Адрес в интернет Vanyo ru margo Лекции 3

Адрес в интернет Vanyo. ru/margo

Лекции 3 -4 Периодический закон Строение атома

• В середине 19 века было известно около 60 химических элементов. • К этому времени были описаны свойства некоторых из них, а также их соединений. • Однако не существовало четкой классификации элементов, не было установлено от чего зависят свойства элементов.

Попытки систематизации элементов

Закон триад Начало 19 века Дж. Дальтон (основатель атомистики) ввел важнейшую характеристику элементов – атомный вес (позже атомная масса). Это понятие позволило изучать и определять важнейшую характеристику – количественный состав простых и сложных тел. Первым, кто применил количественные характеристики элементов был немецкий ученый Иоганн Вольфганг Деберейнер (1780 – 1849).

В 1829 г он опубликовал таблицу, в которой в группы по 3 элемента объединялись элементы со сходными свойствами. Помимо химического сходства наблюдается и закономерность в отношении масс атомов. пример: 7 Li, 23 Na, 39 K; 40 Ca, 88 Sr, 137 Ba Закон триад: атомная масса среднего элемента равна среднему арифметическому атомных масс двух крайних элементов Ar(Na)= (Ar(Li)+ Ar(K))/2=(7+39)/2=23

Позднее ученые Макс Петтенкофер (1850) и Жан Батист Дюма (1857) объединили большее число элементов в триады.

Винтовая линия Шанкартуа 1862 г. французский ученый Александр Эмиль Бетье де Шанкуртуа предложил систему элементов в виде графика. Он разместил все известные элементы в порядке увеличения массы атомов по винтовой линии, описанной вокруг цилиндра. Сходные элементы располагались друг под другом. Однако эта схема не получила конкретного анализа и развития, не указывала точное место элемента в системе.

Спиральное расположение элементов Шанкуртуа

Закон октав 1863 – Джон Александер Рейна Ньюлендс. Английский химик. Если сходные элементы расположить друг за другом, то каждый восьмой элемент располагается под первым, свойства элементов повторяются подобно октавам в музыке. В таком графическом изображении без пропусков исключалась возможность открытия новых элементов, кроме того многие элементы попадали на несоответствующие им места.

Таблица Мейера 1864 – немецкий ученый Юлиус Лотар Мейер Расположил 44 элемента из известных 62 -х в шести столбцах в соответствии с их валентностью по водороду. Однако эта таблица не отражала периодичности свойств. В 1870 г. статья «Природа химических элементов как функция их атомных весов» , приведена графическая зависимость атомных объемов от атомных масс (кривая Мейера).

1893 -1898 – английский ученый Уильям Рамзай открыл сначала инертный газ аргон, а позже и остальные.

Закон Мозли Однако несмотря на огромное естественнонаучное значение открытия периодического закона физический смысл обобщенных Д. И. Менделеевым фактов долгое время оставался непонятным (из-за отсутствия в 19 веке какихлибо представлений о сложности строения атома). Например, почему элемент калий(А=39, 1) в таблице находится после аргона (А=39, 9); никель (58, 7) после кобальта (58, 9); йод(126, 9) после теллура (127, 6). Менделеев отступил от принятого им порядка, исходя из свойств данных элементов, требовавших именно такого расположения. Таким образом он не придавал исключительного значения атомной массе, а руководствовался совокупностью свойств. Развитие теории строения атома доказало верность размещения этих элементов.

Периодический закон и его графическое отображение 1869 – русский ученый Д. И. Менделеев открыл периодический закон и опубликовал свой первый вариант периодической системы химических элементов «Опыт системы элементов основанный на их атомном весе и химическом сходстве» . В этом первоначальном варианте таблицы многое было неясно, требовало уточнений и изменений. На протяжении 37 лет Менделеев продолжает творческую разработку таблицы. Д. И. Менделеев неоднократно подчеркивал значение тех трудов, которые побуждали его к исканиям: «…Я пользовался прежними исследованиями Дюма, Гладстона, еттенкофера, Кремерса и Ленссена» «Я считаю, что обязан преимущественно двум: Ленссену и Дюма. Я изучил их исследования и они побудили меня искать действительный закон» Д. И. Менделеев. Собр. со. ч. , т. 2, 1934, стр. 288 и 321

Формулировка периодического закона Д. И Менделеева 1869 г Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов.

Итогом работы Менделеева в развитии периодического закона является следующий вариант таблицы, который был помещен в 8 издании Основ химии.

