Arbeit 2 Die Struktur des Atoms Option 1. Chemie (Struktur des Atoms) (Präsentation)

„Der Aufbau des Atoms“

Option Nummer 1

Übung 1.

4d; 3p; 3d; 4s; 5s; 16 Uhr

Aufgabe 2.

Aufgabe 3.

11 Zellen Unabhängige Arbeit Nr. 1

Option Nummer 2

Übung 1.

In welcher Reihenfolge werden die Unterebenen ausgefüllt:

4d; 3p; 3d; 4s; 5s; 16 Uhr

Aufgabe 2.

Aufgabe 3.

Bestimmen Sie die Atome, deren Elemente eine elektronische Konfiguration haben:

a) 4s 2 4p 5 b) 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2

11 Zellen Unabhängige Arbeit Nr. 1

Option Nummer 1

Übung 1.

In welcher Reihenfolge werden die Unterebenen ausgefüllt:

4d; 3p; 3d; 4s; 5s; 16 Uhr

Übung 2.

Konstruieren Sie die elektronische und grafische Konfiguration von Argon- und Titanatomen. Zu welcher Familie gehören diese Elemente?

Aufgabe 3.

Bestimmen Sie die Atome, deren Elemente eine elektronische Konfiguration haben:

a) 3s 2 3p 6 4s 2 b) 4s 2 4p 6 4d 1 5s 2

11 Zellen Unabhängige Arbeit Nr. 1

Option Nummer 2

Übung 1.

In welcher Reihenfolge werden die Unterebenen ausgefüllt:

4d; 3p; 3d; 4s; 5s; 16 Uhr

Übung 2.

Konstruieren Sie die elektronische und grafische Konfiguration von Calcium- und Kobaltatomen. Zu welcher Familie gehören diese Elemente?

Aufgabe 3.

Bestimmen Sie die Atome, deren Elemente eine elektronische Konfiguration haben:

a) 4s 2 4p 5 b) 3s 2 3p 6 3d 5 4s

Laborarbeiten

praktischer Unterricht

selbstständige Unterrichtsarbeit

selbstständige Hausaufgabe (Standardberechnung)

Kontrolle (Verteidigungen, Kolloquien, Test, Prüfung)

Lehrbücher und Studienführer

N. V. Korovin. allgemeine Chemie

Allgemeiner Chemiekurs. Theorie und Probleme (unter der Herausgeberschaft von N.V. Korovin, B.I. Adamson)

N. V. Korovin und andere. Laborarbeit in der Chemie

Kalenderplan

Elektrolyte,

Chemisches Äquivalent

Hydrolyse, PR

Elektrische Form-

13(2 )

GE, Elektrolyse,

27(13,16)

14(2 )

Korrosion

Quantenzahl

17(2 )

18(2 )

Chemische Bindung

Komplexe

Thermodynamik

Kinetik.

6(2,3 )

Gleichgewicht

Einführung in den Chemiekurs

Chemie am Energieinstitut ist eine grundlegende allgemeine theoretische Disziplin.

Chemie ist eine Naturwissenschaft, die die Zusammensetzung, Struktur, Eigenschaften und Umwandlungen von Stoffen sowie die mit diesen Umwandlungen einhergehenden Phänomene untersucht.

M. V. Lomonossow			D. I. Mendelejew
"Chemisch
			„Grundlagen der Chemie“ 1871
überlegt	Eigenschaften
			d.) – „Chemie –
Änderungen
			die Lehre von den Elementen und
erklärt
			ihre Verbindungen.“
		chemisch

Transformationen finden statt.

„Goldenes Zeitalter der Chemie“ (Ende des 19. – Anfang des 20. Jahrhunderts)

Periodisches Gesetz von D. I. Mendeleev (1896)

Das von E. Frankland (1853) eingeführte Konzept der Valenz

Theorie der Struktur organischer Verbindungen A.M.Butlerov (1861-1863)

Theorie komplexer Verbindungen A. Werner

Das Massenwirkungsgesetz von M. Gultberg und L. Waage

Thermochemie, hauptsächlich entwickelt von G.I. Hess

Theorie der elektrolytischen Dissoziation von S. Arrhenius

Das Prinzip des beweglichen Gleichgewichts von A. Le Chatelier

J.W. Gibbs Phasenregel

Die Theorie der komplexen Struktur des Atoms Bohr-Sommerfeld (1913-1916)

Bedeutung des modernen Entwicklungsstandes der Chemie

Das Verständnis der Gesetze der Chemie und ihrer Anwendung ermöglicht die Schaffung neuer Prozesse, Maschinen, Anlagen und Geräte.

Beschaffung von Strom, Treibstoff, Metallen, verschiedenen Materialien, Lebensmitteln usw. stehen in direktem Zusammenhang mit chemischen Reaktionen. Beispielsweise wird elektrische und mechanische Energie derzeit hauptsächlich durch Umwandlung der chemischen Energie natürlicher Brennstoffe (Verbrennungsreaktionen, Wechselwirkung von Wasser und seinen Verunreinigungen mit Metallen usw.) gewonnen. Ohne das Verständnis dieser Prozesse ist es unmöglich, den effizienten Betrieb von Kraftwerken und Verbrennungsmotoren sicherzustellen.

Chemiekenntnisse sind erforderlich für:

- Bildung einer wissenschaftlichen Sichtweise,

- zur Entwicklung des figurativen Denkens,

- kreatives Wachstum zukünftiger Spezialisten.

