2. darbs atoma uzbūve 1. variants. Ķīmija (atoma uzbūve) (prezentācija)

"Atomu struktūra"

Iespējas numurs 1

1. vingrinājums.

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

2. uzdevums.

3. uzdevums.

11 šūnas Patstāvīgais darbs Nr.1

Opcijas numurs 2

1. vingrinājums.

Kādā secībā tiks aizpildīti apakšlīmeņi:

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

2. uzdevums.

3. uzdevums.

Nosakiet, kuru elementu atomiem ir elektroniska konfigurācija:

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

11 šūnas Patstāvīgais darbs Nr.1

Iespējas numurs 1

1. vingrinājums.

Kādā secībā tiks aizpildīti apakšlīmeņi:

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

Vingrinājums 2.

Izveidojiet argona un titāna atomu elektronisko un grafisko konfigurāciju. Kurai ģimenei pieder šie elementi?

3. uzdevums.

Nosakiet, kuru elementu atomiem ir elektroniska konfigurācija:

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

11 šūnas Patstāvīgais darbs Nr.1

Opcijas numurs 2

1. vingrinājums.

Kādā secībā tiks aizpildīti apakšlīmeņi:

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

Vingrinājums 2.

Izveidojiet kalcija un kobalta atomu elektronisko un grafisko konfigurāciju. Kurai ģimenei pieder šie elementi?

3. uzdevums.

Nosakiet, kuru elementu atomiem ir elektroniska konfigurācija:

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

laboratorijas darbi

praktiskās nodarbības

patstāvīgs darbs klasē

patstāvīgs mājas darbs (standarta aprēķins)

kontrole (aizstāvēšana, kolokviji, ieskaite, eksāmens)

Mācību grāmatas un mācību rokasgrāmatas

Ņ.V. Korovins. vispārējā ķīmija

Vispārējais ķīmijas kurss. Teorija un problēmas (redaktoros Ņ.V. Korovins, B.I. Ādamsons)

N.V.Korovins un citi Laboratorijas darbi ķīmijā

Kalendāra plāns

elektrolīti,

Ķīmiskais ekvivalents

hidrolīze, PR

Elektriskā forma -

13(2 )

GE, elektrolīze,

27(13,16)

14(2 )

korozija

kvantu skaitlis

17(2 )

18(2 )

Ķīmiskā saite

kompleksi

Termodinamika

Kinētika.

6(2,3 )

Līdzsvars

Ievads ķīmijā

Ķīmija Enerģētikas institūtā ir fundamentāla vispārēja teorētiska disciplīna.

Ķīmija ir dabaszinātne, kas pēta vielu sastāvu, struktūru, īpašības un pārvērtības, kā arī parādības, kas pavada šīs pārvērtības.

	M.V. Lomonosovs						D.I. Mendeļejevs
	“Ķīmiskā
							"Ķīmijas pamati" 1871
	uzskata		īpašības
							d.) – “Ķīmija –
	izmaiņas
							elementu mācība un
	skaidro
							viņu savienojumi."
				ķīmiska

notiek pārvērtības."

"Ķīmijas zelta laikmets" (XIX beigas - XX gs. sākums)

Periodiskais D. I. Mendeļejeva likums (1896)

Valences jēdzienu ieviesa E. Franklands (1853)

Organisko savienojumu struktūras teorija A.M.Butlerovs (1861-1863)

Sarežģītu savienojumu teorija A. Verners

M. Gultberga un L. Vāges masu rīcības likums

Termoķīmija, ko galvenokārt izstrādājis G.I.Hess

S. Arrhenius elektrolītiskās disociācijas teorija

A. Le Šateljē kustības līdzsvara princips

J.W. Gibbs fāzes noteikums

Bora-Zommerfelda atoma sarežģītās struktūras teorija (1913-1916)

Ķīmijas mūsdienu attīstības posma nozīme

Izpratne par ķīmijas likumiem un to pielietojumu ļauj izveidot jaunus procesus, iekārtas, instalācijas un ierīces.

Elektrības, degvielas, metālu, dažādu materiālu, pārtikas u.c. kas tieši saistīti ar ķīmiskajām reakcijām. Piemēram, elektrisko un mehānisko enerģiju pašlaik galvenokārt iegūst, pārveidojot dabiskā kurināmā ķīmisko enerģiju (degšanas reakcijas, ūdens un tā piemaisījumu mijiedarbība ar metāliem u.c.). Bez izpratnes par šiem procesiem nav iespējams nodrošināt efektīvu spēkstaciju un iekšdedzes dzinēju darbību.

Ķīmijas zināšanas ir nepieciešamas:

- zinātniskā skatījuma veidošanās,

- figurālās domāšanas attīstībai,

- topošo speciālistu radošā izaugsme.

Mūsdienu ķīmijas attīstības stadiju raksturo plaši izplatīta kvantu (viļņu) mehānikas izmantošana vielu un vielu sistēmu ķīmisko parametru interpretācijai un aprēķināšanai, un tā pamatā ir atoma struktūras kvantu mehāniskais modelis.

Atoms ir sarežģīta elektromagnētiska mikrosistēma, kas ir ķīmiskā elementa īpašību nesējs.