Значение периодического закона Периодическая система элементов явилась одним из наиболее ценных обобщений в химии. Она представляет собой как бы конспект химии всех элементов, график по которому можно читать свойства элементов и их соединений. Система позволила уточнить положение, величины атомных масс, значение валентности некоторых элементов. На основе таблицы можно было предсказать существование и свойства еще не открытых элементов. Менделеев предсказал и описал свойства не открытых в то время элементов, которые он назвал экабор (скандий), экаалюминий (галий), экасилиций (германий).

Открытия, позволившие развить периодический закон 1875 – французкий ученый П. Э. Лекок де Буабодран открыл новый элемент галий.

1879 – шведский ученый Ларс Фредерик Нильсон окрыл новый элемент скандий. 1886 – немецкий ученый Клеменс Александр Винклер –открыл элемент германий. германиевый диод

Менделеев сформулировал периодический закон и предложил его графическое отображение, однако в то время нельзя было определить природу периодичности. Не была вскрыта причина периодичности изменения свойств и их соединений. Смысл периодического закона был выявлен позднее, в связи с открытиями по строению атома.

Современная формулировка П. З. • Свойства атомов химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Формы П. С. • Длиннопериодная. • Короткая Атомный (порядковый) номер Символ элемента Относительная атомная масса Са 40, 08 20 Кальций Русское название элемента

Период • Период –горизонтальный ряд, элементов, расположенных в порядке возрастания порядкового номера. • Любой период (кроме 1) начинается типичным щелочным металлом и заканчивается инертным (благородным) газом.

Малые периоды • Содержат • 1 -ый 2 элемента • 2 - и 3 - 8 элементов • Состоят из одного ряда

Большие (длинные) периоды • Состоят из 2 -х рядов четного и нечетного • • Содержат 4 -5 по 18 элементов 6 -ой 32 элемента 7 -ой незавершен

Группы • Группа – вертикальный ряд, объединяющий элементы, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и других соединениях. • Эта валентность равна номеру группы.

Подгруппы • Главные (IA-VIIIA) • Содержат элементы малых и больших периодов (металлы и неметаллы) • Побочные (IБ-VIIIБ) • Содержат элементы только больших периодов (только металлы)

Изменение свойств элементов IV A Li 3 Be 4 B 5 C 6 N 7 O 8 F 9 Ne 10 6, 94 9, 01 10, 81 12, 01 14, 01 15, 99 18, 99 Pb 82 207, 20 Металлические свойства ослабевают, неметаллические усиливаются 20, 18

Рентгеновские лучи (1895 г. , Вильгельм Рентген) Радиоактивность (1896 г. , Антуан Анри Беккерель) Выделение радиоактивных элементов Ra и Po (1896 г. , М. Склодовская-Кюри, П. Кюри) Открытие радиоактивного излучения (1899 г. , Э. Резерфорд- α-, ß-, П. Виллар – γ-излучение)

Электрон В 1874 г. Джозеф Джон Стоней предположил, что электрический ток представляет собой поток отрицательно заряженных частиц, названных им в 1891 г. электронами. Однако приоритет открытия электронов почти повсеместно признается за Джозефом Джоном Томсоном (изучение катодных лучей), так как именно он определил удельный заряд и массу электрона.

Электрон в 1897 г. , определил удельный заряд и относительную массу электрона. На основании экспериментальных данных установил, что атомы всех элементов содержат электроны. Дж. Томсон (1856 -1940)

Роберт Эндрус Милликен в 1909 г. измерил заряд электрона, а также вычислил массу электрона с использованием отношения Томсона (е/m) е= -19 -1, 6· 10 mе = Kл -28 9, 1· 10 г

Протон (р) В 1886 г. Гольдштейн обнаружил существование в атомах положительно заряженных частиц – протонов. Протон представляет собой атом водорода, от которого отнят один электрон: Н+ mр = 1836 · mе = -27 1, 67· 10 кг

Подтверждение существования протона • 1899 г. Эрнст Резерфорд открыл радиоактивное альфа и бета-излучение. • Примерно в тоже время Томсон предложил модель атома, позволяющую объяснить наличие у атома «-» и «+» заряженных частей атома (модель сливового пудинга). • В 1909 Резерфорд показал, что альфаизлучение обусловлено «+» заряженными атомами гелия.

Предположения Резерфорда Пучок α-частиц Атом металла фольги Ядро атома

Эрнст Резерфорд британский физик новозеландского происхождения. Известен как «отец» ядерной физики, создал планетарную модель атома. Лауреат Нобелевской премии по химии 1908 г.

Текст к рисунку • 1914 г. ученые Ханс Гейгер и Эрнест Марсден установили истинную природу этих частиц, проводя опыты по бомбардировке золотой фольги альфа излучением.

