические основы химии Тема: «Основные
lekciya_neorganicheskaya_himiya_1.ppt
- Размер: 758.0 Кб
- Автор:
- Количество слайдов: 31
Описание презентации Раздел 1. Теоретические основы химии Тема: «Основные по слайдам
Раздел 1. Теоретические основы химии Тема: «Основные понятия и законы химии. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Теория строения веществ. »
План: 1. Введение. 2. Основные понятия и законы химии. 3. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. 4. Теория строения атомов. 5. Виды химической связи.
1. Введение Окружающий человека мир материален и, несмотря на все богатство его проявлений, в настоящее время выделяют всего лишь две формы существования материи: вещество и поле , которые проникают друг в друга и при определенных условиях могут превращаться друг в друга. Вот что писал в 1870 г. Д. И. Менделеев в своей книге “Основы химии” о предмете химии: “Ближайший предмет химии составляет изучение однородных веществ, из сложения которых составлены все тела мира, превращений их друг в друга и явлений, сопровождающих такие превращения.
Введение Химия, как и всякая наука, есть в одно время и средство, и цель. Она есть средство для достижения тех или других практических, в общем смысле этого слова, стремлений. Так, при содействии ее облегчается обладание веществом в разных его видах, она дает новую возможность пользоваться силами природы, указывает способы получения и свойства множества веществ и т. д. В этом смысле химия близка к делам заводчика и мастера, роль ее служебная, она составляет средство для достижения блага. К этому, уже почтенному, свойству присоединяется, однако, другое: в химии, как и в каждой выработанной науке, есть ряд стремлений высших, не ограничиваемых временными и частными целями (хотя и приводящих к ним и нисколько им не противоречащих). Стараясь познать бесконечное, наука сама конца не имеет и, будучи всемирной, в действительности неизбежно приобретает народный характер. . »
2. Основные понятия и законы химии. 1. Все вещества (химические соединения) Вселенной состоят из молекул, а молекулы из атомов химических элементов таблицы Д. И. Менделеева. Атомы в свою очередь состоят из более мелких частиц: протонов, нейтронов и электронов. В настоящее время известно 105 химических элементов, которые отличаются друг от друга химическими свойствами и количеством входящих в них указанных частиц. 2. При определенных условиях молекулы веществ способны превращаться друг в друга, однако атомы элементов при этом не превращаются друг в друга. Элементы способны превращаться друг в друга только в ядерных реакциях. 3. При любых химических превращениях всегда соблюдаются законы сохранения массы, энергии и заряда.
Основные понятия и законы химии. 4. При протекании любой химической реакции массы реагирующих веществ и продуктов реакции всегда находятся в пропорциональных количествах, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам. 5. В природе не существует веществ, обладающих одинаковым набором свойств. Каждое вещество уникально. 6. Свойства веществ зависят от качественного и количественного состава их молекул и от их строения.
3. Периодический закон Д. И. Менделеева. «свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов»
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева это наглядное графическое изображение периодического закона. Химический элемент – это вид атомов, характеризующихся определённым зарядом ядра равным порядковому номеру в периодической системе.
В структуре таблицы (системы) выделяют периоды, группы и подгруппы. Периодом называют горизонтальную совокупность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра. Группой называют совокупность элементов, расположенных в таблице вертикально в порядке возрастания заряда ядра. В периодической системе находится 8 групп. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп.
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
Характер изменения некоторых свойств элементов Энергия ионизации –это энергия, затраченная на отрыводного электрона от нейтрального атома, в периоде возрастает с ростом заряда ядра, в главных и третьей побочной подгруппах – убывает сверху вниз в связи с появлением нового энергетического уровня. В остальных побочных подгруппах энергия ионизации возрастает с ростом заряда ядра. Сродством к электрону (Е) – называют энергию, которая выделяется присоединении дополнительного электрона к атому, иону или молекуле. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов. Электроотрицательность (ЭО) — относительная характеристика способности атома, притягивать электронную пару. Относительная электроотрицательность в периоде возрастает и уменьшается в подгруппе с ростом заряда ядра.
3. Теория строения атомов. Атом любого элемента состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, в целом же атом – система электронейтральная. Атомное ядро состоит из: протонов (заряд +1, массовое число 1) и нейтронов (заряд 0, массовое число 1). Заряд ядра, равный порядковому номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева, совпадает с числом протонов: массовое число ядра равно суммарному количеству протонов и нейтронов. У одного элемента возможно существование атомов с различным массовым числом ядер – изотопов, т. е. атомов с различным числом нейтронов и одинаковым числом протонов.