ATOMA UZBŪVE

Izotopi ir vienas un tās pašas ķīmiskās vielas atomu šķirnes

elementi, kuriem ir vienāds atomu skaits, bet dažādi atomu numuri

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

Kvantu mehānikas pamati

Kvantu mehānika- kustīgu mikroobjektu uzvedība (ieskaitot elektronus) ir

gan daļiņu īpašību, gan viļņu īpašību vienlaicīga izpausme ir duāla (korpuskulārā-viļņa) daba.

Enerģijas kvantēšana: Makss Planks (1900, Vācija) -

vielas izstaro un absorbē enerģiju atsevišķās daļās (kvantos). Kvanta enerģija ir proporcionāla starojuma (svārstību) frekvencei ν:

h ir Planka konstante (6,626 10-34 J s); ν=с/λ , с – gaismas ātrums, λ – viļņa garums

Alberts Einšteins (1905): jebkurš starojums ir enerģijas kvantu (fotonu) plūsma E = m v 2

Louis de Broglie (1924, Francija): raksturo arī elektronukorpuskulārais vilnisdualitāte - starojums izplatās kā vilnis un sastāv no mazām daļiņām (fotoniem)

		Daļiņa — m,		mv , E=mv 2
	Vilnis - ,			E 2 \u003d h \u003d hv /
	Savienotais viļņa garums ar masu un ātrumu:
		E1 = E2;		h/mv
	nenoteiktība			Verners Heizenbergs (1927,
Vācija)		strādāt	neskaidrības		noteikumiem
(koordinātas)		daļiņas x un	impulss (mv) nav		Var būt

mazāks par h/2

x (mv) h/2 (- kļūda, nenoteiktība) T.i. daļiņas stāvokli un impulsu principā nevienā brīdī nevar noteikt ar absolūtu precizitāti.

Elektronu mākoņu atomu orbitāle (AO)

Tas. precīza daļiņas (elektrona) atrašanās vieta tiek aizstāta ar jēdzienu par statistisko varbūtību to atrast noteiktā tilpuma (netālu no kodola) telpā.

Kustībai e- ir viļņveida raksturs un tā ir aprakstīta

2 dv ir varbūtības blīvums atrast e- noteiktā tilpumā kodoltelpas tuvumā. Šo telpu sauc atomu orbitāle (AO).

1926. gadā Šrēdingers ierosināja vienādojumu, kas matemātiski apraksta e stāvokli atomā. Atrisinot to

atrast viļņu funkciju. Vienkāršā gadījumā tas ir atkarīgs no 3 koordinātām

Elektronam ir negatīvs lādiņš, tā orbitāle attēlo noteiktu lādiņu sadalījumu un tiek saukts elektronu mākonis

KVANTTU ​​SKAITĻI

Ieviests, lai raksturotu elektrona stāvokli atomā saskaņā ar Šrēdingera vienādojumu

1. Galvenais kvantu skaitlis(n)

Nosaka elektrona enerģiju – enerģijas līmeni

parāda elektronu mākoņa izmēru (orbitāles)

ņem vērtības no 1 līdz

n (enerģijas līmeņa skaitlis): 1 2 3 4 utt.

2. Orbitālais kvantu skaitlis(l) :

nosaka - elektrona orbītas leņķiskais impulss

parāda orbitāles formu

ņem vērtības - no 0 līdz (n -1)

Grafiski AO attēlo orbītas kvantu skaitlis: 0 1 2 3 4

Enerģijas apakšlīmenis: s p d f g

E palielinās

l=0	s-apakšlīmenis s-AO
	p-apakšlīmeņa p-AO

Katrs n atbilst noteiktam skaitam l vērtību, t.i. katrs enerģijas līmenis ir sadalīts apakšlīmeņos. Apakšlīmeņu skaits ir vienāds ar līmeņa numuru.

1. enerģijas līmenis → 1 apakšlīmenis → 1 s 2. enerģijas līmenis → 2 apakšlīmeņi → 2s2p 3. enerģijas līmenis → 3 apakšlīmeņi → 3 s 3p 3d

4. enerģijas līmenis → 4 apakšlīmeņi → 4s 4p 4d 4f utt.

3. Magnētiskais kvantu skaitlis(ml)

definē – elektrona orbitālā leņķiskā impulsa projekcijas vērtība uz patvaļīgi izvēlētas ass

parāda - AO telpisko orientāciju

ņem vērtības – no –l līdz + l

Jebkura l vērtība atbilst (2l +1) magnētiskā kvantu skaitļa vērtībām, t.i. (2l +1) noteiktā tipa elektronu mākoņa iespējamās atrašanās vietas telpā.

s - stāvoklis - viena orbitāle (2 0+1=1) - m l = 0, jo l = 0

p — stāvoklis — trīs orbitāles (2 1+1=3)

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

ml = +1

m l =0

m l = -1

Visām orbitālēm, kas pieder vienam apakšlīmenim, ir vienāda enerģija, un tās sauc par deģenerētām.

Secinājums: AO raksturo noteikta kopa n, l, m l , t.i. noteikti izmēri, forma un orientācija telpā.