Резерфорд, 1914 г. Источник α -частиц Свинцовый брусок с отверстием Золотая фольга и дополнительные экраны Экран

Нейтрон (n). • Существование было предсказано Резерфордом в 1920 г, чтобы объяснить различие между атомной массой и атомным номером (порядковым номером). • Экспериментально обнаружен в 1932 г Дж. Чедвиком при изучении бомбардировки бериллия альфа - частицами. Бериллий испускал частицы с большой проникающей способностью, которые не отклонялись в электрическом и магнитном полях. Частица нейтральная отсюда ее название. • Позже были открыты и другие элементарные частицы мезоны, кварки, лептоны, фотоны, глюоны и т. д.

Характеристика элементарных частиц Наименование частицы Масса, а. е. м. * Заряд, у. е. Электрон (е) Протон (р11) 0 1 – 1 +1 Нейтрон (n 10) 1 0 *1 а. е. м. = 1, 66· 10– 27 кг

Нуклоны. • Протоны и нейтроны – составляют ядро атома. • Нуклид - ядро конкретного атома (нуклид углерода – ядро атома углерода. )

Пример • Запись нуклидов 12 С 6 14 С 6 • Т. к. все нуклиды углерода имеют атомный номер 6, то верна и другая запись 12 С - углерод 12.

продолжение • Верхний индекс – массовое число • Нижний индекс порядковый (атомный номер)

Выводы • Атом электронейтральная частица • Атом состоит из «+» заряженного ядра, в котором сосредоточена основная масса. • Вокруг ядра расположены «-» заряженные электроны. • Атомное ядро состоит из протонов и нейтронов.

1913 г. Закон Мозли • Установил закон, согласно которому возможно определять заряд ядра. • Положительный заряд ядра атома (в у. е. ) равен порядковому номеру элемента в п. с. • Подтвердил правильность расположения элементов в П. С.

1913 – английский физик Генри Мозли на основании экспериментальных данных (исследование рентгеновских спектров химических элементов) установил, что порядковый номер элемента совпадает с зарядом ядра атома Периодическое изменение свойств элементов зависит от их порядкового номера.

Рисунок Строение атома Электрон Атом Ядро Нуклон Кварк

Количество протонов электронов в атоме 1 • N( p)=N(e)=Z=Nпор 1 • N(11 p) –число протонов в ядре атома • N(e) – количество электронов • Z заряд ядра (атомный номер) • Nпор – порядковый номер

Массовое число (А) • А = N(1 1 p) + N(0 1 n) это суммарное число протонов и нейтронов в ядре атома или • А=Z+ N(0 1 n)

Изотопы • Атомы одного химического элемента, которые имеют разные массовые числа (число протонов одинаково, число нейтронов различно)

протий 11 Н состоит из 1 протона дейтерий 2 Н или 2 D 1 1 состоит из 1 протона и 1 нейтрона тритий 3 Н или 3 Т 1 1 Состоит из ……. . ?

Изотопы углерода • 12 C • 13 C • 14 C

Изобары • Изобары- разновидность атомов имеющих одинаковое массовое число, но разное число протонов. • 40 Ar 18 40 K • 19 40 Ca. • 20

Вывод • из вышесказанного - свойства химических элементов определяются не массой, а зарядом ядра.

Модель Томпсона

Модель Резерфорда

Недостатки Согласно теории электромагнитного поля • электрон должен непрерывно излучать энергию, • двигаться не по окружности, а по спирали, • из-за потери энергии электрон должен упасть на ядро

Продолжение • Итак классическая механика и теория электромагнитного поля не могли объяснить многие экспериментальные факты и охарактеризовать движение электрона в атоме.

• Открытия предшествовавшие развитию квантово-механической теории

Альберт Эйнштейн 1905 г • Любое излучение состоит из дискретных частиц квантов излучения, называемых фотонами. • Следовательно свет имеет двойственную природу (корпускулярно-волновой дуализм). Волновые свойства - интерференция, дифракция Свойства пучка частиц (корпускул) – фотоэлектрический эффект Открытие явления фотоэффекта – Нобелевская премия

Фотоэлектрический эффект • Высвобождение электронов с поверхности вещества (например кремния) под действием электромагнитного излучения, например света, УФ-излучения, рентгеновских или γлучей • Используется в фото-элементе, солнечных батареях (под действием света вырабатывется электричество – фотон излучения поглощается атомами вещества и передает энергию электронам, что позволяет последним покидать поверхность.