Der moderne Entwicklungsstand der Chemie ist durch den weit verbreiteten Einsatz der Quanten(wellen)mechanik zur Interpretation und Berechnung der chemischen Parameter von Stoffen und Stoffsystemen gekennzeichnet und basiert auf einem quantenmechanischen Modell der Struktur des Atoms.

Ein Atom ist ein komplexes elektromagnetisches Mikrosystem, das Träger der Eigenschaften eines chemischen Elements ist.

STRUKTUR DES ATOMS

Isotope sind Atomarten derselben Chemikalie

Elemente, die die gleiche Ordnungszahl, aber unterschiedliche Ordnungszahlen haben

Mr (Cl) \u003d 35 * 0,7543 + 37 * 0,2457 \u003d 35,491

Grundlagen der Quantenmechanik

Quantenmechanik- Verhalten sich bewegender Mikroobjekte (einschließlich Elektronen) ist

Die gleichzeitige Manifestation sowohl der Eigenschaften von Teilchen als auch der Eigenschaften von Wellen ist dualer Natur (Korpuskularwelle).

Energiequantisierung: Max Planck (1900, Deutschland) -

Stoffe geben und absorbieren Energie in diskreten Anteilen (Quanten). Die Energie eines Quants ist proportional zur Frequenz der Strahlung (Schwingungen) ν:

h ist die Plancksche Konstante (6,626 · 10-34 J s); ν=с/λ , с – Lichtgeschwindigkeit, λ – Wellenlänge

Albert Einstein (1905): Jede Strahlung ist ein Fluss von Energiequanten (Photonen) E = m v 2

Louis de Broglie (1924, Frankreich): Elektron wird ebenfalls charakterisiertKorpuskularwelleDualität – Strahlung breitet sich wellenförmig aus und besteht aus kleinen Teilchen (Photonen)

		Teilchen - m,		mv , E=mv 2

	Welle - ,			E 2 \u003d h \u003d hv /
	Verbundene Wellenlänge mit Masse und Geschwindigkeit:
		E1 = E2;		h/mv
	Unsicherheit			Werner Heisenberg (1927,
Deutschland)		arbeiten	Unsicherheiten		Bestimmungen
(Koordinaten)		Teilchen x und	Impuls (mv) nicht		kann sein

weniger als h/2

x (mv) h/2 (- Fehler, Unsicherheit) D.h. Ort und Impuls eines Teilchens können grundsätzlich nicht zu jedem Zeitpunkt mit absoluter Genauigkeit bestimmt werden.

Elektronenwolke-Atomorbital (AO)

Das. Der genaue Standort eines Teilchens (Elektrons) wird durch das Konzept der statistischen Wahrscheinlichkeit ersetzt, es in einem bestimmten Raumvolumen (in der Nähe des Kerns) zu finden.

Die Bewegung e- hat Wellencharakter und wird beschrieben

2 dv ist die Wahrscheinlichkeitsdichte, e- in einem bestimmten Volumen in der Nähe des Kernraums zu finden. Dieser Raum heißt Atomorbital (AO).

1926 schlug Schrödinger eine Gleichung vor, die den Zustand von e in einem Atom mathematisch beschreibt. Es lösen

Finden Sie die Wellenfunktion. Im einfachen Fall kommt es auf 3 Koordinaten an

Ein Elektron trägt eine negative Ladung, sein Orbital stellt eine bestimmte Ladungsverteilung dar und heißt Elektronen Wolke

QUANTENZAHLEN

Eingeführt, um die Position eines Elektrons in einem Atom gemäß der Schrödinger-Gleichung zu charakterisieren

1. Hauptquantenzahl(N)

Bestimmt die Energie eines Elektrons – Energieniveau

zeigt die Größe der Elektronenwolke (Orbitale)

nimmt Werte von 1 bis an

n (Energieniveaunummer): 1 2 3 4 usw.

2. Orbitale Quantenzahl(l) :

bestimmt - den Bahndrehimpuls des Elektrons

zeigt die Form des Orbitals

nimmt Werte an - von 0 bis (n -1)

Grafisch wird die AO durch die Orbitalquantenzahl dargestellt: 0 1 2 3 4

Energieunterebene: s p d f g

E erhöht sich


l=0	s-Unterebene s-AO

	p-Unterebene p-AO

Jedes n entspricht einer bestimmten Anzahl von l Werten, d.h. Jede Energieebene ist in Unterebenen unterteilt. Die Anzahl der Unterebenen entspricht der Ebenennummer.

1. Energieebene → 1 Unterebene → 1s 2. Energieebene → 2 Unterebenen → 2s2p 3. Energieebene → 3 Unterebenen → 3s 3p 3d

4. Energieebene → 4 Unterebenen → 4s 4p 4d 4f usw.

3. Magnetische Quantenzahl(ml)

definiert – den Wert der Projektion des Bahndrehimpulses des Elektrons auf eine willkürlich gewählte Achse

zeigt - die räumliche Orientierung des AO

nimmt Werte an – von –l bis + l

Jeder Wert von l entspricht (2l +1) Werten der magnetischen Quantenzahl, d.h. (2l +1) mögliche Standorte einer Elektronenwolke eines bestimmten Typs im Raum.

s - Zustand - ein Orbital (2 0+1=1) - m l = 0, weil l = 0

p - Zustand - drei Orbitale (2 1+1=3)

m l : +1 0 -1, weil l=1

ml =+1

m l =0

ml = -1

Alle Orbitale, die derselben Unterebene angehören, haben die gleiche Energie und werden als entartet bezeichnet.

Fazit: AO ist durch eine bestimmte Menge von n, l, m l gekennzeichnet, d.h. bestimmte Größen, Formen und Orientierungen im Raum.