4. Griezes kvantu skaitlis (m s)

"spin" - "vārpsta"

nosaka - elektrona raksturīgo mehānisko momentu, kas saistīts ar tā rotāciju ap savu asi

ņem vērtības - (-1/2 h/2) vai (+1/2 h/2)

n=3

l = 1

m l = -1, 0, +1

m s = + 1/2

Principi un noteikumi

Atomu elektroniskās konfigurācijas

(elektroniskas konfigurācijas formulu veidā)

Norādiet enerģijas līmeņa skaitļa skaitļus

Burti norāda enerģijas apakšlīmeni (s, p, d, f);

Apakšlīmeņa eksponents nozīmē skaitli

elektroni noteiktā apakšlīmenī

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

minimums

Elektroni atomā ieņem viszemāko enerģijas stāvokli, kas atbilst tā stabilākajam stāvoklim.

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

Palieliniet E

Klečkovskis

Elektronus secīgi novieto orbitālēs, kuras raksturo galvenā un orbitālā kvantu skaitļu summas pieaugums (n + l) ; pie tām pašām šīs summas vērtībām orbitāle ar mazāku galvenā kvantu skaitļa n vērtību tiek aizpildīta agrāk

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

1. iespēja

A daļa.

A 1. Izveidojas atoma kodols (39 K).

1) 19 protoni un 20 elektroni 2) 20 neitroni un 19 elektroni

3) 19 protoni un 20 neitroni 4) 19 protoni un 19 neitroni

A 2. Elementa fosfora atoms atbilst elektroniskajai formulai

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 2p 2S 3p 3

A 3. Ķīmiskie elementi ir sakārtoti to atomu rādiusu samazināšanas secībā

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

A 4. Vai šādi apgalvojumi par ķīmiskajiem elementiem ir pareizi?

A. Visi ķīmiskie elementi-metāli pieder pie S- un d-elementiem.

B. Savienojumos esošajiem nemetāliem ir tikai negatīvs oksidācijas stāvoklis.

A 5. Starp II grupas galvenās apakšgrupas metāliem visspēcīgākais reducētājs ir

1) bārijs 2) kalcijs 3) stroncijs 4) magnijs

A 6. Enerģijas slāņu skaits un elektronu skaits hroma atoma ārējā enerģijas slānī ir attiecīgi

A 7. Augstāki hroma hidroksīda eksponāti

A 8. Elementu elektronegativitāte virknē palielinās no kreisās uz labo pusi

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

A 9. Hlora oksidācijas pakāpe Ba(ClO 3) 2 ir

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

A 10. Pieder elements arsēns

Atbildes uz uzdevumu B1-B2

IN 1. Augstāko oksīdu skābju īpašību palielināšanās notiek sērijā:

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

AT 2. Iestatiet atbilstību.

Pamata sastāvs Elektroniskā formula

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

No 1. Uzrakstiet augstāka oksīda un augstāka broma hidroksīda formulu. Pierakstiet broma atoma elektronisko konfigurāciju grunts un ierosinātā stāvoklī, nosakiet tās iespējamās valences.

Uzrakstiet broma atoma elektroniskās formulas maksimālajā un minimālajā pakāpē.

Eksāmens Nr.1 ​​par tēmu "Atoma uzbūve"

2. iespēja

A daļa. Izvēlieties vienu pareizo atbildi

A 1. 90 Sr izotopa protonu, neitronu un elektronu skaits attiecīgi ir

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

A 2. Elektroniskā formula 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 1 atbilst elementa atomam.

1. sērs 2. broms 3. kālijs 4. mangāns

A 3. Elementi ir sakārtoti atomu rādiusa samazināšanās secībā

1) bors, alumīnijs, gallijs 3) bors, ogleklis, silīcijs

2) kālijs, nātrijs, litijs 4) kriptons, ksenons, radons

A 4. Vai šādi spriedumi par virknes elementu īpašību maiņu ir pareizi?

Be-Mg-Ca-Sr-Ba?

A. Tiek uzlabotas metāliskās īpašības.

B. Atomu rādiuss un valences elektronu skaits nemainās.

1) tikai A ir patiess 2) tikai B ir patiess 3) abi spriedumi ir pareizi 4) abi spriedumi ir nepareizi

A 5. Starp trešā perioda nemetāliem visspēcīgākais oksidētājs ir

1) fosfors 2) silīcijs 3) sērs 4) hlors

A 6. Mangāna atoma enerģijas slāņu skaits un elektronu skaits ārējā enerģijas slānī ir attiecīgi

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

A 7. Augstāks mangāna hidroksīda eksponāti

1) skābās īpašības 3) bāziskās īpašības

2) amfoteriskās īpašības 4) neuzrāda skābju-bāzes īpašības

A 8. Elementu elektronegativitāte rindas garumā samazinās no kreisās uz labo pusi

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

A 9. Slāpekļa oksidācijas pakāpe Ba(NO 2) 2 ir

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

A 10. Pieder elements mangāns

1) s elementi 2) p elementi 3) d elementi 4) pārejas elementi

Atbildes uz uzdevumu B1-B2 ir ciparu secība, kas atbilst pareizo atbilžu cipariem.