Солнечные батареи на МКС

Свойства света • Волновая теория 20 гг. 19 в. Томас Юнг Огюстен Жан Френель опыты по дифракции и интерференции • Интерференция – взаимодействие 2 и более волн • Дифракция –распространение волны при прохождение через узкое отверстие или при попадании на край препятствия

Интерференция

Дифракция

Макс Планк 1910 • Квантовая гипотеза энергия может излучаться или поглощаться строго определенными – дискретными – порциями, которые он назвал квантами. • Величина этих порций энергии Е связана с частотой излучения переносящего энергию (следующий слайд)

Уравнение Планка Е=hn h=6, 625× 10 -34 Дж∙с n – частота излучения • n=с /l • c- скорость света, • l- длина волны

1913 г. Модель атома Бора Планетарная модель атома. Используя модель атома Резерфорда и теорию Планка обосновал модель атома водорода. Нильс Бор (1885 -1962) Обоснование этой и других более поздних моделей – атомные спектры и энергии ионизации атомов.

Продолжение • Бор вычислил радиусы орбит. r 1=5, 29∙ 10 -29 м – радиус первой орбиты • r=n 2(5, 29*10 -13) • Теория Бора позволила точно вычислить энергию электронов, частоты в спектрах атома водорода и некоторых других одноэлектронных систем (Не+), что подтверждено экспериментально

Согласно модели атома Бора 1)электроны вращаются в атоме по определенным устойчивым круговым орбитам. n Каждая орбита имеет номер (1, 2, 3…), который назвали главным квантовым числом.

2. Каждой орбите соответствует определенное значение энергии электрона (Е). Значение энергии зависит от главного квантового числа n. • E= -13, 6(1/n).

3. • Переход электрона на более высокую орбиту сопровождается затратой энергии (поглощение кванта) • Переход на более низкую орбиту сопровождается выделением энергии • hn=Едал-Ебл

Модель атома Бора(диск) • (2. 1)

А. Зоммерфельд • 1915 -1916 гг. Развил теорию Бора. • Движение электронов происходит не только о круговым орбитам, но и эллиптическим. Поэтому для характеристики движения электрона недостаточно одного главного квантового числа. • l – орбитальное квантовое число

Недостатки Согласно теории Бора-Зоммерфельда • Можно определить положение и скорость электрона • Проследить движение электрона по орбите • Оба предположения оказались неверными. • Не объяснялось поведение электрона в магнитном поле. • Нельзя объяснить строение многоэлектронных атомов

Возникла необходимсть в новой модели атома. • Основана на открытиях в микромире.

Квантово-механичекая теория • Изучает движение и взаимодействие микрочастиц. (В основе работы Планка, Эйнштейна, Бора, де Бройля, Гейзенберга, Шредингера) Содержит два основных положения

-1 • Электрон имеет двойственную природу. Обладает свойствами частицы и волны. • Как частица имеет массу и заряд • однако движение электрона волновой процесс (например дифракция электронов)

Уравнение Де Бройля (1924) • l=h/(mv)

2. Принцип неопределенности Гейзенберга • Положение электрона в атоме неопределенно. Невозможно одновременно точно определить и скорость электрона и его координаты в пространстве. • Электрон может находиться на любом расстояние от ядра. • Вероятность его нахождения в разных местах атома различна. • Поэтому вводится понятия электронное облако, орбиталь уровень, подуровень

Волновая функция Ψ • Т. к. электрон обладает свойствами частицы и волны одновременно, то его движение описывают с помощью волновой функции Ψ(x, y, z) • Физический смысл – квадрат этой функции пропорционален вероятности нахождения электрона в точке пространства с координатами x, y, z. • Входит в уравнение Шредингера, описывющее движение электрона.

Эрвин Рудольф Йозеф Александр Шредингер Австрийский физик-теоретик, один из создателей квантовой механики Лауреат Нобелевской премии по физике (1933) Член ряда академий наук мира, в том числе иностранный член Академии наук СССР (1934)

Для объяснения строения атома вводятся понятия • электронное облако, • орбиталь • уровень, • подуровень

Электронное облако – распределенный в пространстве заряд электрона (модель состояния электрона в атоме)

Орбиталь – область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

Энергетический уровень • Совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение энергии (главного квантового числа)

Электронный слой • совокупность электронов, находящихся на одном энергетическом уровне.

Энергетический подуровень – • совокупность орбиталей, находящихся на одном энергетическом уровне и имеющих одинаковую форму

Вывод • Уровень подуровень орбитали

Квантовые числа Энергетическое состояние электронов характеризуют квантовые числа n – главное квантовое число l – орбитальное квантовое число m – магнитное квантовое число s – спиновое квантовое число

Главное квантовое число • n– характеризует общий запас энергии электронов в атоме, размер орбитали и электронного облака. • n =1÷∞ • Численно равно номеру периода и определяет число энергетических уровней, номер энергетического уровня.