4. Spinquantenzahl (m s )

„spin“ – „Spindel“

bestimmt - das intrinsische mechanische Moment eines Elektrons, das mit seiner Rotation um seine Achse verbunden ist

nimmt die Werte - (-1/2 h/2) oder (+1/2 h/2) an

n=3

l = 1

ml = -1, 0, +1

m s = + 1/2

Prinzipien und Regeln

Elektronische Konfigurationen von Atomen

(in Form elektronischer Konfigurationsformeln)

Geben Sie die Zahlen der Energieniveaunummer an

Die Buchstaben geben die Energieunterebene an (s, p, d, f);

Sublevel-Exponent bedeutet Zahl

Elektronen auf einer bestimmten Unterebene

19 K 1s2 2s2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Minimum

Elektronen in einem Atom nehmen den Zustand mit der niedrigsten Energie ein, der seinem stabilsten Zustand entspricht.

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

E erhöhen

Kletschkowski

Elektronen werden nacheinander in Orbitalen platziert, die durch eine Zunahme der Summe der Haupt- und Orbitalquantenzahlen (n + l) gekennzeichnet sind; Bei gleichen Werten dieser Summe wird das Orbital mit einem niedrigeren Wert der Hauptquantenzahl n früher gefüllt

1s<2 s < 2 p = 3 s < 3 p = 4 s < 3 d = 4 p и т. д

Variante 1

Teil A.

Eine 1. Der Atomkern (39 K) entsteht

1) 19 Protonen und 20 Elektronen 2) 20 Neutronen und 19 Elektronen

3) 19 Protonen und 20 Neutronen 4) 19 Protonen und 19 Neutronen

Eine 2. Das Atom des Elements Phosphor entspricht der elektronischen Formel

1) 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 2 2) 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 3 3) 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 4 4) 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 5

A 3. Chemische Elemente werden in der Reihenfolge abnehmender Atomradien angeordnet

1) Ba, Cd, Sb 2) In, Pb, Sb 3) Cs, Na, H 4) Br, Se, As

Eine 4. Sind die folgenden Aussagen zu chemischen Elementen richtig?

A. Alle chemischen Elemente – Metalle – gehören zu den S- und D-Elementen.

B. Nichtmetalle in Verbindungen weisen nur eine negative Oxidationsstufe auf.

Eine 5. Unter den Metallen der Hauptuntergruppe der Gruppe II ist es das stärkste Reduktionsmittel

1) Barium 2) Kalzium 3) Strontium 4) Magnesium

Eine 6. Die Anzahl der Energieschichten und die Anzahl der Elektronen in der äußeren Energieschicht des Chromatoms betragen jeweils

Eine 7. Höheres Chromhydroxid weist auf

Eine 8. Die Elektronegativität der Elemente nimmt in der Reihe von links nach rechts zu

1) O-S-Se-Te 2) B-Be-Li-Na 3) O-N-P-As 4) Ge-Si-S-Cl

Eine 9. Die Oxidationsstufe von Chlor in Ba(ClO 3) 2 ist

1) +1 2) +3 3) +5 4) +7

Eine 10. Zu dem Element gehört Arsen

Antworten auf die Aufgabe B1-B2

IN 1. Die Zunahme der sauren Eigenschaften höherer Oxide erfolgt in der Reihe:

1) CaOSiO 2 SO 3 2) CO 2 Al 2 O 3 MgO 3) Li 2 OCO 2 N 2 O 5

4) As 2 O 5 P 2 O 5 N 2 O 5 5) BeOCaOSrO 6) SO 3 P 2 O 5 Al 2 O 3

UM 2. Stellen Sie eine Übereinstimmung ein.

Kernzusammensetzung Elektronische Formel

A. 7 p + 1, 7 n 0 1 1. 2S 2 2p 3

B. 15 p + 1, 16 n 0 1 2. 2S 2 2p 4

B. 9 p + 1 , 10 n 0 1 3. 3S 2 3p 5

D. 34 p + 1, 45 n 0 1 4. 2S 2 2p 5

Ab 1. Schreiben Sie die Formel für das höhere Oxid und das höhere Bromhydroxid. Schreiben Sie die elektronische Konfiguration des Bromatoms im Grund- und angeregten Zustand auf und bestimmen Sie seine möglichen Wertigkeiten.

Schreiben Sie die elektronischen Formeln des Bromatoms in der maximalen und minimalen Potenz auf.

Prüfung Nr. 1 zum Thema „Aufbau des Atoms“

Option 2

Teil A. Wählen Sie eine richtige Antwort

Eine 1. Die Anzahl der Protonen, Neutronen und Elektronen des 90 Sr-Isotops beträgt

1. 38, 90, 38 2. 38, 52, 38 3. 90, 52, 38 4. 38, 52,90

Eine 2. Die elektronische Formel 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 entspricht dem Atom des Elements

1. Schwefel 2. Brom 3. Kalium 4. Mangan

Eine 3. Die Elemente sind nach abnehmendem Atomradius angeordnet

1) Bor, Aluminium, Gallium 3) Bor, Kohlenstoff, Silizium

2) Kalium, Natrium, Lithium 4) Krypton, Xenon, Radon

Eine 4. Sind die folgenden Urteile über die Änderung der Eigenschaften von Elementen in einer Reihe richtig?

Be-Mg-Ca-Sr-Ba?

