Теориястроения атома основана на законах, описывающих движение микрочастиц(электронов, атомов, молекул) и их систем (например, кристаллов). Массы иразмеры микрочастиц чрезвычайно малы по сравнению с массами и размерамимакроскопических тел. Поэтому свойства и закономерности движения отдельныхмикрочастиц отличаются от свойств и закономерностей движения макроскопическихтел, изучаемых классической физикой. Движение и взаимодействие микрочастицописывает квантовая механика, которая основывается на представлении оквантовании энергии, волновом характере движения микрочастиц и вероятностном(статистическом) методе описания микрообъектов.

Примерно вначале XX в. исследования явлений (фотоэффект, атомныеспектры) привели к выводу, что энергия распространяется и передаётся,поглощается и испускается не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями –квантами. Энергия системы микрочастиц также может принимать определённыезначения, которые являются кратными частицами квантов.

Предположениео квантовании энергии впервые было высказано М. Планком в 1900 г. и былообосновано Эйнштейном в 1905 г.: энергия кванта /> зависит от частоты излучения />: />, где (1)

/> – постояннаяПланка (/>)

Частотаколебаний /> идлина волны /> связанысоотношением: />,

где /> – скоростьсвета.

Согласносоотношению (1), чем меньше />, тем больше энергия кванта /> и наоборот. Такимобразом, ультрафиолетовые и рентгеновские лучи обладают большей энергией, чемскажем радиоволны и инфракрасные лучи. Для описания электромагнитного излученияпривлекают как волновые, так и корпускулярные представления: с одной сторонымонохроматическое излучение распространяется как волна и характеризуется длинойволны />, сдругой стороны оно состоит из микрочастиц – фотонов, переносящих кванты энергии.

Явление дифракцииэлектромагнитного излучения доказывает его волновую природу. В то же времяэлектромагнитное излучение обладает энергией, массой, производит давление. Так,вычислено, что за 1 год масса Солнца уменьшается за счёт излучения на />.

В 1924 г. Луиде Бройль предложил распространить корпускулярно-волновые представления на всемикрочастицы, т.е. движение любой микрочастицы рассматривать как волновой процесс.Математически это выражается соотношением де Бройля, согласно которому частицемассой />,движущейся со скоростью />, соответствует волна длиной />: />, (2)

/> – импульсчастицы.

Гипотеза деБройля была экспериментально подтверждена обнаружением дифракционного иинтерферентного эффектов потока электронов.

Согласно соотношению(2) движению электрона (/>, />) отвечает волна длиной />, т.е. её длинасоизмерима с размерами атомов.

В 1925 г. Шрёдингерпредположил, что состояние движения электрона в атоме должно описыватьсяуравнением стоячей электромагнитной волны. Он получил уравнение, котороеэнергию электрона связывает с пространством Декартовых координат и такназываемой волновой функцией />, которая соответствует амплитуде3-х мерного волнового процесса:

/>, где

/> – полнаяэнергия электрона

/> –потенциальная энергия электрона

/> – втораячастная производная

Уравнение Шредингерапозволяет найти волновую функцию /> как функцию координат. Физическийсмысл волновой функции в том, что квадрат её модуля определяет вероятностьнахождения электрона в элементарном объёме />, т.е. характеризует электроннуюплотность.Т. к. электрон обладает свойствами волны и частицы, мы не можемопределить его положение в пространстве в определённый момент времени. Электронразмазан, т.е. делокализирован в пространстве атома. В этом заключается принципГейзенберга.

Микрочастица,так же как и волна не имеет одновременно точных значений координат и импульса. Этопроявляется в том, что чем точнее определяется координаты частицы, темнеопределеннее её импульс, и наоборот. Поэтому мы говорим о максимальновероятном нахождении электрона в данном месте в определённый момент времени. Таобласть пространства, где >90% находится электрон называется атомнойорбиталью. Уравнение Шредингера имеет множество решений, но физическиосмысленное решение только в определённых условиях.

Для описаниястоячей волны, образованной в атоме движущимся электроном, т.е. для нахожденияволновой функции /> необходимы квантовые числа.

