Travail 2 la structure de l'atome option 1. Chimie (Structure de l'atome) (présentation)

"La structure de l'atome"

Option numéro 1

Exercice 1.

4d ; 3p ; 3d ; 4s ; 5s ; 4p

Tâche 2.

Tâche 3.

11 cellules Travail indépendant n ° 1

Option numéro 2

Exercice 1.

Dans quel ordre les sous-niveaux seront remplis :

4d ; 3p ; 3d ; 4s ; 5s ; 4p

Tâche 2.

Tâche 3.

Déterminez les atomes dont les éléments ont une configuration électronique :

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

11 cellules Travail indépendant n ° 1

Option numéro 1

Exercice 1.

Dans quel ordre les sous-niveaux seront remplis :

4d ; 3p ; 3d ; 4s ; 5s ; 4p

Exercer 2.

Construire la configuration électronique et graphique des atomes d'argon et de titane. A quelle famille appartiennent ces éléments ?

Tâche 3.

Déterminez les atomes dont les éléments ont une configuration électronique :

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

11 cellules Travail indépendant n ° 1

Option numéro 2

Exercice 1.

Dans quel ordre les sous-niveaux seront remplis :

4d ; 3p ; 3d ; 4s ; 5s ; 4p

Exercer 2.

Construire la configuration électronique et graphique des atomes de calcium et de cobalt. A quelle famille appartiennent ces éléments ?

Tâche 3.

Déterminez les atomes dont les éléments ont une configuration électronique :

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

travaux de laboratoire

cours pratiques

travail en classe en autonomie

devoirs indépendants (calcul standard)

contrôle (soutenances, colloques, test, examen)

Manuels et guides d'étude

NV Korovine. chimie générale

Cours de chimie générale. Théorie et problèmes (sous la direction de N.V. Korovin, B.I. Adamson)

N.V. Korovine et autres. Travaux de laboratoire en chimie

Plan de calendrier

électrolytes,

Équivalent chimique

hydrolyse, PR

Forme électrique-

13(2 )

GE, électrolyse,

27(13,16)

14(2 )

corrosion

Nombre quantique

17(2 )

18(2 )

Liaison chimique

complexes

Thermodynamique

Cinétique.

6(2,3 )

Équilibre

Introduction à la chimie

La chimie à l'Energy Institute est une discipline théorique générale fondamentale.

La chimie est une science naturelle qui étudie la composition, la structure, les propriétés et les transformations des substances, ainsi que les phénomènes qui accompagnent ces transformations.

MV Lomonossov			DI Mendeleïev
"Chimique
			"Fondements de la chimie" 1871
considère	propriétés
			d.) – “Chimie –
changements
			la doctrine des éléments et
explique
			leurs relations. »
		chimique

des transformations s'opèrent."

"L'âge d'or de la chimie" (fin XIX - début XX siècles)

Loi périodique de D.I. Mendeleïev (1896)

Le concept de valence introduit par E. Frankland (1853)

Théorie de la structure des composés organiques A.M.Butlerov (1861-1863)

Théorie des composés complexes A. Werner

La loi d'action de masse par M. Gultberg et L. Waage

Thermochimie, développée principalement par G.I. Hess

Théorie de la dissociation électrolytique par S. Arrhenius

Le principe de l'équilibre mobile par A. Le Chatelier

Règle de phase de JW Gibbs

Théorie de la structure complexe de l'atome Bohr-Sommerfeld (1913-1916)

Importance du stade moderne de développement de la chimie

Comprendre les lois de la chimie et leur application permet de créer de nouveaux procédés, machines, installations et dispositifs.

Obtenir de l'électricité, du carburant, des métaux, divers matériaux, de la nourriture, etc. directement liés aux réactions chimiques. Par exemple, l'énergie électrique et mécanique est actuellement principalement obtenue par conversion de l'énergie chimique du combustible naturel (réactions de combustion, interaction de l'eau et de ses impuretés avec les métaux, etc.). Sans une compréhension de ces processus, il est impossible d'assurer le fonctionnement efficace des centrales électriques et des moteurs à combustion interne.

Des connaissances en chimie sont nécessaires pour :

- formation d'un regard scientifique,

- pour le développement de la pensée figurative,

- croissance créative des futurs spécialistes.

L'étape moderne du développement de la chimie se caractérise par l'utilisation généralisée de la mécanique quantique (ondulatoire) pour l'interprétation et le calcul des paramètres chimiques des substances et des systèmes de substances et est basée sur un modèle mécanique quantique de la structure de l'atome.

Un atome est un microsystème électromagnétique complexe, porteur des propriétés d'un élément chimique.