A. Die metallischen Eigenschaften werden verbessert.

B. Der Radius der Atome und die Anzahl der Valenzelektronen ändern sich nicht.

1) nur A ist wahr 2) nur B ist wahr 3) beide Urteile sind richtig 4) beide Urteile sind falsch

Eine 5. Unter den Nichtmetallen der dritten Periode ist es das stärkste Oxidationsmittel

1) Phosphor 2) Silizium 3) Schwefel 4) Chlor

Eine 6. Die Anzahl der Energieschichten und die Anzahl der Elektronen in der äußeren Energieschicht eines Manganatoms betragen jeweils

1) 4, 2 2) 4, 1 3) 4, 6 4) 4, 5

Eine 7. Höheres Manganhydroxid weist auf

1) saure Eigenschaften 3) basische Eigenschaften

2) amphotere Eigenschaften 4) zeigt keine Säure-Base-Eigenschaften

Eine 8. Die Elektronegativität der Elemente nimmt entlang der Reihe von links nach rechts ab

1) O-Se-S-Te 2) Be-Be-Li-H 3) O-N-P-As 4) Ge-Si-S-Cl

Eine 9. Der Oxidationszustand von Stickstoff in Ba(NO 2) 2 ist

1) +1 2) +3 3) +5 4) +7

Eine 10. Zu dem Element gehört Mangan

1) s-Elemente 2) p-Elemente 3) d-Elemente 4) Übergangselemente

Antworten auf die Aufgabe B1-B2 ist die Ziffernfolge, die den Nummern der richtigen Antworten entspricht.

IN 1. Die Steigerung der Grundeigenschaften höherer Hydroxide erfolgt in der Reihe der sie bildenden Elemente:

1) MgAl ) AsР 3) PSCl

4) BBeLi 5) MgCaBa 6)CaKCs

UM 2. Stellen Sie eine Übereinstimmung ein.

Kernzusammensetzung Elektronische Formel

A. 19 p + 1, 20 n 0 1 1. 4S 1

B. 20 p + 1, 20 n 0 1 2. 4S 2

B. 14 p + 1, 14 n 0 1 3. 5S 1

D. 35 p + 1, 45 n 0 1 4. 4S 2 4p 5

Notieren Sie bei der Bearbeitung der Aufgabe C 1 detailliert den Lösungsverlauf und das erzielte Ergebnis.

Ab 1. Schreiben Sie die Formel für das höhere Oxid und das höhere Arsenhydroxid. Schreiben Sie die elektronische Konfiguration des Arsenatoms im Grund- und angeregten Zustand auf und bestimmen Sie seine möglichen Wertigkeiten.

Schreiben Sie die elektronischen Formeln des Arsenatoms in maximaler und minimaler Potenz.

KONTROLLARBEIT Nr. 1 Thema „Struktur des Atoms“ Klasse 11

Variante 1

1. Die Nummer der Periode im Periodensystem wird bestimmt durch:

A. Die Ladung des Atomkerns

B. Die Anzahl der Elektronen in der äußeren Schicht des Atoms.

B. Die Anzahl der Elektronenschichten in einem Atom

D. Die Anzahl der Elektronen in einem Atom.

A. S und Cl B. Be und B C. Kr und Xe D. Mo und Se

3. p - Das Element ist:

A. Scandium.

B. Barium.

B. Arsen

G. Helium

10 4s 2 entspricht dem Element:

A. Kalzium.

B. Krypton.

V. Cadmium.

G. Zincu.

A. Zn(OH) 2

B. Mg(OH) 2

B. Ca(OH)2

D. Cr(OH) 2

A. Mg - Ca - Zn.

B.Al - Mg - Ca.

B.Sr - Rb - K.

G.Ge - Si - Sb.

2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1

A.E 2 O

B.E 2 O 3

V.EO 2

G.EO 3

8. Ein Calciumisotop, dessen Kern 22 Neutronen enthält, wird bezeichnet:

A. 20 40 Ca

B. 20 42 CaV. 20 44 Ca

G. 20 48 Ca

9. Übereinstimmung:

Element:

Aluminium. II. Kalium. III. Selen. IV. Magnesium.

Elektronische Formel:

A.1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

B.1s 2 2s 2 2p 6 3s 2

B.1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4

D.1s 2 2s 2 3s 2 3p 6 4s 1

Überlegene Oxidformel:

E 2 O 2.E 2 O 3 3.EO 4.EO 3

Formel für höhere Hydroxide:

A. ÄON. B. E(OH) 2 . V. E(OH) 3 g. H 2 EO 4

10. Ordnen Sie die Elemente Germanium, Arsen, Schwefel, Phosphor entsprechend der Position im Periodensystem in absteigender Reihenfolge ihrer oxidierenden Eigenschaften an. Erklären Sie die Antwort.

11. Wie und warum ändern sich metallische Eigenschaften im Periodensystem?

A. Innerhalb eines Zeitraums.

B. Innerhalb der Hauptuntergruppe.

12. Erstellen Sie eine elektronische Formel für das Element mit der Seriennummer 30 im Periodensystem. Machen Sie eine Schlussfolgerung darüber, ob dieses Element zu Metallen oder Nichtmetallen gehört. Schreiben Sie die Formeln seiner höheren Oxide und Hydroxide auf und geben Sie deren Natur an.

13. Welche chemischen Eigenschaften sind charakteristisch für das höchste Oxid des Elements der 3. Periode, der Hauptuntergruppe der VI-Gruppe des Periodensystems? Untermauern Sie Ihre Antwort, indem Sie die Reaktionsgleichungen aufschreiben.