Пример • Что означает n=5. • Атом элемента содержит 5 энергетических уровней. • Рассматриваем строение 5 -го энергетического уровня

Орбитальное квантовое число • l – характеризует энергию энергетического подуровня. Определяет форму электронного облака. • l=0÷(n-1)

Связь между главным и орбитальным к. ч. уровень n • Значения Назва Форма ние орбитали l подуро вня K 1 0 s L 2 0, 1 p M 3 0, 1, 2 d N 4 0, 1, 2, 3 f

Магнитное квантовое число • m – определяет • расположение электронного облако в пространстве относительно осей координат • также количество возможных ориентаций • Количество орбиталей на данном подуровне

Значения m • m=-l ÷ +l • Число значений 2 l+1

Число орбиталей на подуровне. Графическое обозначение орбиталей (квантовые ячейки)_ Число орбиталей 2 l+1 n l m 1 0 (s) 1 1 2 1 (p) -1; 0; +1 3 3 2 (d) -2; -1; 0; +1; +2 5

Спиновое квантовое число • ms – характеризует вращение электрона относительно своей оси.

Значения -1/2 +1/2 электрон Ось вращения

Электронная конфигурация элемента (электронная формула) – запись распределения электронов по энергетическим подуровням H 1 s 1 1 уровень подуровень Число электронов

Электронно-графическая формула • Показывает распределение электронов по орбиталям и спины электронов) 1 s 1

Принцип наименьшей энергии Наиболее устойчивым состоянием атома считается то, при котором суммарная энергия всех его электронов минимальна.

Принцип наименьшей энергии

Электронные формулы атомов I-III периодов • Последовательность заполнения подуровней 1 s<2 s<2 p<3 s<3 p

Энергия подуровня • Определяется суммой (n+l). Чем меньше эта сумма, тем меньше энергия подуровня

Правила Клечковского 1 -ое правило • 1 –заполнение подуровней происходит в порядке возрастания суммы (n+l) IV период Свободные подуровни 3 d 4 s 4 p

продолжение подуровень (n+l) 3 d 3+2=5 4 s 4+0=4 4 p 4+1=5

2 -ое правило • Если сумма (n+l) для разных подуровней одинакова, то заполняется подуровень с меньшим значением n

Последовательность заполнения подуровней в IV периоде • …. 4 s 3 d 4 p

Всеволод Маврикиевич Клечковский (28. 11. 1900– 02. 05. 1972) ДХН, академик ВАСНИЛ

Принцип Паули В атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел

Вольфганг Паули американский физик, родившийся в Австрии . 1900 -1958 • Занимался разработками квантовой теории под руководством Нильса БОРА. • В 1925 г. сформулировал ПРИНЦИП ЗАПРЕТА ПАУЛИ, который гласит, что два ФЕРМИОНА (например, ЭЛЕКТРОНЫ или КВАРКИ) не могут одновременно находится в одном и том же квантовом состоянии. • В 1931 г. верно предсказал существование нейтрино. • В 1945 г. получил Нобелевскую премию по физике за его достижения в квантовой физике.

Правило Хунда Алгебраическое значение суммарного спина должно быть максимальным, т. е. внутри подуровней электроны заполняют все максимально возможные свободные орбитали.

Фридрих Хунд немецкий физик. 1894 -1997 Участник разработки метода молекулярных орбиталей

Валентность атомов. Валентные электроны. Валентность элемента определяется числом неспаренных электронов в атоме, поскольку они принимают участие в образовании химической связи между атомами в молекулах соединений.

Нормальное (основное) состояние атома. • Нормальное состояние атома – это такое состояние которое характеризуется минимальной энергией. • Характеризуется электронной конфигурацией атома, которая соответствует положению элемента в периодической системе

Возбужденное состояние атома • Новое энергетическое состояние с новым распределением электронов в пределах своего валентного уровня.

Примеры 1. Записать электронные формулы для атомов элементов № 8, 16 в соответствии с принципом наименьшей энергии (в порядке заполнения). 2. Подчеркнуть валентные подуровни

продолжение 3. Изобразить электроннографические формулы указанных атомов элементов для нормального и возможных возбужденных состояний. 4. Какие валентности могут проявлять атомы этих элементов.