STRUCTURE DE L'ATOME

Les isotopes sont des variétés d'atomes d'un même produit chimique

éléments qui ont le même numéro atomique mais des numéros atomiques différents

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

Fondamentaux de la mécanique quantique

Mécanique quantique- comportement des micro-objets en mouvement (y compris les électrons) est

la manifestation simultanée des propriétés des particules et des propriétés des ondes est une nature double (onde corpusculaire).

Quantification d'énergie : Max Planck (1900, Allemagne) -

les substances émettent et absorbent de l'énergie en portions discrètes (quanta). L'énergie d'un quantum est proportionnelle à la fréquence de rayonnement (oscillations) ν :

h est la constante de Planck (6,626 10-34 J s) ; ν=с/λ , с – vitesse de la lumière, λ – longueur d'onde

Albert Einstein (1905): tout rayonnement est un flux de quanta d'énergie (photons) E = m v 2

Louis de Broglie (1924, France): l'électron est également caractériséonde corpusculairedualité - le rayonnement se propage comme une onde et se compose de petites particules (photons)

		Particule - m,		mv , E=mv 2

	Vague - ,			E 2 \u003d h \u003d hv /
	Longueur d'onde connectée avec masse et vitesse :
		E1 = E2 ;		h/mv
	incertitude			Werner Heisenberg (1927,
Allemagne)		travail	incertitudes		des provisions
(coordonnées)		particules x et	quantité de mouvement (mv) non		Peut être

moins de h/2

x (mv) h/2 (- erreur, incertitude) C'est-à-dire la position et la quantité de mouvement d'une particule ne peuvent en principe être déterminées à aucun moment avec une précision absolue.

Orbitale atomique du nuage d'électrons (AO)

Ce. l'emplacement exact d'une particule (électron) est remplacé par le concept de la probabilité statistique de la trouver dans un certain volume (proche de l'espace nucléaire).

Le mouvement e- a un caractère ondulatoire et est décrit

2 dv est la densité de probabilité de trouver e- dans un certain volume proche de l'espace nucléaire. Cet espace est appelé orbitale atomique (AO).

En 1926, Schrödinger a proposé une équation qui décrit mathématiquement l'état de e dans un atome. Résoudre

trouver la fonction d'onde. Dans un cas simple, il dépend de 3 coordonnées

Un électron porte une charge négative, son orbite représente une certaine distribution de charge et s'appelle Nuage d'électrons

NOMBRES QUANTIQUES

Introduit pour caractériser la position d'un électron dans un atome conformément à l'équation de Schrödinger

1. Nombre quantique principal(n)

Détermine l'énergie d'un électron - niveau d'énergie

montre la taille du nuage d'électrons (orbitales)

prend des valeurs de 1 à

n (numéro du niveau d'énergie) : 1 2 3 4 etc.

2. Nombre quantique orbital(l) :

détermine - le moment cinétique orbital de l'électron

montre la forme de l'orbite

prend des valeurs - de 0 à (n -1)

Graphiquement, l'AO est représenté par le nombre quantique orbital : 0 1 2 3 4

Sous-niveau énergie : s p d f g

E augmente


l=0	s-sous-niveau s-AO

	p-sous-niveau p-AO

Chaque n correspond à un certain nombre de l valeurs, c'est-à-dire chaque niveau d'énergie est divisé en sous-niveaux. Le nombre de sous-niveaux est égal au numéro de niveau.

1er niveau d'énergie → 1 sous-niveau → 1s 2ème niveau d'énergie → 2 sous-niveaux → 2s2p 3ème niveau d'énergie → 3 sous-niveaux → 3s 3p 3d

4ème niveau d'énergie → 4 sous-niveaux → 4s 4p 4d 4f etc.

3. Nombre quantique magnétique(ml)

définit - la valeur de la projection du moment cinétique orbital de l'électron sur un axe choisi arbitrairement

montre - l'orientation spatiale de l'AO

prend des valeurs – de –l à + l

Toute valeur de l correspond à (2l +1) valeurs du nombre quantique magnétique, c'est-à-dire (2l +1) localisations possibles d'un nuage d'électrons d'un type donné dans l'espace.

s - état - une orbitale (2 0+1=1) - m l = 0, car l = 0

p - état - trois orbitales (2 1+1=3)

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

ml =+1

m l =0

m l = -1

Toutes les orbitales appartenant au même sous-niveau ont la même énergie et sont dites dégénérées.

Conclusion : AO se caractérise par un certain ensemble de n, l, m l , c'est-à-dire certaines tailles, formes et orientations dans l'espace.

4. Nombre quantique de spin (m s )

"tourner" - "broche"

détermine - le moment mécanique intrinsèque d'un électron lié à sa rotation autour de son axe

prend les valeurs - (-1/2 h/2) ou (+1/2 h/2)

n=3

l = 1

m l = -1, 0, +1

m s = + 1/2

Principes et règles

Configurations électroniques des atomes

(sous forme de formules de configuration électronique)

Indiquez les chiffres du niveau d'énergie

Les lettres indiquent le sous-niveau d'énergie (s, p, d, f);

L'exposant de sous-niveau signifie le nombre

électrons à un sous-niveau donné

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

le minimum

Les électrons d'un atome occupent l'état d'énergie le plus bas correspondant à son état le plus stable.