В 3-х мерномпространстве 4-мя квантовыми числами описывается состояние электрона:

Главноеквантовое число /> характеризует удалённостьэлектрона от ядра и определяет его энергию (чем больше />, тем больше энергия электрона итем меньше энергия связи с ядром). /> принимает целочисленные значенияот 1 до ¥.

Состояниеэлектрона характеризующееся различными значениями главного квантового числа />, называетсяэлектронным слоем (электронной оболочкой, энергетическим уровнем). Ониобозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, 5, … или соответственно буквами K, L, M, N, O ….

Квантовоесостояние атома с наименьшей энергией – основное состояние, а с более высокой –возбуждённое состояние. Переход электрона с одного уровня на другойсопровождается либо поглощением, либо выделением энергии: />.

Побочноеквантовое (орбитальное, азимутальное) число /> (принимает все целочисленныезначения от 0 до (n-1)).

Орбиталь 1 1s 2 0,1 2s,2p 3 0,1,2 3s,3p,3d

Состояниеэлектрона характеризующееся различными значениями побочного квантового числа /> называется энергетическимподуровнем. В пределах каждого уровня с увеличением />, растёт энергия орбитали.

Каждомузначению /> соответствуетопределённая форма орбитали (например, при /> – это сфера, центр которойсовпадает с ядром).

Магнитноеквантовое число /> характеризует ориентацию орбиталив пространстве (принимает все целочисленные значения от — /> до +/>).

Например,для /> />. В пределахкаждого подуровня орбиталь имеет одинаковую энергию.

Спиновоеквантовое число /> характеризует вращательныймомент, который приобретает электрон в результате собственного вращения вокругсвоей оси (принимает два значения: /> – вращение по часовой стрелке, /> – вращениепротив часовой стрелки).

Атомныеорбитали заполняются электронами в соответствии с 3-мя принципами:

Принципустойчивости (принцип min энергии): Каждая новая орбитальзаполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, т.е. болееустойчивые (с min энергией) орбитали.

Энергияатомных орбиталей возрастает следующим образом:

ПравилоКлечковского: заполнение электронами атомных орбиталей происходит в соответствиис увеличением суммы главного /> и побочного /> квантовых чисел; если /> одинакова, тоатомная орбиталь заполняется от больших /> и меньших /> к меньшим /> и большим />.

Орбиталь 1 1 1s 2 2 2s 1 3 2p 3 3 3s 1 4 3p 2 5 3d 4 4 4s 1 5 4p 2 6 4d 3 7 4f 5 5 5s 1 6 5p 2 7 5d 3 8 5f 4 9 5g 6 6 6s

ПринципПаули: в атоме не может быть 2 электрона, у которых 4 одинаковых квантовыхчисла. Следовательно, на 1-ой орбитали могут находиться не более 2-х электронов,отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа. Отсюдаследует, что максимальное количество электронов на энергетическом уровне />, наэнергетическом подуровне />.

Пример:

/> /> />

Правило Хунда:электроны располагаются на орбиталях равной энергии таким образом, чтобы ихсуммарный спин был максимальный. Это означает, что первоначально электронызаполняют все свободные орбитали данного подуровня по 1-му, имея при этомпараллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей 2-миэлектронами.

Пример:

/> /> Px Py Pz

↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑ K L M

1 2 3

1 1 2

-1 +1 -1 +1

↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑

Количествонеспаренных электронов на внешнем уровне определяет валентность элемента, т.е. способностьобразовывать химические связи с другими атомами. В большинстве случаев, но невсегда.

/> 5 /> /> 4 />

4 /> 3 />

3 /> 2 />

2 /> 1 />

1 />

Периодическийзакон (1869 г): свойства простых тел, а также свойства и формы соединенийэлементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весовэлементов.

До появлениясведений о сложном строении атома основной характеристикой элемента служилатомный вес (относительная атомная масса). Развитие теории строения атомапривело к установлению того факта, что главной характеристикой атома является положительныйзаряд ядра.

Всовременной формулировке периодический закон звучит: свойства химическихэлементов, а также формулы и свойства образуемых ими соединений находятся впериодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Физическойосновой структуры периодической системы элементов служит определённаяпоследовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере ростапорядкового номера элемента.

Взависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронамипоследним, различают 4 типа элементов:

/> –элементы (последним заполняется />-подуровень внешнегоэнергетического уровня)

/> – элементы (последнимзаполняется />-подуровеньвнешнего энергетического уровня)

/> – элементы(последним заполняется />-подуровень предпоследнего энергетическогоуровня)

/> – элементы(последним заполняется />-подуровень 3-го снаружи энергетическогоуровня).

Горизонтальнорасполагаются периоды – последовательный ряд элементов, электронная конфигурациявнешнего энергетического уровня которых изменяется от /> до />. Номер периода совпадает созначением главного квантового числа /> внешнего энергетического уровня.

Вертикальнорасполагаются группы – элементы имеющие сходное электронное строение. Уэлементов главной подгруппы последним заполняется /> и /> подуровни внешнегоэнергетического уровня, у элементов побочной подгруппы происходит заполнениевнутренних /> и/> подуровней.Одинаковый номер группы, как правило, определяет число электронов, котороеможет участвовать в образовании химических связей.

Вопросы для самоконтроля

Квантово-механическаямодель атома.

Уравнения деБройля и Шредингера.

Принципнеопределенности Гейзенберга.

Атомнаяорбиталь, квантовые числа.

Правилазаполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правилоКлечковского, правила Паули и Гунда).

Периодическийзакон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).

www.ronl.ru

Электронное строение атома Периодический закон

Лекция № 2 и 3

Электронное строение атома.

Периодический закон.

Квантово-механическая модель атома. Атомные орбитали. Квантовые числа.

Правила заполнения электронами атомных орбиталей. Валентность.

Периодический закон. Периодическая система.

Теория строения атома основана на законах, описывающих движение микрочастиц (электронов, атомов, молекул) и их систем (например, кристаллов). Массы и размеры микрочастиц чрезвычайно малы по сравнению с массами и размерами макроскопических тел. Поэтому свойства и закономерности движения отдельных микрочастиц отличаются от свойств и закономерностей движения макроскопических тел, изучаемых классической физикой. Движение и взаимодействие микрочастиц описывает квантовая механика, которая основывается на представлении о квантовании энергии, волновом характере движения микрочастиц и вероятностном (статистическом) методе описания микрообъектов.

Примерно в начале XX в. исследования явлений (фотоэффект, атомные спектры) привели к выводу, что энергия распространяется и передаётся, поглощается и испускается не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями – квантами. Энергия системы микрочастиц также может принимать определённые значения, которые являются кратными частицами квантов.

Предположение о квантовании энергии впервые было высказано М. Планком в 1900 г. и было обосновано Эйнштейном в 1905 г.: энергия кванта зависит от частоты излучения : , где (1)

– постоянная Планка ()

Частота колебаний и длина волны связаны соотношением: ,

где – скорость света.

Согласно соотношению (1), чем меньше , тем больше энергия кванта и наоборот. Таким образом, ультрафиолетовые и рентгеновские лучи обладают большей энергией, чем скажем радиоволны и инфракрасные лучи. Для описания электромагнитного излучения привлекают как волновые, так и корпускулярные представления: с одной стороны монохроматическое излучение распространяется как волна и характеризуется длиной волны , с другой стороны оно состоит из микрочастиц – фотонов, переносящих кванты энергии.

Явление дифракции электромагнитного излучения доказывает его волновую природу. В то же время электромагнитное излучение обладает энергией, массой, производит давление. Так, вычислено, что за 1 год масса Солнца уменьшается за счёт излучения на .

В 1924 г. Луи де Бройль предложил распространить корпускулярно-волновые представления на все микрочастицы, т.е. движение любой микрочастицы рассматривать как волновой процесс. Математически это выражается соотношением де Бройля, согласно которому частице массой , движущейся со скоростью , соответствует волна длиной : , (2)

– импульс частицы.

Гипотеза де Бройля была экспериментально подтверждена обнаружением дифракционного и интерферентного эффектов потока электронов.

Согласно соотношению (2) движению электрона (, ) отвечает волна длиной , т.е. её длина соизмерима с размерами атомов.