Примеры • № 23 1 s 2 4 s 2 22 p 6 2 s 3 d 3 3 s 23 p 6 4 s 23 d 3

Квантовые числа для электронов валентных подуровней n 19 4 20 21 22 23 l m ms 4 3 0 0 2 0 0 +1/2 -2 +1/2 3 3 2 2 -1 +1/2 0 +1/2

Электронные формулы ионов +6 S Строение валентного уровня атома 0 серы S 2 … 3 s 4 3 p

Продолжение 0 S 23 p 4 3 s - 6 е +6 S 03 p 0 3 s

-2 S 0 S 23 p 4 3 s +2 е -2 S 23 p 6 3 s

Периодическая система и строение атомов. В настоящее время периодическую систему элементов Менделеева можно рассматривать как классификацию атомов по строению их электронной оболочки.

2. • Таблица дает исчерпывающую информацию о разнообразии и подобии в строении электронной оболочки, а следовательно классификацию элементов по строению их атомов.

3. • Физико-химические свойства элементов тесно связаны со строением электронной оболочки атома, следовательно таблица представляет классификацию элементов и по физико-химическим свойствам.

Классификация атомов 1. По способу застраивания электронной оболочки s- элементы заполняется sподуровень наружного слоя. Внутренние электронные слои остаются неизменными. Это два первые элемента любого периода

p-элементы заполняется р-подуровень наружного слоя. Внутренние электронные слои остаются неизменными. Это шесть последних элементов периода (кроме 7 -го)

d – элементы. Застраивается соседний с наружным уровень. В наружном слое этих элементов на sподуровне находится чаще 2 реже 1 электрон. Таких элементов по 10 в каждом большом периоде (кроме 7 -го)

f – элементы. В атомах этих элементов заполняется f-подуровень третьего уровня, считая от внешнего. Сейчас известно 28 таких элементов. Они делятся на два семейства лантаноидов (заполняется 4 f-подуровень) и актиноиды (заполняется 5 fподуровень.

2. По числу электронов в наружном квантовом слое электронной оболочки Металлы – все элементы в наружном квантовом слое которых 1 -3 электрона (кроме водорода, бора, гелия). Могут только отдавать электроны, поэтому не образуют отрицательно заряженных ионов.

К ним относятся s-, некоторые p-, а также d-, f-элементы. • d-, f-металлы могут проявлять переменную степень окисления. Максимальная положительная степень окисления равна номеру группы в которой находится элемент.

Неметаллы – элементы наружный слой которых содержит 4 - 7 электронов, а также водород и бор. Неметаллы способны как принимать так и отдавать электроны. Поэтому могут проявлять как отрицательные, так и положительные степени окисления. Однако тенденция к приему электронов у них выражена сильнее. Все неметаллы кроме водорода относятся к р-элементам.

Инертные (благородные) газы элементы в наружном слое которых находится 8 (р-элементы : неон, аргон, криптон, ксенон, радон) или 2 электрона (гелий s-элемент)

Некоторые характеристики атома и свойства элементов Периодичность накопления электронов около ядра приводит к периодичности в изменении свойств атомов элементов. Периодически изменяются такие характеристики атомов, как валентность, объемы атомов, радиусы атомов и ионов, энергии ионизации, восстановительные свойства, энергии сродства к электрону, окислительные свойства, электроотрицательности, некоторые физические свойства (температуры плавления и кипения и др. ). Понятие валентность более подробно рассмотрим позже. Перейдем к рассмотрению других характеристик.

Атомные объемы Атомный объем – объем, занимаемый одним молем атомов простого вещества в твердом состоянии. Дает четкое представление о периодичности изменения физических свойств простых веществ. Впервые графическую зависимость между величинами атомных масс и атомных объемов предложил Мейер. Наибольший атомный объем имеют щелочные металлы.

Радиус атома (радиус Слейтера) – расстояние от ядра атома до максимума электронной плотности его валентных электронов

Обозначение r. Размерность пм (пикометр – 10 -12 м) или нм (нанометр – 10 -9 м) rан >rат> rкат

Изменение радиусов атомов в группе и периодах Рассмотрим закономерность изменения этой характеристики атома на примере элементов IA, IIA, VA групп и 2 -6 периодов. элемент радиус пм пм пм Li Na K Rb Cs 159 171 216 229 252 Be Mg Ca Sr Ba 104 128 169 184 206 N P As Sb Bi 49 92 100 119 130

Выводы из таблицы: 1) в группе сверху вниз радиус атома увеличивается. Число электронов остается постоянным равным номеру группы. Чем меньше электронов на внешнем уровне и чем дальше эти электроны находятся от ядра, тем слабее электростатические силы между «+» ядром и электронами легче атом элемента отдает эти электроны. Элементы легко отдающие электроны проявляют металлические свойства, восстановительные свойства. Их оксиды и гидроксиды проявляют основные свойства (реже амфотерные) 2) В периоде слева направо радиус атома уменьшается, т. к. число энергетических уровней в пределах одного периода постоянно, но увеличивается число электронов на внешнем уровне. Следовательно электростатическое взаимодействие между «+» ядром и электронами усиливается, а радиус уменьшается (эффект р-сжатия). В связи с этим элементы конца периода будут легче принимать электроны. Такие элементы проявляют неметаллические и окислительные свойства. Их оксиды носят кислотный характер