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

Augmenter E

Klechkovsky

Les électrons sont placés séquentiellement dans des orbitales caractérisées par une augmentation de la somme des nombres quantiques principal et orbital (n + l) ; pour les mêmes valeurs de cette somme, l'orbitale avec une valeur inférieure du nombre quantique principal n est remplie plus tôt

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

Option 1

Partie A.

Un 1. Le noyau d'un atome (39 K) se forme

1) 19 protons et 20 électrons 2) 20 neutrons et 19 électrons

3) 19 protons et 20 neutrons 4) 19 protons et 19 neutrons

Un 2. L'atome de l'élément phosphore correspond à la formule électronique

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. Les éléments chimiques sont classés par ordre décroissant de leurs rayons atomiques

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

Un 4. Les affirmations suivantes concernant les éléments chimiques sont-elles correctes ?

A. Tous les éléments chimiques-métaux appartiennent aux éléments S et d.

B. Les non-métaux dans les composés ne présentent qu'un état d'oxydation négatif.

Un 5. Parmi les métaux du sous-groupe principal du groupe II, l'agent réducteur le plus puissant est

1) baryum 2) calcium 3) strontium 4) magnésium

Un 6. Le nombre de couches d'énergie et le nombre d'électrons dans la couche d'énergie externe de l'atome de chrome sont, respectivement,

Un 7. Des expositions d'hydroxyde de chrome plus élevées

Un 8. L'électronégativité des éléments augmente de gauche à droite dans la série

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

Un 9. L'état d'oxydation du chlore dans Ba(ClO 3) 2 est

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

Un 10. L'élément arsenic appartient à

Réponses à la tâche B1-B2

EN 1. L'augmentation des propriétés acides des oxydes supérieurs se produit dans la série :

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

À 2 HEURES. Définissez une correspondance.

Composition du noyau Formule électronique

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

À partir de 1.Écrivez la formule de l'oxyde supérieur et de l'hydroxyde de brome supérieur. Notez la configuration électronique de l'atome de brome à l'état fondamental et excité, déterminez ses valences possibles.

Écrivez les formules électroniques de l'atome de brome dans les puissances maximale et minimale.

Examen n ° 1 sur le thème "Structure de l'atome"

Option 2

Partie A. Choisissez une bonne réponse

Un 1. Le nombre de protons, de neutrons et d'électrons de l'isotope 90 Sr, respectivement, est

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

Un 2. La formule électronique 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 correspond à l'atome de l'élément

1. soufre 2. brome 3. potassium 4. manganèse

Un 3. Les éléments sont disposés par ordre de rayon atomique décroissant

1) bore, aluminium, gallium 3) bore, carbone, silicium

2) potassium, sodium, lithium 4) krypton, xénon, radon

Un 4. Les jugements suivants concernant la modification des propriétés des éléments d'une série sont-ils corrects ?

Être-Mg-Ca-Sr-Ba ?

A. Les propriétés métalliques sont améliorées.

B. Le rayon des atomes et le nombre d'électrons de valence ne changent pas.

1) seul A est vrai 2) seul B est vrai 3) les deux jugements sont corrects 4) les deux jugements sont faux

Un 5. Parmi les non-métaux de la troisième période, l'agent oxydant le plus puissant est

1) phosphore 2) silicium 3) soufre 4) chlore

Un 6. Le nombre de couches d'énergie et le nombre d'électrons dans la couche d'énergie externe d'un atome de manganèse sont, respectivement,

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

Un 7. Expositions d'hydroxyde de manganèse supérieur

1) propriétés acides 3) propriétés basiques

2) propriétés amphotères 4) ne présente pas de propriétés acido-basiques

Un 8. L'électronégativité des éléments diminue de gauche à droite le long de la ligne

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

Un 9. L'état d'oxydation de l'azote dans Ba(NO 2) 2 est

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

Un 10. L'élément manganèse appartient à

1) éléments s 2) éléments p 3) éléments d 4) éléments de transition

Réponses à la tâche B1-B2 est la séquence de chiffres qui correspond aux numéros des bonnes réponses.

EN 1. L'augmentation des propriétés de base des hydroxydes supérieurs se produit dans la série des éléments qui les forment :

1) MgAl ) AsР 3) PSCl

4) BBeLi 5) MgCaBa 6)CaKCs

À 2 HEURES. Définissez une correspondance.

Composition du noyau Formule électronique

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

Lors de la réalisation de la tâche C 1, notez en détail le déroulement de sa solution et le résultat obtenu.