Test Nr. 1 Thema „Struktur des Atoms“ Klasse 11

Option 2

Die Gruppennummer (für Elemente der Hauptuntergruppen) im Periodensystem bestimmt:

A. Die Anzahl der Protonen in einem Atom.

B. Die Anzahl der Elektronen in der äußeren Schicht des Atoms.

B. Die Anzahl der Elektronenschichten in einem Atom.

D. Die Anzahl der Neutronen in einem Atom.

2. Ein Elementpaar mit ähnlicher Struktur der äußeren und voräußeren Energieniveaus:

A.Ba und K B.Ti und Ge

B.Sb und Bi G.Kr und Fe

3. p - Das Element ist:

A. Kaliy

B. Silizium

V.Argon

G. Kupfer

4. Elektronische Konfiguration. . .3d 5 4s 2 entspricht dem Element:

A. Broma

B. Kalzium

V. Mangan

G. Chlor

5. Amphoteres Oxid ist eine Substanz mit der Formel:

A. CrO B. Cr 2 O 3 C. CrO 3 D. FeO

6. Eine Reihe von Elementen, angeordnet in der Reihenfolge der Verstärkung der metallischen Eigenschaften:

A. Al - Ga - Ge.

B. Ca-Sr-Ba.

B. K-Na-Li.

G. Mg - Ca - Zn.

7.Element E mit der elektronischen Formel 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 Es entsteht ein höheres Oxid, entsprechend der Formel:

A.EO

B.E 2 O 3

V.E 2 O 5

G.EO 3

8. Ein Eisenisotop, dessen Kern 30 Neutronen enthält, bedeutet:

A. 26 54 Fe

B. 26 56 Fe

B. 26 57 Fe

D. 26 58 Fe

9. Übereinstimmung:

Element:

Bor. II. Brom. III. Phosphor. IV. Lithium.

Elektronische Formel:

A.1s 2 2s 2 2p 1

B.1s 2 2s 1

B. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

D. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5

Überlegene Oxidformel:

E 2 O 2.E 2 O 3 3.E 2 O 5 4.E 2 O 7

Formel für höhere Hydroxide:

A. ÄON. B. NET 3 . V. N 3 EO 3 g. NET 4

TEIL B. Aufgaben mit kostenloser Antwort

10. Ordnen Sie die Elemente Aluminium, Kalium, Kalzium, Magnesium entsprechend der Position im Periodensystem in aufsteigender Reihenfolge ihrer reduzierenden Eigenschaften an. Erklären Sie die Antwort.

11. Warum ändern sich die Ladungen der Atomkerne der Elemente, die im Periodensystem in aufsteigender Reihenfolge der Seriennummern angeordnet sind, monoton und die Eigenschaften der Elemente periodisch?

12. Erstellen Sie eine elektronische Formel des Elements mit der Seriennummer 38 im Periodensystem. Machen Sie eine Schlussfolgerung darüber, ob dieses Element zu Metallen oder Nichtmetallen gehört. Schreiben Sie die Formeln seiner höheren Oxide und Hydroxide auf und geben Sie deren Natur an.

13. Welche chemischen Eigenschaften sind charakteristisch für Metallhydroxide? Untermauern Sie Ihre Antwort, indem Sie die Reaktionsgleichungen aufschreiben.

Option 3

1. Die Gesamtzahl der Elektronen in einem Atom eines Elements wird mithilfe des Periodensystems anhand der Zahl bestimmt:

A. Gruppen.

B. Zeitraum.

V. Reihe.

G. Bestellung.

2. Ein Elementpaar mit ähnlicher Struktur der äußeren und voräußeren Energieniveaus:

A. Sn und Si B. As und Se C. Zn und Ca D. Mo und Te

3. f – Das Element ist:

A. Germanium.

B. Kalium.

V. Selen.

G. Uranus.

4. Elektronische Konfiguration. . .4s 24p6 entspricht dem Element:

A. Brom.

B. Eisen.

V. Neon.

G. Krypton.

5. Amphoteres Hydroxid ist eine Substanz mit der Formel:

A. Ga(OH) 3.

B. Mg(OH) 2.

B. LiOH.

D. Sc(OH) 2

6. Eine Reihe von Elementen, angeordnet in der Reihenfolge der Verstärkung der metallischen Eigenschaften:

A. K - Rb - Sr.

B.Al - Mg - Ca.

B. Be - Li - Cs.

G.Ge - Sn - Sb.

7.Element E mit der elektronischen Formel 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Es entsteht ein höheres Oxid, entsprechend der Formel:

A.E 2 O

B.E 2 O 3

V.EO 2

G.EO 3

8. Ein Calciumisotop, dessen Kern 24 Neutronen enthält, wird bezeichnet:

A. 20 40 Ca

B. 20 42 Ca

B. 20 44 Ca

G. 20 48 Ca

9. Übereinstimmung:

Element:

Stickstoff. II. Kalzium. III. Silizium. IV. Schwefel.

Elektronische Formel:

A.1s 2 2s 2 2p 3

B.1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

B.1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2

D.1s 2 2s 2 3s 2 3p 6 4s 2

Überlegene Oxidformel:

EO 2.EO 2 3.E 2 O 5 4.EO 3

Formel für höhere Hydroxide:

A. H 2 OE 4 . B. E(OH) 2 . V. N 2 EO 3 g. NET 3

TEIL B. Aufgaben mit kostenloser Antwort

10. Ordnen Sie die Elemente Sauerstoff, Arsen, Schwefel, Phosphor entsprechend der Position im Periodensystem in absteigender Reihenfolge ihrer oxidierenden Eigenschaften an. Erklären Sie die Antwort.

11. Listen Sie die Grundregeln (Gesetze) auf, nach denen die Ebenen, Unterebenen und Orbitale in der Elektronenhülle der Atome der Elemente mit Elektronen gefüllt sind.