IN 1. Augstāko hidroksīdu pamatīpašību palielināšanās notiek elementu virknē, kas tos veido:

1) MgAl ) AsР 3) PSCl

4) BBeLi 5) MgCaBa 6)CaKCs

AT 2. Iestatiet atbilstību.

Pamata sastāvs Elektroniskā formula

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

Pildot uzdevumu C 1, detalizēti pierakstiet tā risinājuma gaitu un iegūto rezultātu.

No 1. Uzrakstiet formulu augstākam oksīdam un augstākam arsēna hidroksīdam. Pierakstiet arsēna atoma elektronisko konfigurāciju zemes un ierosinātā stāvoklī, nosakiet tā iespējamās valences.

Uzrakstiet arsēna atoma elektroniskās formulas maksimālajā un minimālajā pakāpē.

KONTROLES DARBS Nr.1 ​​Tēma "Atoma uzbūve" 11. klase

1. iespēja

1. Perioda skaitu Periodiskajā sistēmā nosaka:

A. Atoma kodola lādiņš

B. Elektronu skaits atoma ārējā slānī.

B. Elektronu slāņu skaits atomā

D. Elektronu skaits atomā.

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

3. p — elements ir:

A. Skandijs.

B. Bārijs.

B. Arsēns

G. Hēlijs

10 4 s 2 atbilst elementam:

A. Kalcijs.

B. Kriptons.

V. Kadmijs.

G. Zinču.

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. Kalcija izotopu, kura kodols satur 22 neitronus, apzīmē:

A. 20 40 Ca

B. 20 42 CaV. 20 44 Ca

G. 20 48 Ca

9. Atbilstība:

Elements:

1. Alumīnijs. II. Kālijs. III. Selēns. IV. Magnijs.

Elektroniskā formula:

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

Superior oksīda formula:

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

Augstāka hidroksīda formula:

A. EON. b. E(OH)2. V. E(OH) 3 g. H 2 EO 4

10. Pamatojoties uz stāvokli Periodiskajā sistēmā, sakārtojiet elementus: germānija, arsēns, sērs, fosfors - dilstošā oksidējošo īpašību secībā. Paskaidrojiet atbildi.

11. Kā un kāpēc mainās metāliskās īpašības periodiskajā tabulā?

A. Laika periodā.

B. Galvenās apakšgrupas ietvaros.

12. Izveidojiet elektronisku formulu elementam ar kārtas numuru 30 Periodiskajā sistēmā. Izdariet secinājumu par to, vai šis elements pieder pie metāliem vai nemetāliem. Pierakstiet tā augstākā oksīda un hidroksīda formulas, norādiet to raksturu.

13. Kādas ķīmiskās īpašības raksturīgas Periodiskās sistēmas VI grupas galvenās apakšgrupas 3. perioda elementa augstākajam oksīdam? Pamatojiet savu atbildi, uzrakstot reakciju vienādojumus.

Ieskaite Nr.1 ​​Tēma "Atoma uzbūve" 11. klase

2. iespēja

1. Grupas numurs (galveno apakšgrupu elementiem) Periodiskajā sistēmā nosaka:

A. Protonu skaits atomā.

B. Elektronu skaits atoma ārējā slānī.

B. Elektronu slāņu skaits atomā.

D. Neitronu skaits atomā.

2. Elementu pāris ar līdzīgu ārējo un pirms-ārējo enerģijas līmeņu struktūru:

A.Ba un K B.Ti un Ge

B.Sb un Bi G.Kr un Fe

3. p — elements ir:

A.Kālijs

B. Silīcijs

V.Argons

G.Varš

4. Elektroniskā konfigurācija. . .3d 5 4 s 2 atbilst elementam:

A. Broma

B. Kalcijs

V. mangāns

G. hlors

5. Amfoteriskais oksīds ir viela, kuras formula ir:

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

6. Vairāki elementi, kas sakārtoti tādā secībā, lai stiprinātu metāla īpašības:

A. Al - Ga - Ge.

B. Ca-Sr-Ba.

B. K-Na-Li.

G. Mg - Ca - Zn.

7.Elements E ar elektronisko formulu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 veidojas augstāks oksīds, kas atbilst formulai:

A.EO

B.E 2 O 3

V.E 2 O 5

G.EO 3

8. Dzelzs izotops, kura kodols satur 30 neitronus, apzīmē:

A. 26 54 Fe

B. 26 56 Fe

B. 26 57 Fe

D. 26 58 Fe

9. Atbilstība:

Elements:

1. Bor. II. Broms. III. Fosfors. IV. Litijs.

Elektroniskā formula:

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

Superior oksīda formula:

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

Augstāka hidroksīda formula:

A. EON. b. NET 3 . V. N 3 EO 3 g. NET 4

B DAĻA. Uzdevumi ar brīvu atbildi

10. Pamatojoties uz stāvokli Periodiskajā sistēmā, sakārtojiet elementus: alumīniju, kāliju, kalciju, magniju - reducējošo īpašību augošā secībā. Paskaidrojiet atbildi.

11. Kāpēc Periodiskajā sistēmā augošā kārtas numuru secībā sakārtoto elementu atomu kodolu lādiņi mainās monotoni, bet elementu īpašības - periodiski?