À partir de 1.Écrivez la formule de l'oxyde supérieur et de l'hydroxyde d'arsenic supérieur. Notez la configuration électronique de l'atome d'arsenic à l'état fondamental et excité, déterminez ses valences possibles.

Écrivez les formules électroniques de l'atome d'arsenic dans les puissances maximale et minimale.

TRAVAIL DE CONTRÔLE N ° 1 Thème "Structure de l'atome" 11e année

Option 1

1. Le numéro de la période dans le système périodique est déterminé par :

A. La charge du noyau d'un atome

B. Le nombre d'électrons dans la couche externe de l'atome.

B. Le nombre de couches d'électrons dans un atome

D. Le nombre d'électrons dans un atome.

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

3. p - L'élément est :

A. Scandium.

B. Baryum.

B. L'arsenic

G. Hélium

10 4s 2 correspond à l'élément :

R. Calcium.

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

BE 2 O 3

V.EO 2

G.EO 3

8. Un isotope du calcium dont le noyau contient 22 neutrons est noté :

A. 20 40 Ca

B. 20 42 CaV. 20 44 Ca

G. 20 48 Ca

9. Match :

Élément:

Aluminium. II. Potassium. III. Sélénium. IV. Magnésium.

Formule électronique :

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

Formule d'oxyde supérieure :

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

Formule d'hydroxyde supérieur :

UN. ÉON. b. E(OH) 2 . V E(OH) 3 g.H 2 EO 4

10. En fonction de la position dans le système périodique, organisez les éléments : germanium, arsenic, soufre, phosphore - par ordre décroissant de propriétés oxydantes. Expliquez la réponse.

11. Comment et pourquoi les propriétés métalliques changent-elles dans le tableau périodique ?

R. Dans un délai.

B. Au sein du sous-groupe principal.

12. Créez une formule électronique pour l'élément portant le numéro de série 30 dans le système périodique. Faites une conclusion pour savoir si cet élément appartient aux métaux ou aux non-métaux. Notez les formules de son oxyde supérieur et de son hydroxyde, indiquez leur nature.

13. Quelles propriétés chimiques sont caractéristiques de l'oxyde le plus élevé de l'élément de la 3ème période, le sous-groupe principal du groupe VI du système périodique ? Appuyez votre réponse en écrivant les équations de réaction.

Test n ° 1 Thème "Structure de l'atome" 11e année

Option 2

Le numéro de groupe (pour les éléments des sous-groupes principaux) dans le système périodique détermine :

A. Le nombre de protons dans un atome.

B. Le nombre d'électrons dans la couche externe de l'atome.

B. Le nombre de couches d'électrons dans un atome.

D. Le nombre de neutrons dans un atome.

2. Une paire d'éléments avec une structure similaire des niveaux d'énergie externe et pré-externe :

A.Ba et K B.Ti et Ge

B.Sb et Bi G.Kr et Fe

3. p - L'élément est :

A.Kaliy

B. Silicium

V.Argon

G. Cuivre

4. Configuration électronique. . .3d 5 4s 2 correspond à l'élément :

A. Broma

B. Calcium

V. manganèse

G. chlore

5. L'oxyde amphotère est une substance dont la formule est :

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

6. Un certain nombre d'éléments, disposés dans l'ordre de renforcement des propriétés métalliques :

A. Al-Ga-Gé.

B. Ca-Sr-Ba.

B. K-Na-Li.

G. Mg-Ca-Zn.

7.Élément E avec la formule électronique 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 un oxyde supérieur se forme, correspondant à la formule :

A.EO

BE 2 O 3

V.E 2 O 5

G.EO 3

8. Un isotope du fer dont le noyau contient 30 neutrons désigne :

A. 26 54 Fe

B. 26 56 Fe

B. 26 57 Fe

D. 26 58 Fe

9. Match :

Élément:

Bor. II. Brome. III. Phosphore. IV. Lithium.

Formule électronique :

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

Formule d'oxyde supérieure :

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

Formule d'hydroxyde supérieur :

UN. ÉON. b. RÉSEAU 3 . V N 3 HE 3 g.NET 4

PARTIE B. Devoirs avec réponse libre

10. En fonction de la position dans le système périodique, organisez les éléments : aluminium, potassium, calcium, magnésium - par ordre croissant de propriétés réductrices. Expliquez la réponse.

11. Pourquoi les charges des noyaux des atomes des éléments, classés par ordre croissant de numéros de série dans le système périodique, changent-elles de manière monotone, et les propriétés des éléments - périodiquement?

12. Faites une formule électronique de l'élément avec le numéro de série 38 dans le système périodique. Faites une conclusion pour savoir si cet élément appartient aux métaux ou aux non-métaux. Notez les formules de son oxyde supérieur et de son hydroxyde, indiquez leur nature.