12. Erstellen Sie eine elektronische Formel des Elements mit der Seriennummer 34 im Periodensystem. Machen Sie eine Schlussfolgerung darüber, ob dieses Element zu Metallen oder Nichtmetallen gehört. Schreiben Sie die Formeln seiner höheren Oxide und Hydroxide auf und geben Sie deren Natur an.

13. Welche chemischen Eigenschaften sind charakteristisch für Nichtmetallhydroxide? Untermauern Sie Ihre Antwort, indem Sie die Reaktionsgleichungen aufschreiben.

Elektronen

Der Begriff eines Atoms entstand in der Antike, um die Teilchen der Materie zu bezeichnen. Im Griechischen bedeutet Atom „unteilbar“.

Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität von den kleinsten Teilchen getragen wird, die in den Atomen aller chemischen Elemente vorkommen. Im Jahr 1891 schlug Stoney vor, diese Teilchen Elektronen zu nennen, was auf Griechisch „Bernstein“ bedeutet. Einige Jahre nachdem das Elektron seinen Namen erhielt, bewiesen der englische Physiker Joseph Thomson und der französische Physiker Jean Perrin, dass Elektronen eine negative Ladung tragen. Dies ist die kleinste negative Ladung, die in der Chemie als Einheit (-1) angenommen wird. Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons zu bestimmen (die Geschwindigkeit eines Elektrons auf einer Umlaufbahn ist umgekehrt proportional zur Umlaufbahnzahl n). Die Radien der Umlaufbahnen wachsen proportional zum Quadrat der Umlaufbahnzahl. In der ersten Umlaufbahn des Wasserstoffs Atom (n=1; Z=1), die Geschwindigkeit beträgt ≈ 2,2 · 106 m / c, also etwa hundertmal kleiner als die Lichtgeschwindigkeit c=3 · 108 m/s.) und die Masse eines Elektrons ( sie ist fast 2000-mal kleiner als die Masse eines Wasserstoffatoms).

Der Zustand der Elektronen in einem Atom

Der Zustand eines Elektrons in einem Atom ist eine Reihe von Informationen über die Energie eines bestimmten Elektrons und den Raum, in dem es sich befindet. Ein Elektron in einem Atom hat keine Bewegungsbahn, d. h. man kann nur davon sprechen die Wahrscheinlichkeit, es im Raum um den Kern herum zu finden.

Es kann sich in jedem Teil dieses den Kern umgebenden Raums befinden und die Gesamtheit seiner verschiedenen Positionen wird als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Im übertragenen Sinne kann man sich das so vorstellen: Wenn es möglich wäre, die Position eines Elektrons in einem Atom in Hundertstel- oder Millionstelsekunden zu fotografieren, wie bei einem Fotofinish, dann würden die Elektronen auf solchen Fotografien als Punkte dargestellt. Die Überlagerung unzähliger solcher Fotos würde zu einem Bild einer Elektronenwolke mit der höchsten Dichte führen, wo sich die meisten dieser Punkte befinden.

Der Raum um den Atomkern, in dem sich das Elektron am wahrscheinlichsten aufhält, wird Orbital genannt. Es enthält ca 90 % Elektronenwolke, und das bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 % der Zeit in diesem Teil des Raums aufhält. Unterscheidet sich durch die Form 4 derzeit bekannte Arten von Orbitalen, die mit Latein bezeichnet werden Buchstaben s, p, d und f. Eine grafische Darstellung einiger Formen elektronischer Orbitale ist in der Abbildung dargestellt.

Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons auf einer bestimmten Umlaufbahn ist die Energie seiner Verbindung mit dem Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine einzelne Elektronenschicht oder ein Energieniveau. Die Energieniveaus werden ausgehend vom Kern nummeriert – 1, 2, 3, 4, 5, 6 und 7.

Eine ganze Zahl n, die die Zahl des Energieniveaus angibt, wird als Hauptquantenzahl bezeichnet. Es charakterisiert die Energie von Elektronen, die ein bestimmtes Energieniveau einnehmen. Die Elektronen des ersten Energieniveaus, die dem Kern am nächsten sind, haben die niedrigste Energie. Im Vergleich zu den Elektronen der ersten Ebene zeichnen sich die Elektronen der nächsten Ebenen durch eine große Energiemenge aus. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten stark an den Atomkern gebunden.

Die größte Elektronenzahl im Energieniveau wird durch die Formel bestimmt:

N = 2n2,

wobei N die maximale Anzahl an Elektronen ist; n ist die Stufenzahl oder die Hauptquantenzahl. Folglich kann das erste Energieniveau, das dem Kern am nächsten liegt, nicht mehr als zwei Elektronen enthalten; am zweiten - nicht mehr als 8; am dritten - nicht mehr als 18; am vierten - nicht mehr als 32.

Ab dem zweiten Energieniveau (n = 2) ist jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich in der Bindungsenergie zum Kern etwas voneinander unterscheiden. Die Anzahl der Unterebenen entspricht dem Wert der Hauptquantenzahl: die erste Energieebene hat eine Unterebene; der zweite - zwei; dritter - drei; vierte - vier Unterebenen. Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet. Jeder Wertn entspricht der Anzahl der Orbitale gleich n.

Es ist üblich, Unterebenen sowie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen, mit lateinischen Buchstaben zu bezeichnen: s, p, d, f.

Protonen und Neutronen

Ein Atom eines beliebigen chemischen Elements ist vergleichbar mit einem winzigen Sonnensystem. Daher wird ein solches von E. Rutherford vorgeschlagenes Atommodell genannt planetarisch.