Энергия ионизации Определение: энергия ионизации – энергия, необходимая для превращения нейтрального атома в положительно заряженный ион. Обозначение – I. Размерность – э. В/атом или к. Дж/моль 1 э. В=1, 60*10 -22*6, 02*1023=96, 32 к. Дж/моль

энергия которую необходимо затратить для отрыва электрона от электронейтралього атома : 0 Э –е + Э . rкат.

Величины энергии ионизации некоторых элементов одного периода Li 2 s 1 Ве 2 s 2 I 1, э. В 5, 39 9, 32 8, 30 11, 26 14, 53 13, 61 17, 42 I 2, э. В 75, 2 18, 12 6 25, 00 24, 27 29, 47 34, 93 34, 81 I 3, э. В 121, 153, 1 8 I 4, э. В 216, 6 35, 75 47, 65 47, 40 54, 87 62, 35 258, 1 64, 22 77 76, 99 86, 27 I 5, э. В 338, 5 390, 1 97, 43 113, 67 - - В С N O F 2 s 22 p 1 2 s 22 p 2 2 s 22 p 3 2 s 22 p 4. 2 s 22 p 5

Выводы из таблицы Общая тенденция: 1) в периоде с увеличением заряда ядра, уменьшается радиус, энергия ионизация увеличивается. Наименьшее значение энергии ионизация у элемента лития, наибольшее у фтора. Следовательно наибольшей восстановительной активностью характеризуются щелочные металлы. 2) Отрыв каждого следующего электрона требует большей затраты энергии. Особенно резко возрастает энергия ионизации при переходе к другому электронному слою.

Исключения : элементы бериллий и азот. Энергии ионизации бериллия выше, чем у соседних бора и углерода. То же справедливо для азота. Это объясняется следующим правилом: наиболее устойчивы электронные конфигурации атомов элементов с полностью или наполовину заполненным подуровнем. Электронные конфигурации Бериллия 1 s 22 s 2 Азот 1 s 22 p 3

Энергия сродства к электрону Определение: энергия, которая выделяется (реже поглощается) присоединении электрона к атому. Э 0+е Э- rат.

Выводы Характер изменения энергии сродства к электрону в группе: в группе сверху вниз увеличивается радиус атома, силы электростатического взаимодействия «+» заряженного ядра и внешних электронов ослабевают, поэтому энергия сродства к электрону уменьшается. В периоде слева направо уменьшается радиус атома, количество электронов на внешнем уровне увеличивается, поэтому энергия сродства к электрону тоже увеличивается.

Электроотрицательность Определение: электроотрицательность – способность атома притягивать к себе электроны в химическом соединении. ЭО= (I+E)/2 (шкала Р. Малликена). Недостаток – нет надежных методов определения Е.

Относительная электроотрицательность • На практике пользуются относительными значениями электроотрицательности. Величины приводятся в таблицах. Существует несколько шкал ОЭО. Мы будем пользоваться значениями ОЭО по Полингу. • Характер изменения ОЭО аналогичен уже рассмотренным характеристикам. За единицу принята ОЭО лития. Самая высокая ОЭО у фтора. По величине ОЭО можно судить о свойствах элемента, его заряде в соединении, типах связи.

Общие выводы по теме 1. На основании энергетических характеристик атомов элементов, энергетически устойчивы электронные конфигурации с полностью или наполовину заполненными подуровнями. В связи с этим для ряда элементов наблюдается провал электрона с текущего уровня на предыдущий.

Примеры 1. Элементы подгруппы меди наблюдается провал электрона с ns-подуровня на (n-1)d-подуровень. текущего 2. Аналогичное явление наблюдается для элементов хрома и молибдена.

Электронные конфигурации этих элементов: Cu - 104 s 1; … 3 d Ag - 105 s 1; … 4 d Au – Cr - 106 s 1; 5 d 54 s 1; … 3 d Mo - 55 s 1 … 4 d

2. С увеличением заряда ядра и количества электронов во внешнем уровне изменение свойств химических элементов не совершается непрерывно в одном и том же направлении (от типично металлических до неметаллических), а имеет периодический характер. Таким образом элементы выделены в электронные аналоги. Электронные аналоги имеют общее строение валентных подуровней, а следовательно общую электронную формулу. Общую формулу и общие свойства оксидов и т. д.