13. Quelles sont les propriétés chimiques caractéristiques des hydroxydes métalliques ? Appuyez votre réponse en écrivant les équations de réaction.

Variante 3

1. Le nombre total d'électrons dans un atome d'un élément est déterminé à l'aide du système périodique, par nombre :

A. Groupes.

B. Période.

V. Rangée.

G. Commande.

2. Une paire d'éléments avec une structure similaire des niveaux d'énergie externe et pré-externe :

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

3. f - L'élément est :

A. Germanium.

B. Potassium.

V. Sélénium.

G. Uranus.

4. Configuration électronique. . .4s 24p6 correspond à l'élément :

A. Brom.

B. Fer.

V. Néon.

G.Krypton.

5. L'hydroxyde amphotère est une substance dont la formule est :

A. Ga(OH) 3.

B. Mg(OH) 2.

B.LiOH.

D. Sc(OH) 2

6. Un certain nombre d'éléments, disposés dans l'ordre de renforcement des propriétés métalliques :

A.K - Rb - Sr.

B.Al - Mg - Ca.

B. Be - Li - Cs.

G.Ge - Sn - Sb.

7.Élément E avec la formule électronique 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 un oxyde supérieur se forme, correspondant à la formule :

A.E 2 O

BE 2 O 3

V.EO 2

G.EO 3

8. Un isotope du calcium dont le noyau contient 24 neutrons est noté :

A. 20 40 Ca

B. 20 42 Sa

B. 20 44 Ca

G. 20 48 Ca

9. Match :

Élément:

Azote. II. Calcium. III. Silicium. IV. Soufre.

Formule électronique :

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

Formule d'oxyde supérieure :

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

Formule d'hydroxyde supérieur :

UN. H2OE4. b. E(OH) 2 . V N 2 HE 3 g.NET 3

PARTIE B. Devoirs avec réponse libre

10. En fonction de la position dans le système périodique, organisez les éléments : oxygène, arsenic, soufre, phosphore - par ordre décroissant de propriétés oxydantes. Expliquez la réponse.

11. Énumérez les règles de base (lois) selon lesquelles les niveaux, sous-niveaux et orbitales sont remplis d'électrons dans la couche d'électrons des atomes d'éléments.

12. Faites une formule électronique de l'élément avec le numéro de série 34 dans le système périodique. Faites une conclusion pour savoir si cet élément appartient aux métaux ou aux non-métaux. Notez les formules de son oxyde supérieur et de son hydroxyde, indiquez leur nature.

13. Quelles propriétés chimiques sont caractéristiques des hydroxydes non métalliques ? Appuyez votre réponse en écrivant les équations de réaction.

Électrons

Le concept d'atome est né dans le monde antique pour désigner les particules de matière. En grec, atome signifie « indivisible ».

Le physicien irlandais Stoney, sur la base d'expériences, est arrivé à la conclusion que l'électricité est transportée par les plus petites particules qui existent dans les atomes de tous les éléments chimiques. En 1891, Stoney proposa d'appeler ces particules des électrons, ce qui en grec signifie « ambre ». Quelques années après que l'électron ait reçu son nom, le physicien anglais Joseph Thomson et le physicien français Jean Perrin ont prouvé que les électrons portent une charge négative. C'est la plus petite charge négative, qui en chimie est considérée comme une unité (-1). Thomson a même réussi à déterminer la vitesse de l'électron (la vitesse d'un électron en orbite est inversement proportionnelle au nombre d'orbites n. Les rayons des orbites croissent proportionnellement au carré du nombre d'orbites. Sur la première orbite de l'hydrogène atome (n=1; Z=1), la vitesse est ≈ 2,2 106 m / c, soit environ cent fois inférieure à la vitesse de la lumière c=3 108 m/s.) et la masse d'un électron ( c'est presque 2000 fois moins que la masse d'un atome d'hydrogène).

L'état des électrons dans un atome

L'état d'un électron dans un atome est un ensemble d'informations sur l'énergie d'un électron particulier et l'espace dans lequel il se trouve. Un électron dans un atome n'a pas de trajectoire de mouvement, c'est-à-dire qu'on ne peut parler que de la probabilité de le trouver dans l'espace autour du noyau.

Il peut être situé dans n'importe quelle partie de cet espace entourant le noyau, et la totalité de ses différentes positions est considérée comme un nuage d'électrons avec une certaine densité de charge négative. Au sens figuré, cela peut être imaginé comme suit : s'il était possible de photographier la position d'un électron dans un atome en centièmes ou en millionièmes de seconde, comme dans une photo-finish, alors l'électron sur de telles photographies serait représenté sous forme de points. La superposition d'innombrables photographies de ce type donnerait une image d'un nuage d'électrons avec la densité la plus élevée où il y aura la plupart de ces points.