Der Atomkern, in dem die gesamte Masse des Atoms konzentriert ist, besteht aus Teilchen zweier Arten – Protonen und Neutronen.

Protonen haben eine Ladung, die der Ladung von Elektronen entspricht, jedoch ein entgegengesetztes Vorzeichen (+1) und eine Masse, die der Masse eines Wasserstoffatoms entspricht (sie wird in der Chemie als Einheit akzeptiert). Neutronen tragen keine Ladung, sie sind neutral und haben die Masse eines Protons.

Protonen und Neutronen werden zusammenfassend als Nukleonen bezeichnet (vom lateinischen Kern – Kern). Die Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom wird Massenzahl genannt. Zum Beispiel die Massenzahl eines Aluminiumatoms:

13 + 14 = 27

Anzahl der Protonen 13, Anzahl der Neutronen 14, Massenzahl 27

Da die vernachlässigbare Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, liegt es auf der Hand, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen repräsentieren e - .

Weil das Atom elektrisch neutral Es ist auch offensichtlich, dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie entspricht der Seriennummer des ihm zugeordneten chemischen Elements im Periodensystem. Die Masse eines Atoms setzt sich aus der Masse der Protonen und Neutronen zusammen. Wenn Sie die Seriennummer des Elements (Z), d. h. die Anzahl der Protonen, und die Massenzahl (A), gleich der Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen, kennen, können Sie die Anzahl der Neutronen (N) mithilfe von ermitteln Formel:

N=A-Z

Die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom beträgt beispielsweise:

56 — 26 = 30

Isotope

Man nennt Atomarten desselben Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben Isotope. In der Natur vorkommende chemische Elemente sind eine Mischung aus Isotopen. Kohlenstoff hat also drei Isotope mit einer Masse von 12, 13, 14; Sauerstoff – drei Isotope mit einer Masse von 16, 17, 18 usw. Die relative Atommasse eines chemischen Elements wird normalerweise im Periodensystem angegeben und ist der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Isotopenmischung eines bestimmten Elements. unter Berücksichtigung ihres relativen Inhalts in der Natur. Die chemischen Eigenschaften der Isotope der meisten chemischen Elemente sind genau gleich. Aufgrund der dramatischen Zunahme ihrer relativen Atommasse unterscheiden sich Wasserstoffisotope jedoch stark in ihren Eigenschaften; sie wurden sogar mit individuellen Namen und chemischen Symbolen versehen.

Elemente der ersten Periode

Schema der elektronischen Struktur des Wasserstoffatoms:

Schemata der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

Die grafische elektronische Formel des Wasserstoffatoms (zeigt die Verteilung der Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus):

Grafische elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen nicht nur in Ebenen und Unterebenen, sondern auch in Umlaufbahnen.

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht fertig – sie hat 2 Elektronen. Wasserstoff und Helium sind S-Elemente; Bei diesen Atomen ist das s-Orbital mit Elektronen gefüllt.

Alle Elemente der zweiten Periode die erste Elektronenschicht wird gefüllt, und die Elektronen füllen die s- und p-Orbitale der zweiten Elektronenschicht nach dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst s, dann p) und den Regeln von Pauli und Hund.

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht fertig – sie hat 8 Elektronen.

Für Atome von Elementen der dritten Periode werden die erste und zweite Elektronenschicht vervollständigt, sodass die dritte Elektronenschicht gefüllt wird, in der Elektronen 3s-, 3p- und 3d-Unterebenen besetzen können.

Am Magnesiumatom wird ein 3s-Elektronenorbital vervollständigt. Na und Mg sind S-Elemente.

Bei Aluminium und Folgeelementen ist die 3p-Unterebene mit Elektronen gefüllt.

Die Elemente der dritten Periode haben unbefüllte 3D-Orbitale.

Alle Elemente von Al bis Ar sind p-Elemente. s- und p-Elemente bilden die Hauptuntergruppen im Periodensystem.

Elemente der vierten bis siebten Periode

An den Kalium- und Calciumatomen erscheint eine vierte Elektronenschicht, die 4s-Unterebene ist gefüllt, da sie weniger Energie hat als die 3d-Unterebene.

K, Ca – S-Elemente, die in den Hauptuntergruppen enthalten sind. Bei Atomen von Sc bis Zn ist die 3D-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Das sind 3D-Elemente. Sie gehören zu den sekundären Untergruppen, sie sind mit einer vorexternen Elektronenschicht gefüllt und werden als Übergangselemente bezeichnet.

Achten Sie auf die Struktur der Elektronenhüllen von Chrom- und Kupferatomen. In ihnen kommt es zu einem „Ausfall“ eines Elektrons von der 4s- zur 3d-Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen 3d 5 und 3d 10 erklärt wird:

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht abgeschlossen – alle 3s-, 3p- und 3d-Unterebenen sind darin ausgefüllt, insgesamt befinden sich auf ihnen 18 Elektronen. In den auf Zink folgenden Elementen ist die vierte Elektronenschicht weiterhin gefüllt, die 4p-Unterebene.

Elemente von Ga bis Kr sind p-Elemente.

Die äußere Schicht (vierte) des Kryptonatoms ist vollständig und hat 8 Elektronen. In der vierten Elektronenschicht können jedoch nur 32 Elektronen vorhanden sein; die 4d- und 4f-Unterebenen des Kryptonatoms bleiben weiterhin unbesetzt. Die Elemente der fünften Periode füllen die Unterebenen in der folgenden Reihenfolge: 5s - 4d - 5p. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit „ Versagen» Elektronen, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

In der sechsten und siebten Periode treten f-Elemente auf, also Elemente, in denen die 4f- bzw. 5f-Unterebenen der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt sind.