12. Periodiskajā sistēmā izveidot elementa ar kārtas numuru 38 elektronisku formulu. Izdariet secinājumu par to, vai šis elements pieder pie metāliem vai nemetāliem. Pierakstiet tā augstākā oksīda un hidroksīda formulas, norādiet to raksturu.

13. Kādas ķīmiskās īpašības raksturīgas metālu hidroksīdiem? Pamatojiet savu atbildi, uzrakstot reakciju vienādojumus.

3. iespēja

1. Kopējo elektronu skaitu elementa atomā nosaka, izmantojot periodisko sistēmu, pēc skaita:

A. Grupas.

B. Periods.

V. Rinda.

G. Pasūtījums.

2. Elementu pāris ar līdzīgu ārējo un pirms-ārējo enerģijas līmeņu struktūru:

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

3. f — elements ir:

A. Germānija.

B. Kālijs.

V. Selēns.

G. Urāns.

4. Elektroniskā konfigurācija. . .4s 24p6 atbilst elementam:

A. Broms.

B. Dzelzs.

V. Neons.

G. Kriptons.

5. Amfoteriskais hidroksīds ir viela, kuras formula ir:

A. Ga(OH) 3.

B. Mg(OH) 2.

B. LiOH.

D. Sc(OH) 2

6. Vairāki elementi, kas sakārtoti tādā secībā, lai stiprinātu metāla īpašības:

A. K - Rb - Sr.

B.Al - Mg - Ca.

B. Be - Li - Cs.

G.Ge - Sn - Sb.

7.Elements E ar elektronisko formulu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 veidojas augstāks oksīds, kas atbilst formulai:

A.E 2 O

B.E 2 O 3

V.EO 2

G.EO 3

8. Kalcija izotopu, kura kodols satur 24 neitronus, apzīmē:

A. 20 40 Ca

B. 20 42 Sa

B. 20 44 Ca

G. 20 48 Ca

9. Atbilstība:

Elements:

1. Slāpeklis. II. Kalcijs. III. Silīcijs. IV. Sērs.

Elektroniskā formula:

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

Superior oksīda formula:

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

Augstāka hidroksīda formula:

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

B DAĻA. Uzdevumi ar brīvu atbildi

10. Pamatojoties uz stāvokli Periodiskajā sistēmā, sakārtojiet elementus: skābekli, arsēnu, sēru, fosforu - dilstošā oksidējošo īpašību secībā. Paskaidrojiet atbildi.

11. Uzskaitiet pamatlikumus (likumus), saskaņā ar kuriem elementu atomu elektronu apvalkā līmeņi, apakšlīmeņi un orbitāles tiek piepildīti ar elektroniem.

12. Periodiskajā sistēmā izveidot elektronisku formulu elementam ar kārtas numuru 34. Izdariet secinājumu par to, vai šis elements pieder pie metāliem vai nemetāliem. Pierakstiet tā augstākā oksīda un hidroksīda formulas, norādiet to raksturu.

13. Kādas ķīmiskās īpašības ir raksturīgas nemetālu hidroksīdiem? Pamatojiet savu atbildi, uzrakstot reakciju vienādojumus.

Elektroni

Jēdziens atoms radās senajā pasaulē, lai apzīmētu matērijas daļiņas. Grieķu valodā atoms nozīmē "nedalāms".

Īru fiziķis Stounijs, pamatojoties uz eksperimentiem, nonāca pie secinājuma, ka elektrību nes mazākās daļiņas, kas pastāv visu ķīmisko elementu atomos. 1891. gadā Stounijs ierosināja šīs daļiņas saukt par elektroniem, kas grieķu valodā nozīmē "dzintars". Dažus gadus pēc tam, kad elektrons ieguva savu nosaukumu, angļu fiziķis Džozefs Tomsons un franču fiziķis Žans Perins pierādīja, ka elektroniem ir negatīvs lādiņš. Tas ir mazākais negatīvais lādiņš, kas ķīmijā tiek ņemts par vienību (-1). Tomsonam pat izdevās noteikt elektrona ātrumu (elektrona ātrums orbītā ir apgriezti proporcionāls orbītas skaitlim n. Orbītu rādiusi aug proporcionāli orbītas skaitļa kvadrātam. Uz ūdeņraža pirmās orbītas atoms (n=1; Z=1), ātrums ir ≈ 2,2 106 m/c, tas ir, apmēram simts reizes mazāks par gaismas ātrumu c=3 108 m/s.) un elektrona masu ( tas ir gandrīz 2000 reižu mazāks par ūdeņraža atoma masu).

Elektronu stāvoklis atomā

Elektrona stāvoklis atomā ir informācijas kopums par konkrēta elektrona enerģiju un telpu, kurā tas atrodas. Elektronam atomā nav kustības trajektorijas, t.i., var runāt tikai par varbūtība to atrast telpā ap kodolu.