В 1925 г. Шрёдингер предположил, что состояние движения электрона в атоме должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны. Он получил уравнение, которое энергию электрона связывает с пространством Декартовых координат и так называемой волновой функцией , которая соответствует амплитуде 3-х мерного волнового процесса:

, где

– полная энергия электрона

– потенциальная энергия электрона

– вторая частная производная

Уравнение Шредингера позволяет найти волновую функцию как функцию координат. Физический смысл волновой функции в том, что квадрат её модуля определяет вероятность нахождения электрона в элементарном объёме , т.е. характеризует электронную плотность.Т. к. электрон обладает свойствами волны и частицы, мы не можем определить его положение в пространстве в определённый момент времени. Электрон размазан, т.е. делокализирован в пространстве атома. В этом заключается принцип Гейзенберга.

Микрочастица, так же как и волна не имеет одновременно точных значений координат и импульса. Это проявляется в том, что чем точнее определяется координаты частицы, тем неопределеннее её импульс, и наоборот. Поэтому мы говорим о максимально вероятном нахождении электрона в данном месте в определённый момент времени. Та область пространства, где >90% находится электрон называется атомной орбиталью. Уравнение Шредингера имеет множество решений, но физически осмысленное решение только в определённых условиях.

Для описания стоячей волны, образованной в атоме движущимся электроном, т.е. для нахождения волновой функции необходимы квантовые числа.

В 3-х мерном пространстве 4-мя квантовыми числами описывается состояние электрона:

Главное квантовое число характеризует удалённость электрона от ядра и определяет его энергию (чем больше , тем больше энергия электрона и тем меньше энергия связи с ядром). принимает целочисленные значения от 1 до ¥.

Состояние электрона характеризующееся различными значениями главного квантового числа , называется электронным слоем (электронной оболочкой, энергетическим уровнем). Они обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, 5, … или соответственно буквами K, L, M, N, O ….

Квантовое состояние атома с наименьшей энергией – основное состояние, а с более высокой – возбуждённое состояние. Переход электрона с одного уровня на другой сопровождается либо поглощением, либо выделением энергии: .

Побочное квантовое (орбитальное, азимутальное) число (принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1)).

		Орбиталь
1	0	1s
2	0,1	2s,2p
3	0,1,2	3s,3p,3d

Состояние электрона характеризующееся различными значениями побочного квантового числа называется энергетическим подуровнем. В пределах каждого уровня с увеличением , растёт энергия орбитали.

Каждому значению соответствует определённая форма орбитали (например, при – это сфера, центр которой совпадает с ядром).

Магнитное квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве (принимает все целочисленные значения от - до +).

Например, для . В пределах каждого подуровня орбиталь имеет одинаковую энергию.

Спиновое квантовое число характеризует вращательный момент, который приобретает электрон в результате собственного вращения вокруг своей оси (принимает два значения: – вращение по часовой стрелке, – вращение против часовой стрелки).

Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 3-мя принципами:

Принцип устойчивости (принцип min энергии): Каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, т.е. более устойчивые (с min энергией) орбитали.

Энергия атомных орбиталей возрастает следующим образом:

Правило Клечковского: заполнение электронами атомных орбиталей происходит в соответствии с увеличением суммы главного и побочного квантовых чисел; если одинакова, то атомная орбиталь заполняется от больших и меньших к меньшим и большим .

			Орбиталь
1	0	1	1s
2	0	2	2s
2	1	3	2p
3	0	3	3s
	1	4	3p
	2	5	3d
4	0	4	4s
	1	5	4p
	2	6	4d
	3	7	4f
5	0	5	5s
	1	6	5p
	2	7	5d
	3	8	5f
	4	9	5g
6	0	6	6s

Принцип Паули: в атоме не может быть 2 электрона, у которых 4 одинаковых квантовых числа. Следовательно, на 1-ой орбитали могут находиться не более 2-х электронов, отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа. Отсюда следует, что максимальное количество электронов на энергетическом уровне , на энергетическом подуровне .