• 3. Свойства и характеристики атомов элементов изменяются в известной последовательности как в горизонтальном, так и в вертикальном направлениях. Изменение некоторых свойств и характеристик по таблице Д. И. Менделеева приведено на следующем слайде • 4. На основании положения элемента в п. с. можно дать его характеристику и характеристику его соединений.

Изменение некоторых характеристик атомов и свойств элементов в периодической системе Д. И. Менделеева Уменьшение радиуса атома Увеличение значений энергий ионизации, сродства к электрону, ОЭО Усиление неметаллических и окислительных свойств элементов Ослабление основных свойств оксидов Уменьшение температур кипения и плавления простых веществ.

Подгруппы аналогов 1. Подгруппа щелочных металлов. 1. Общая электронная формула …ns Возбужденного состояния нет. Максимальная степень окисления +1. Общая формула оксидов Ме 2 О. Водородные соединения Ме. Нгидриды.

Подгруппа бериллия. 2. Общая электронная формула …ns Возбужденное состояние есть. Максимальная степень окисления +2. Общая формула оксидов Ме. О. Водородные соединения Ме. Н 2 -гидриды.

3. Подгруппа бора Общая электронная формула …ns 2 np 1. Возбужденное состояние есть. Максимальная степень окисления +3. Общая формула оксидов Э 2 О 3. Бор – неметалл. Простейшее водородное соединение ВН 3 бороводород. Остальные элементы металлы. Водородные соединения Ме. Н 3 -гидриды

4. Подгруппа углерода. . Общая электронная формула …ns 2 np 2. Возбужденное состояние есть. Максимальная степень окисления +4. Минимальная степень окисления – 4. Общая формула оксидов ЭО 2. Формула водородных соединений ЭН 4

Характеристика элемента по его положению в периодической системе. 1. Положение в п. с. (порядковый номер, период, подгруппа).

ПРОДОЛЖЕНИЕ 2. Характеристика атома элемента: Заряд ядра Z, число протонов Nр, число нейтронов Nn, число электронов Ne. Полная электронная формула. Графическая электронная конфигурация валентных уровней в нормальном и возбужденном состояниях.

3. Электронное семейство к которому относится элемент, металл или неметалл, формула и характер высшего оксида (основной, амфотерный, кислотный) и соответствующего ему гидрата. Реакции подтверждающие свойства оксида и гидрата.

Примеры 1. Дайте характеристику элемента № 56 по положению в п. с. 1)Элемент № 56 – барий 56 Ва. Ва находится в 6 периоде во второй группе главной подгруппы (IIA).

продолжение 2) Z=+56, A=137 1 p)=56, N(e)=56, N( 1 1 n)=A-N(1 p)=137 -56=81 N( 0 1 Электронная формула: 1 s 22 p 63 s 23 p 64 s 23 d 104 p 65 s 24 d 105 p 6 2 6 s

Основное состояние: … 6 s 26 р0 В(Ва)=0 В(Ва*)=2 Возбужденное состояние … 6 s 16 р1

продолжение • 3. Ва – s-элемент, металл, ОЭО=0, 9. • Высший оксид Ва. О – основной. • Гидрат – Ва(ОН)2 -основание • Ва. О+Н 2 О=Ва(ОН)2; Ва. О+СО 2= Ва. СО 3; • Ва. О+2 HCl=Ba. Cl 2+ Н 2 О;

Ba(OH)2+2 HCl=Ba. Cl 2+ Н 2 О Ba(OH)2+CO 2= Ba. CO 3 + Н 2 О Ba(OH)2 +K 2 SO 4= Ba. SO 4 + 2 KOН 2. Дайте характеристику элемента № 6, 17, 25, 74 по положению в п. с.

Проверочная работа 4 1. Что общего для элементов 5 периода А) число валентных электронов равно 5 Б) Число энергетических уровней равно 5 В) главное квантовое число равно 5 2. Запишите электронную формулу для атома бора (5 В). 3. Распределите электроны валентных подуровней по квантовым ячейкам для возбужденного состоянии. 4. Запишите значения квантовых чисел для 5 -го электрона атома бора.

Электронная конфигурация некоторых атомов Н 1 1 s H • He 2 1 s He: Al 1 s 2 2 p 1 Al •

Спектр электромагнитного излучения Спектр видимого излучения 4· 10 -7 м 7· 10 -7 м

Проверочная работа • Na. HCO 3 • 1 - назовите • 2 - укажите класс соединения • 3 - рассчитайте молярную массу соединения