L'espace autour du noyau atomique, dans lequel l'électron est le plus susceptible de se trouver, s'appelle l'orbite. Il contient environ Nuage d'électrons à 90 %, et cela signifie qu'environ 90 % du temps, l'électron se trouve dans cette partie de l'espace. Se distingue par sa forme 4 types d'orbitales actuellement connus, qui sont désignés par le latin lettres s, p, d et f. Une représentation graphique de certaines formes d'orbitales électroniques est montrée dans la figure.

La caractéristique la plus importante du mouvement d'un électron sur une certaine orbite est l'énergie de sa connexion avec le noyau. Les électrons avec des valeurs d'énergie similaires forment une seule couche d'électrons, ou niveau d'énergie. Les niveaux d'énergie sont numérotés à partir du noyau - 1, 2, 3, 4, 5, 6 et 7.

Un entier n, désignant le numéro du niveau d'énergie, est appelé le nombre quantique principal. Il caractérise l'énergie des électrons occupant un niveau d'énergie donné. Les électrons du premier niveau d'énergie, les plus proches du noyau, ont l'énergie la plus faible. Par rapport aux électrons du premier niveau, les électrons des niveaux suivants seront caractérisés par une grande quantité d'énergie. Par conséquent, les électrons du niveau externe sont les moins fortement liés au noyau de l'atome.

Le plus grand nombre d'électrons dans le niveau d'énergie est déterminé par la formule :

N = 2n2,

où N est le nombre maximal d'électrons ; n est le numéro de niveau, ou le nombre quantique principal. Par conséquent, le premier niveau d'énergie le plus proche du noyau ne peut contenir plus de deux électrons ; sur le second - pas plus de 8; le troisième - pas plus de 18 ; le quatrième - pas plus de 32.

À partir du deuxième niveau d'énergie (n = 2), chacun des niveaux est subdivisé en sous-niveaux (sous-couches), qui diffèrent quelque peu les uns des autres par l'énergie de liaison avec le noyau. Le nombre de sous-niveaux est égal à la valeur du nombre quantique principal : le premier niveau d'énergie a un sous-niveau ; le deuxième - deux; troisième - trois ; quatrième - quatre sous-niveaux. Les sous-niveaux, à leur tour, sont formés par des orbitales. Chaque valeurn correspond au nombre d'orbitales égal à n.

Il est d'usage de désigner les sous-niveaux en lettres latines, ainsi que la forme des orbitales qui les composent : s, p, d, f.

Protons et neutrons

Un atome de n'importe quel élément chimique est comparable à un minuscule système solaire. Par conséquent, un tel modèle de l'atome, proposé par E. Rutherford, est appelé planétaire.

Le noyau atomique, dans lequel toute la masse de l'atome est concentrée, est constitué de particules de deux types - protons et neutrons.

Les protons ont une charge égale à la charge des électrons, mais de signe opposé (+1), et une masse égale à la masse d'un atome d'hydrogène (elle est acceptée en chimie comme une unité). Les neutrons ne portent aucune charge, ils sont neutres et ont une masse égale à celle d'un proton.

Les protons et les neutrons sont collectivement appelés nucléons (du latin noyau - noyau). La somme du nombre de protons et de neutrons dans un atome s'appelle le nombre de masse. Par exemple, le nombre de masse d'un atome d'aluminium :

13 + 14 = 27

nombre de protons 13, nombre de neutrons 14, nombre de masse 27

Comme la masse de l'électron, qui est négligeable, peut être négligée, il est évident que toute la masse de l'atome est concentrée dans le noyau. Les électrons représentent e - .

Parce que l'atome électriquement neutre, il est également évident que le nombre de protons et d'électrons dans un atome est le même. Il est égal au numéro de série de l'élément chimique qui lui est attribué dans le système périodique. La masse d'un atome est constituée de la masse des protons et des neutrons. Connaissant le numéro de série de l'élément (Z), c'est-à-dire le nombre de protons, et le nombre de masse (A), égal à la somme des nombres de protons et de neutrons, vous pouvez trouver le nombre de neutrons (N) à l'aide de la formule:

N=A-Z

Par exemple, le nombre de neutrons dans un atome de fer est :

56 — 26 = 30

isotopes

Les variétés d'atomes d'un même élément qui ont la même charge nucléaire mais des nombres de masse différents sont appelées isotopes. Les éléments chimiques trouvés dans la nature sont un mélange d'isotopes. Ainsi, le carbone a trois isotopes avec une masse de 12, 13, 14 ; oxygène - trois isotopes de masse 16, 17, 18, etc. Habituellement donnée dans le système périodique, la masse atomique relative d'un élément chimique est la valeur moyenne des masses atomiques d'un mélange naturel d'isotopes d'un élément donné, en tenant compte de leur contenu relatif dans la nature. Les propriétés chimiques des isotopes de la plupart des éléments chimiques sont exactement les mêmes. Cependant, les propriétés des isotopes de l'hydrogène diffèrent considérablement en raison de l'augmentation spectaculaire de leur masse atomique relative; ils ont même reçu des noms individuels et des symboles chimiques.