4f-Elemente werden Lanthanoide genannt.

5f-Elemente werden Actiniden genannt.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in den Atomen der Elemente der sechsten Periode: 55 Cs und 56 Ba - 6s-Elemente; 57 La … 6s 2 5d x - 5d Element; 58 Ce - 71 Lu - 4f Elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d-Elemente; 81 T1 - 86 Rn - 6d Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Füllung elektronischer Orbitale „verletzt“ ist, was beispielsweise mit einer größeren Energiestabilität halber und vollständig gefüllter f-Unterniveaus, also nf 7 und nf 14, verbunden ist. Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente in vier elektronische Familien oder Blöcke eingeteilt:

S-Elemente. Die s-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Zu den S-Elementen zählen Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II.

p-Elemente. Die p-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; p-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der III-VIII-Gruppen.

D-Elemente. Die d-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; d-Elemente umfassen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I-VIII, d. h. Elemente interkalarer Jahrzehnte großer Perioden, die zwischen s- und p-Elementen liegen. Sie werden auch Übergangselemente genannt.

f-Elemente. Die f-Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Dazu gehören die Lanthanoide und Antinoide.

Der Schweizer Physiker W. Pauli stellte 1925 fest, dass es in einem Atom in einem Orbital nicht mehr als zwei Elektronen mit entgegengesetzten (antiparallelen) Spins (übersetzt aus dem Englischen – „Spindel“) geben kann, d.h. mit solchen Eigenschaften, die man sich bedingt vorstellen kann die Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse: im oder gegen den Uhrzeigersinn.

Dieses Prinzip heißt Pauli-Prinzip. Befindet sich ein Elektron im Orbital, spricht man von ungepaart, sind es zwei, dann handelt es sich um gepaarte Elektronen, also um Elektronen mit entgegengesetzten Spins. Die Abbildung zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterebenen und der Reihenfolge ihrer Füllung.

Sehr oft wird der Aufbau der Elektronenhüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen dargestellt – sie schreiben die sogenannten grafischen elektronischen Formeln auf. Für diesen Datensatz wird die folgende Notation verwendet: Jede Quantenzelle wird durch eine Zelle bezeichnet, die einem Orbital entspricht; Jedes Elektron ist durch einen Pfeil gekennzeichnet, der der Spinrichtung entspricht. Beim Schreiben einer grafischen elektronischen Formel sollten zwei Regeln beachtet werden: Pauli-Prinzip und F. Hunds Regel, wonach Elektronen freie Zellen besetzen, zuerst einzeln und gleichzeitig den gleichen Spinwert haben, und erst dann Paare, aber die Spins werden nach dem Pauli-Prinzip bereits entgegengesetzt gerichtet sein.

Hundsche Regel und Pauli-Prinzip

Hunds Regel- die Regel der Quantenchemie, die die Reihenfolge der Füllung der Orbitale einer bestimmten Unterschicht bestimmt und wie folgt formuliert ist: Der Gesamtwert der Spinquantenzahl der Elektronen dieser Unterschicht sollte maximal sein. 1925 von Friedrich Hund formuliert.

Dies bedeutet, dass in jedem der Orbitale der Unterschicht zunächst ein Elektron gefüllt wird und erst nach Erschöpfung der nicht gefüllten Orbitale ein zweites Elektron zu diesem Orbital hinzugefügt wird. In diesem Fall befinden sich in einem Orbital zwei Elektronen mit halbzahligen Spins entgegengesetzten Vorzeichens, die sich paaren (eine Zwei-Elektronen-Wolke bilden) und infolgedessen der Gesamtspin des Orbitals gleich Null wird.

Anderer Wortlaut: Unten in der Energie liegt der Atomterm, für den zwei Bedingungen erfüllt sind.

Die Vielfalt ist maximal
Wenn die Multiplizitäten übereinstimmen, ist der Gesamtbahnimpuls L maximal.

Analysieren wir diese Regel am Beispiel der Füllung der Orbitale des p-Unterniveaus P- Elemente der zweiten Periode (d. h. von Bor bis Neon (im Diagramm unten zeigen horizontale Linien Orbitale an, vertikale Pfeile zeigen Elektronen an und die Richtung des Pfeils gibt die Ausrichtung des Spins an).

Klechkovskys Herrschaft

Klechkovskys Herrschaft - Da die Gesamtzahl der Elektronen in Atomen zunimmt (mit einer Zunahme der Ladungen ihrer Kerne oder der Ordnungszahlen chemischer Elemente), werden Atomorbitale so besiedelt, dass das Auftreten von Elektronen in Orbitalen höherer Energie nur davon abhängt die Hauptquantenzahl n und hängt nicht von allen anderen Quantenzahlen ab. Zahlen, auch von denen aus l. Physikalisch bedeutet dies, dass in einem wasserstoffähnlichen Atom (ohne Abstoßung zwischen Elektronen) die Bahnenergie eines Elektrons nur durch die räumliche Entfernung der Elektronenladungsdichte vom Kern bestimmt wird und nicht von den Merkmalen seiner Bewegung abhängt im Bereich des Kerns.

Klechkovskys empirische Regel und die daraus entstehende Folge einer etwas widersprüchlichen realen Energiefolge von Atomorbitalen nur in zwei Fällen der gleichen Art: für Atome Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, es kommt zu einem „Versagen“ eines Elektrons vom s-Unterniveau der äußeren Schicht zum d-Unterniveau der vorherigen Schicht, was zu einem energetisch stabileren Zustand des Atoms führt, nämlich: nach dem Auffüllen des Orbitals 6 mit zwei Elektronen S