Вокруг ядра вращаются электроны. Состояние электронов в атоме описывает квантовая механика. Энергетическое состояние электрона описывается 4 -мя квантовыми числами.
n — главное квантовое число определяет энергию АО и номер энергетического уровня, на котором находится электрон и может принимать значения от единицы до бесконечности. Указывает отдалённость энергетического уровня от ядра, оно принимает целое положительное значение. Число энергетических уровней равно № периода. Количество электронов на последнем энергетическом уровне считают по формуле: N=2 n
Орбитальное квантовое число – l определяет форму АО и энергетический подуровень и может принимать значения от нуля до ( n — 1). Например: n=2, l = 0, 1 ; n= 3 , l = 0, 1 , 2. l = 0, то электрон находится на s -подуровне; l = 1 , p -подуровень; l = 2 , d -подуровень; l = 3 , f — подуровень.
Магнитное квантовое число – m l ориентацию данной АО относительно направления магнитного поля и может принимать значения от – l … 0…+ l Соответственно: Для s -подуровня имеется одна АО Для p- подуровня – три АО Для d -подуровня – пять АО Для f -подуровня – семь АО
Спиновое квантовое число- m s. характеризует вращение электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число может принимать всего два значения: m s = 1/2, -1/2, в зависимости от того параллельно или нет магнитному полю ориентирован спин электрона.
Построение электронных формул атомов хим. Элементов базируется на 3 основных положениях принцип Паули согласно которому в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа одинаковые. Основным следствием этого принципа является то, что на одной АО не может находиться более двух электронов. Состояние электронов в атоме должно отличаться значением хотя бы одного квантового числа. При переходах электронов с одной орбиты на другую атом поглощает или излучает энергию.
правило Хунда устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально. S=1/2+1/2 =3/2 S=1/2+1/2 -1/2 =1/2 – не верно
Принцип наименьшей энергии Первыми заполняются орбитали с наименьшей энергией Шкала энергии 1 s ® 2 p ® 3 s ® 3 p ® 4 s ® 3 d ® 4 p ® 5 s ® 4 d ® 5 p ® 6 s ® …
Электронная конфигурация элементов Принадлежность элемента к электронному семейству определяется характером заполнения энергетических подуровней: s- элементы – заполнение внешнего s — подуровня при наличии на предвнешнем уровне двух или восьми электронов, например: Li 1 s 2 2 s 1 р- элементы – заполнение внешнего p- подуровня, например: F 1 s 2 2 p 5 d- элементы – заполнение предвнешнего d- подуровня, например: V 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d
4. Виды химической связи Атомы металлов способны отдавать электроны, атомы неметаллов- принимать. Образование химической связи объясняется стремлением атомов отдать, получить или разделить с другими атомами электроны, чтобы приобрести устойчивую конфигурацию благородных газов( n. S 2 n. P 6 )
Выделяют следующие типы хим. связи: Ионная Ковалентная(полярная и не полярная) Водородная Металлическая
Ионная связь Образуется между атомами элементов металла с неметаллом. Na. + . Cl: = Na + Cl — . .
Ковалентная связь Образуется между атомами элементов неметаллов. CI 2 – каждый из атомов хлора делится одним из своих внешних электронов. Происходит перекрывание атомных орбиталей, общая пара электронов образует ковалентную связь. Если электроотрицательность атомов(способность атомов притягивать к себе электроны) одинаковая, образуется ковалентная неполярная связь. ( H 2 , O 2 , N 2 и т. д. )
Ковалентная полярная связь Возникает между атомами элементов неметаллов с разной электроотрицательностью. Самый электроотрицательный элемент – F. Примеры: H 2 O, NO 2 , HCl и т. д. F 2 O – фторид кислорода
Донорно-акцепторый механизм ковалентной связи Химическая связь возникает за счёт двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого атома. Н H . . H: N: + H он = H: N: H он . . H
Водородная связь(межмолекулярная) Возникает между молекулами в состав которых входит водород и сильно электроотрицательный элемент ( F, O, N, реже Cl, S ).
Металлическая связь В твердом состоянии металлы отличаются от всех остальных веществ своими характерными свойствами — очень высокими теплопроводностью и электропроводностью, почти полной непрозрачностью и высокой отражательной способностью по отношению к видимому свету благодаря так называемому металлическому блеску.
Металлическая связь Эти свойства обусловлены металлической связью. У металлов имеется избыток орбиталей и недостаток электронов. Валентные электроны слабо удерживаются ядром и электроны могут свободно перемещаться по свободным орбиталям(по всему кристаллу).
Задание: Написать электронную конфигурацию: Са, М n, CI. Определить типы химических связей: С a. CI 2 ; Br 2 ; Al ; H 2 O.