Éléments de la première période

Schéma de la structure électronique de l'atome d'hydrogène :

Les schémas de la structure électronique des atomes montrent la distribution des électrons sur les couches électroniques (niveaux d'énergie).

La formule électronique graphique de l'atome d'hydrogène (montre la distribution des électrons sur les niveaux et sous-niveaux d'énergie):

Les formules électroniques graphiques des atomes montrent la distribution des électrons non seulement en niveaux et sous-niveaux, mais aussi en orbites.

Dans un atome d'hélium, la première couche d'électrons est terminée - elle a 2 électrons. L'hydrogène et l'hélium sont des éléments s; pour ces atomes, l'orbitale s est remplie d'électrons.

Tous les éléments de la deuxième période la première couche d'électrons est remplie, et les électrons remplissent les orbitales s et p de la deuxième couche d'électrons conformément au principe de moindre énergie (d'abord s, puis p) et aux règles de Pauli et Hund.

Dans l'atome de néon, la deuxième couche d'électrons est terminée - elle a 8 électrons.

Pour les atomes d'éléments de la troisième période, les première et deuxième couches d'électrons sont terminées, de sorte que la troisième couche d'électrons est remplie, dans laquelle les électrons peuvent occuper les sous-niveaux 3s, 3p et 3d.

Une orbitale d'électrons 3s est complétée au niveau de l'atome de magnésium. Na et Mg sont des éléments s.

Pour l'aluminium et les éléments suivants, le sous-niveau 3p est rempli d'électrons.

Les éléments de la troisième période ont des orbitales 3d non remplies.

Tous les éléments de Al à Ar sont des p-éléments. Les éléments s et p forment les principaux sous-groupes du système périodique.

Éléments de la quatrième à la septième période

Une quatrième couche d'électrons apparaît au niveau des atomes de potassium et de calcium, le sous-niveau 4s est rempli, car il a moins d'énergie que le sous-niveau 3d.

K, Ca - éléments s inclus dans les principaux sous-groupes. Pour les atomes de Sc à Zn, le sous-niveau 3d est rempli d'électrons. Ce sont des éléments 3D. Ils sont inclus dans les sous-groupes secondaires, ils ont une couche électronique pré-externe remplie, ils sont appelés éléments de transition.

Faites attention à la structure des couches d'électrons des atomes de chrome et de cuivre. En eux, une "défaillance" d'un électron du sous-niveau 4s au sous-niveau 3d se produit, ce qui s'explique par la plus grande stabilité énergétique des configurations électroniques résultantes 3d 5 et 3d 10 :

Dans l'atome de zinc, la troisième couche d'électrons est terminée - tous les sous-niveaux 3s, 3p et 3d y sont remplis, au total il y a 18 électrons dessus. Dans les éléments suivant le zinc, la quatrième couche d'électrons continue d'être remplie, le sous-niveau 4p.

Les éléments de Ga à Kr sont des p-éléments.

La couche externe (quatrième) de l'atome de krypton est complète et possède 8 électrons. Mais il ne peut y avoir que 32 électrons dans la quatrième couche d'électrons ; les sous-niveaux 4d et 4f de l'atome de krypton restent encore vides.Les éléments de la cinquième période remplissent les sous-niveaux dans l'ordre suivant : 5s - 4d - 5p. Et il y a aussi des exceptions liées à " échec» électrons, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Dans les sixième et septième périodes, des éléments f apparaissent, c'est-à-dire des éléments dans lesquels les sous-niveaux 4f et 5f de la troisième couche électronique externe sont remplis, respectivement.

Les éléments 4f sont appelés lanthanides.

Les éléments 5f sont appelés actinides.

L'ordre de remplissage des sous-niveaux électroniques dans les atomes des éléments de la sixième période: 55 Cs et 56 Ba - 6s-éléments; 57 La … 6s 2 5d x - élément 5d ; 58 Ce - 71 Lu - éléments 4f ; 72 Hf - 80 Hg - éléments 5d ; 81 T1 - 86 Rn - éléments 6d. Mais même ici, il existe des éléments dans lesquels l'ordre de remplissage des orbitales électroniques est «violé», ce qui, par exemple, est associé à une plus grande stabilité énergétique des sous-niveaux f à moitié et complètement remplis, c'est-à-dire nf 7 et nf 14. Selon le sous-niveau de l'atome qui est rempli d'électrons en dernier, tous les éléments sont divisés en quatre familles électroniques, ou blocs :

éléments s. Le sous-niveau s du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons; les éléments s comprennent l'hydrogène, l'hélium et les éléments des principaux sous-groupes des groupes I et II.

p-éléments. Le sous-niveau p du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons; Les éléments p comprennent les éléments des sous-groupes principaux des groupes III-VIII.