Tas var atrasties jebkurā šīs telpas daļā, kas ieskauj kodolu, un tā dažādo pozīciju kopums tiek uzskatīts par elektronu mākoni ar noteiktu negatīvu lādiņa blīvumu. Tēlaini to var iedomāties šādi: ja būtu iespējams nofotografēt elektrona pozīciju atomā sekundes simtdaļās vai miljondaļās, kā fotofinišā, tad elektrons šādās fotogrāfijās būtu attēlots kā punkti. Pārklājot neskaitāmas šādas fotogrāfijas, tiktu iegūts elektronu mākoņa attēls ar vislielāko blīvumu, kur būs lielākā daļa šo punktu.

Telpu ap atoma kodolu, kurā, visticamāk, var atrast elektronu, sauc par orbitāli. Tas satur aptuveni 90% elektronu mākonis, un tas nozīmē, ka aptuveni 90% laika elektrons atrodas šajā telpas daļā. Atšķiras pēc formas 4 šobrīd zināmie orbitāļu veidi, kuras apzīmē ar latīņu valodu burti s, p, d un f. Dažu elektronisko orbitāļu formu grafisks attēlojums ir parādīts attēlā.

Vissvarīgākais elektrona kustības raksturlielums noteiktā orbītā ir tās savienojuma ar kodolu enerģija. Elektroni ar līdzīgām enerģijas vērtībām veido vienu elektronu slāni jeb enerģijas līmeni. Enerģijas līmeņi tiek numurēti, sākot no kodola – 1, 2, 3, 4, 5, 6 un 7.

Veselu skaitli n, kas apzīmē enerģijas līmeņa skaitli, sauc par galveno kvantu skaitli. Tas raksturo elektronu enerģiju, kas aizņem noteiktu enerģijas līmeni. Pirmā enerģijas līmeņa elektroniem, kas atrodas vistuvāk kodolam, ir viszemākā enerģija. Salīdzinot ar pirmā līmeņa elektroniem, nākamo līmeņu elektronus raksturos liels enerģijas daudzums. Līdz ar to ārējā līmeņa elektroni ir vismazāk saistīti ar atoma kodolu.

Lielāko elektronu skaitu enerģijas līmenī nosaka pēc formulas:

N = 2n2,

kur N ir maksimālais elektronu skaits; n ir līmeņa skaitlis vai galvenais kvantu skaitlis. Līdz ar to pirmais enerģijas līmenis, kas atrodas vistuvāk kodolam, var saturēt ne vairāk kā divus elektronus; otrajā - ne vairāk kā 8; trešajā - ne vairāk kā 18; ceturtajā - ne vairāk kā 32.

Sākot no otrā enerģijas līmeņa (n = 2), katrs no līmeņiem tiek iedalīts apakšlīmeņos (apakšslāņos), kas savā starpā nedaudz atšķiras pēc saistīšanās enerģijas ar kodolu. Apakšlīmeņu skaits ir vienāds ar galvenā kvantu skaitļa vērtību: pirmajam enerģijas līmenim ir viens apakšlīmenis; otrais - divi; trešais - trīs; ceturtais - četri apakšlīmeņi. Apakšlīmeņus savukārt veido orbitāles. Katra vērtīban atbilst orbitāļu skaitam, kas vienāds ar n.

Ir ierasts apzīmēt apakšlīmeņus ar latīņu burtiem, kā arī to orbitāļu formu, no kurām tie sastāv: s, p, d, f.

Protoni un neitroni

Jebkura ķīmiskā elementa atoms ir salīdzināms ar niecīgu Saules sistēmu. Tāpēc šādu E. Rezerforda piedāvāto atoma modeli sauc planetārais.

Atomu kodols, kurā ir koncentrēta visa atoma masa, sastāv no divu veidu daļiņām - protoni un neitroni.

Protonu lādiņš ir vienāds ar elektronu lādiņu, bet pretējs pēc zīmes (+1), un masa ir vienāda ar ūdeņraža atoma masu (ķīmijā to pieņem kā vienību). Neitroniem nav lādiņa, tie ir neitrāli un to masa ir vienāda ar protona masu.

Protonus un neitronus kopā sauc par nukleoniem (no latīņu valodas kodols - kodols). Protonu un neitronu skaita summu atomā sauc par masas skaitli. Piemēram, alumīnija atoma masas numurs:

13 + 14 = 27

protonu skaits 13, neitronu skaits 14, masas skaitlis 27

Tā kā elektrona masu, kas ir niecīga, var neņemt vērā, ir acīmredzams, ka visa atoma masa ir koncentrēta kodolā. Elektroni apzīmē e - .

Jo atoms elektriski neitrāls, ir arī acīmredzams, ka protonu un elektronu skaits atomā ir vienāds. Tas ir vienāds ar ķīmiskā elementa sērijas numuru, kas tam piešķirts Periodiskajā sistēmā. Atoma masu veido protonu un neitronu masa. Zinot elementa sērijas numuru (Z), t.i., protonu skaitu un masas skaitli (A), kas vienāds ar protonu un neitronu skaitļu summu, neitronu skaitu (N) var atrast, izmantojot formula:

N=A-Z

Piemēram, neitronu skaits dzelzs atomā ir:

56 — 26 = 30

izotopi

Tiek sauktas viena un tā paša elementa atomu šķirnes, kurām ir vienāds kodollādiņš, bet dažādi masas skaitļi izotopi. Dabā sastopamie ķīmiskie elementi ir izotopu maisījums. Tātad ogleklim ir trīs izotopi ar masu 12, 13, 14; skābeklis - trīs izotopi ar masu 16, 17, 18 utt. Parasti Periodiskajā sistēmā norādītā ķīmiskā elementa relatīvā atommasa ir attiecīgā elementa dabiskā izotopu maisījuma atomu masas vidējā vērtība, ņemot vērā to relatīvo saturu dabā. Lielākajai daļai ķīmisko elementu izotopu ķīmiskās īpašības ir tieši tādas pašas. Tomēr ūdeņraža izotopi ļoti atšķiras pēc īpašībām, jo ​​to relatīvā atomu masa krasi palielinās; tiem pat ir doti atsevišķi nosaukumi un ķīmiskie simboli.

Pirmā perioda elementi

Ūdeņraža atoma elektroniskās struktūras shēma:

Atomu elektroniskās struktūras shēmas parāda elektronu sadalījumu pa elektroniskajiem slāņiem (enerģijas līmeņiem).

Ūdeņraža atoma grafiskā elektroniskā formula (parāda elektronu sadalījumu pa enerģijas līmeņiem un apakšlīmeņiem):

Atomu grafiskās elektroniskās formulas parāda elektronu sadalījumu ne tikai līmeņos un apakšlīmeņos, bet arī orbītās.

Hēlija atomā pirmais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir 2 elektroni. Ūdeņradis un hēlijs ir s-elementi; šiem atomiem s-orbitāle ir piepildīta ar elektroniem.

Visi otrā perioda elementi pirmais elektronu slānis ir piepildīts, un elektroni aizpilda otrā elektronu slāņa s- un p-orbitāles saskaņā ar mazākās enerģijas principu (vispirms s un pēc tam p) un Pauli un Hunda likumiem.

Neona atomā ir pabeigts otrais elektronu slānis - tajā ir 8 elektroni.

Trešā perioda elementu atomiem ir pabeigts pirmais un otrais elektronu slānis, tātad tiek aizpildīts trešais elektronu slānis, kurā elektroni var aizņemt 3s-, 3p- un 3d-apakšlīmeņus.

Magnija atomā tiek pabeigta 3s elektronu orbitāle. Na un Mg ir s-elementi.

Alumīnijam un turpmākajiem elementiem 3p apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem.

Trešā perioda elementiem ir neaizpildītas 3D orbitāles.

Visi elementi no Al līdz Ar ir p-elementi. s- un p-elementi veido galvenās apakšgrupas Periodiskajā sistēmā.

Ceturtā - septītā perioda elementi

Pie kālija un kalcija atomiem parādās ceturtais elektronu slānis, 4s apakšlīmenis ir piepildīts, jo tam ir mazāk enerģijas nekā 3d apakšlīmenim.

K, Ca - s-elementi, kas iekļauti galvenajās apakšgrupās. Atomiem no Sc līdz Zn 3d apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem. Tie ir 3D elementi. Tie ir iekļauti sekundārajās apakšgrupās, tiem ir iepriekš aizpildīts ārējais elektronu slānis, tos sauc par pārejas elementiem.

Pievērsiet uzmanību hroma un vara atomu elektronu apvalku struktūrai. Tajos notiek viena elektrona “atteice” no 4s- līdz 3d apakšlīmenim, kas izskaidrojams ar iegūto elektronisko konfigurāciju 3d 5 un 3d 10 lielāku enerģijas stabilitāti:

Cinka atomā ir pabeigts trešais elektronu slānis - tajā ir aizpildīti visi 3s, 3p un 3d apakšlīmeņi, kopumā uz tiem ir 18 elektroni. Elementos, kas seko cinkam, turpina pildīties ceturtais elektronu slānis, 4p apakšlīmenis.

Elementi no Ga līdz Kr ir p-elementi.

Kriptona atoma ārējais slānis (ceturtais) ir pilnīgs un tajā ir 8 elektroni. Bet ceturtajā elektronu slānī var būt tikai 32 elektroni; kriptona atoma 4d- un 4f-apakšlīmeņi joprojām paliek neaizpildīti Piektā perioda elementi aizpilda apakšlīmeņus šādā secībā: 5s ​​- 4d - 5p. Un ir arī izņēmumi saistībā ar " neveiksme» elektroni, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Sestajā un septītajā periodā parādās f-elementi, t.i., elementi, kuros ir aizpildīti attiecīgi trešā ārējā elektroniskā slāņa 4f- un 5f-apakšlīmeņi.

4f elementus sauc par lantanīdiem.

5f elementus sauc par aktinīdiem.

Elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secība sestā perioda elementu atomos: 55 Cs un 56 Ba - 6s-elementi; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elements; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementi. Bet pat šeit ir elementi, kuros tiek “pārkāpta” elektronisko orbitāļu piepildīšanas secība, kas, piemēram, ir saistīta ar lielāku enerģijas stabilitāti pusi un pilnībā aizpildītu f-apakšlīmeņu, t.i., nf 7 un nf 14. Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir pēdējais piepildīts ar elektroniem, visi elementi tiek sadalīti četrās elektronu saimēs jeb blokos:

• s-elementi. Atoma ārējā līmeņa s-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; s-elementi ietver ūdeņradi, hēliju un I un II grupas galveno apakšgrupu elementus.