éléments d. Le sous-niveau d du niveau préexterne de l'atome est rempli d'électrons ; Les éléments d comprennent les éléments des sous-groupes secondaires des groupes I à VIII, c'est-à-dire les éléments des décennies intercalaires de grandes périodes situées entre les éléments s et p. Ils sont aussi appelés éléments de transition.

éléments f. Le sous-niveau f du troisième niveau extérieur de l'atome est rempli d'électrons ; ceux-ci comprennent les lanthanides et les antinoïdes.

Le physicien suisse W. Pauli en 1925 a établi que dans un atome d'une orbitale, il ne peut y avoir plus de deux électrons ayant des spins opposés (antiparallèles) (traduit de l'anglais - "broche"), c'est-à-dire ayant des propriétés qui peuvent être conditionnellement imaginées comme la rotation d'un électron autour de son axe imaginaire : dans le sens des aiguilles d'une montre ou dans le sens inverse des aiguilles d'une montre.

Ce principe s'appelle Principe de Pauli. S'il y a un électron dans l'orbite, alors on l'appelle non apparié, s'il y en a deux, alors ce sont des électrons appariés, c'est-à-dire des électrons avec des spins opposés. La figure montre un diagramme de la division des niveaux d'énergie en sous-niveaux et l'ordre dans lequel ils sont remplis.

Très souvent, la structure des coquilles d'électrons des atomes est représentée à l'aide de cellules énergétiques ou quantiques - elles écrivent les formules électroniques dites graphiques. Pour cet enregistrement, la notation suivante est utilisée : chaque cellule quantique est désignée par une cellule qui correspond à une orbitale ; chaque électron est indiqué par une flèche correspondant au sens du spin. Lors de l'écriture d'une formule électronique graphique, deux règles sont à retenir : Principe de Pauli et règle de F. Hund, selon lequel les électrons occupent les cellules libres, d'abord un à la fois et en même temps ont la même valeur de spin, et ensuite seulement s'apparient, mais les spins, selon le principe de Pauli, seront déjà dirigés de manière opposée.

Règle de Hund et principe de Pauli

règle de Hund- la règle de la chimie quantique, qui détermine l'ordre de remplissage des orbitales d'une certaine sous-couche et est formulée comme suit : la valeur totale du nombre quantique de spin des électrons de cette sous-couche doit être maximale. Formulé par Friedrich Hund en 1925.

Cela signifie que dans chacune des orbitales de la sous-couche, un électron est d'abord rempli, et seulement après l'épuisement des orbitales non remplies, un deuxième électron est ajouté à cette orbitale. Dans ce cas, il y a deux électrons avec des spins demi-entiers de signe opposé dans une orbitale, qui s'apparient (forment un nuage à deux électrons) et, par conséquent, le spin total de l'orbite devient égal à zéro.

Autre libellé: En dessous en énergie se trouve le terme atomique pour lequel deux conditions sont satisfaites.

La multiplicité est maximale
Lorsque les multiplicités coïncident, l'impulsion orbitale totale L est maximale.

Analysons cette règle en utilisant l'exemple du remplissage des orbitales du p-sous-niveau p- éléments de la deuxième période (c'est-à-dire du bore au néon (dans le schéma ci-dessous, les lignes horizontales indiquent les orbitales, les flèches verticales indiquent les électrons et la direction de la flèche indique l'orientation du spin).

La règle de Klechkovsky

La règle de Klechkovsky -à mesure que le nombre total d'électrons dans les atomes augmente (avec une augmentation des charges de leurs noyaux ou des nombres ordinaux d'éléments chimiques), les orbitales atomiques sont peuplées de telle manière que l'apparition d'électrons dans les orbitales de plus haute énergie ne dépend que de le nombre quantique principal n et ne dépend pas de tous les autres nombres quantiques, y compris ceux de l. Physiquement, cela signifie que dans un atome de type hydrogène (en l'absence de répulsion interélectron), l'énergie orbitale d'un électron n'est déterminée que par l'éloignement spatial de la densité de charge électronique du noyau et ne dépend pas des caractéristiques de son mouvement dans le domaine du noyau.

La règle empirique de Klechkovsky et la séquence de séquences d'une séquence d'énergie réelle quelque peu contradictoire d'orbitales atomiques n'en découlent que dans deux cas du même type: pour les atomes Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, il y a un "échec" d'un électron avec s - sous-niveau de la couche externe au sous-niveau d de la couche précédente, ce qui conduit à un état énergétiquement plus stable de l'atome, à savoir: après avoir rempli l'orbite 6 avec deux électrons s