• p-elementi. Atoma ārējā līmeņa p-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; p-elementi ietver III-VIII grupu galveno apakšgrupu elementus.

• d-elementi. Atoma preārējā līmeņa d-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; d-elementi ietver I-VIII grupas sekundāro apakšgrupu elementus, t.i., lielu periodu starpkalāru dekāžu elementus, kas atrodas starp s- un p-elementiem. Tos sauc arī par pārejas elementiem.

• f-elementi. Atoma trešā ārējā līmeņa f-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; tajos ietilpst lantanīdi un antinoīdi.

Šveices fiziķis V. Pauli 1925. gadā konstatēja, ka atomā vienā orbitālē var atrasties ne vairāk kā divi elektroni, kuriem ir pretēji (pretparalēli) spini (tulkojumā no angļu valodas - “spindle”), t.i., kuriem ir tādas īpašības, kuras nosacīti var iedomāties. kā elektrona griešanās ap savu iedomāto asi: pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam.

Šo principu sauc Pauli princips. Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, ja ir divi, tad tie ir pārī savienoti elektroni, tas ir, elektroni ar pretējiem spiniem. Attēlā parādīta diagramma par enerģijas līmeņu sadalījumu apakšlīmeņos un to aizpildīšanas secību.

Ļoti bieži atomu elektronu apvalku struktūra tiek attēlota, izmantojot enerģijas vai kvantu šūnas - tās pieraksta tā saucamās grafiskās elektroniskās formulas. Šim ierakstam izmanto šādu apzīmējumu: katra kvantu šūna ir apzīmēta ar šūnu, kas atbilst vienai orbitālei; katrs elektrons ir norādīts ar bultiņu, kas atbilst spina virzienam. Rakstot grafisko elektronisko formulu, jāatceras divi noteikumi: Pauli princips un F. Hunda likums, saskaņā ar kuru elektroni aizņem brīvās šūnas, vispirms pa vienam un tajā pašā laikā ir vienāda spina vērtība, un tikai pēc tam sapārojas, bet spini pēc Pauli principa jau būs pretēji vērsti.

Hunda likums un Pauli princips

Hunda likums- kvantu ķīmijas noteikums, kas nosaka noteikta apakšslāņa orbitāļu aizpildīšanas secību un ir formulēts šādi: šī apakšslāņa elektronu spina kvantu skaita kopējai vērtībai jābūt maksimālai. Formulēja Frīdrihs Hunds 1925. gadā.

Tas nozīmē, ka katrā no apakšslāņa orbitālēm vispirms tiek piepildīts viens elektrons, un tikai pēc tam, kad neaizpildītās orbitāles ir izsmeltas, šai orbitālei tiek pievienots otrs elektrons. Šajā gadījumā vienā orbitālē atrodas divi elektroni ar pusveseliem pretējās zīmes spiniem, kuri sapārojas (veido divu elektronu mākoni) un rezultātā orbitāles kopējais spins kļūst vienāds ar nulli.

Cits formulējums: Zem enerģētikas atrodas atomu termins, kuram ir izpildīti divi nosacījumi.

1. Daudzkārtība ir maksimāla
2. Kad reizinājumi sakrīt, kopējais orbītas impulss L ir maksimālais.

Analizēsim šo noteikumu, izmantojot p-apakšlīmeņa orbitāļu aizpildīšanas piemēru lpp- otrā perioda elementi (tas ir, no bora līdz neonam (zemāk redzamajā diagrammā horizontālās līnijas norāda orbitāles, vertikālās bultiņas norāda elektronus, un bultiņas virziens norāda uz spina orientāciju).

Klečkovska valdīšana

Klečkovska likums - pieaugot kopējam elektronu skaitam atomos (palielinoties to kodolu lādiņiem vai ķīmisko elementu kārtas skaitam), atomu orbitāles tiek apdzīvotas tā, ka elektronu parādīšanās augstākas enerģijas orbitālēs ir atkarīga tikai no galvenais kvantu skaitlis n un nav atkarīgs no visiem pārējiem kvantu skaitļiem.skaitļi, ieskaitot tos no l. Fiziski tas nozīmē, ka ūdeņradim līdzīgā atomā (ja nav starpelektronu atgrūšanas) elektrona orbitālo enerģiju nosaka tikai elektrona lādiņa blīvuma telpiskais attālums no kodola un nav atkarīgs no tā kustības iezīmēm. kodola laukā.

Klečkovska empīriskais noteikums un no tā izrietošās nedaudz pretrunīgas atomu orbitāļu reālās enerģijas secības secības tikai divos viena tipa gadījumos: atomiem Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, ir elektrona “neatteice” ar ārējā slāņa s - apakšlīmeni uz iepriekšējā slāņa d-apakšlīmeni, kas noved pie enerģētiski stabilāka atoma stāvokļa, proti: pēc orbitāles 6 piepildīšanas ar diviem. elektroni s