Пример:

Правило Хунда: электроны располагаются на орбиталях равной энергии таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальный. Это означает, что первоначально электроны заполняют все свободные орбитали данного подуровня по 1-му, имея при этом параллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей 2-ми электронами.

Пример:

Px Py Pz

K	L				M
1	2				3
0	0	1			0	1			2
0	0	-1	0	+1	0	-1	0	+1
↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑

Количество неспаренных электронов на внешнем уровне определяет валентность элемента, т.е. способность образовывать химические связи с другими атомами. В большинстве случаев, но не всегда.

5 4

4 3

3 2

2 1

Периодический закон (1869 г): свойства простых тел, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

До появления сведений о сложном строении атома основной характеристикой элемента служил атомный вес (относительная атомная масса). Развитие теории строения атома привело к установлению того факта, что главной характеристикой атома является положительный заряд ядра.

В современной формулировке периодический закон звучит: свойства химических элементов, а также формулы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Физической основой структуры периодической системы элементов служит определённая последовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере роста порядкового номера элемента.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают 4 типа элементов:

– элементы (последним заполняется -подуровень внешнего энергетического уровня)

– элементы (последним заполняется -подуровень предпоследнего энергетического уровня)

– элементы (последним заполняется -подуровень 3-го снаружи энергетического уровня).

Горизонтально располагаются периоды – последовательный ряд элементов, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от до . Номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего энергетического уровня.

Вертикально располагаются группы – элементы имеющие сходное электронное строение. У элементов главной подгруппы последним заполняется и подуровни внешнего энергетического уровня, у элементов побочной подгруппы происходит заполнение внутренних и подуровней. Одинаковый номер группы, как правило, определяет число электронов, которое может участвовать в образовании химических связей.

Вопросы для самоконтроля

Квантово-механическая модель атома.

Уравнения де Бройля и Шредингера.

Принцип неопределенности Гейзенберга.

Атомная орбиталь, квантовые числа.

Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда).

Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).

www.referatmix.ru

Доклад - Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атома

1. формулировка периодического закона

Д. И. Менделеева в свете теории строения атома.

Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым явились вершиной развития химии в XIX веке. Обширная сумма знаний о свойствах 63 элементов, известных к тому времени, была приведена в стройный порядок.

Д. И. Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон.

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Весь ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, Менделеев разбил на периоды, внутри которых свойства элементов изменяются последовательно, разместив периоды так, чтобы выделить сходные элементы.

Однако, несмотря на огромную значимость такого вывода, периодический закон и система Менделеева представляли лишь гениальное обобщение фактов, а их физический смысл долгое время оставался непонятным. Лишь в результате развития физики XX века — открытия электрона, радиоактивности, разработки теории строения атома — молодой, талантливый английский физик Г. Мозле установил, что величина зарядов ядер атомов последовательно возрастает от элемента к элементу на единицу. Этим открытием Мозле подтвердил гениальную догадку Менделеева, который втрех местах периодической таблицы отошел от возрастающей последовательности атомных весов.

Так, при ее составлении Менделеев поставил 27 Со перед 28 Ni, 52 Ti перед 5 J, 18 Аг перед 19 К, несмотря на то, что это противоречило формулировке периодического закона, то есть расположению элементов в порядке увеличения их атомных весов.

Согласно закону Мозле заряды ядерданных элементов соответствовали положению их в таблице.

В связи с открытием закона Мозле современная формулировка периодического закона следующая:

свойство элементов, а так же формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов.

Итак, главной характеристикой атома является не атомная масса, а величина положительного заряда ядра. Это более общая точная характеристика атома, а значит, и элемента. От величины положительного заряда ядра атома зависят все свойства Элемента и его положение в периодической системе. Таким образом, порядковый номер химического элемента численно совпадает с зарядом ядра его атома. Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона и отражает строение атомов элементов.

Теория строения атома объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительного заряда атомных ядер от 1-до 110 приводит к периодическому повторению у атомов элементов строения внешнего энергетического уровня. А поскольку от числа электронов на внешнем уровне в основном зависят свойства элементов; то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона.

В качестве примера рассмотрим изменение свойств у первых и последних элементов периодов. Каждый период в периодической системе начинается элементами атомы, которых на внешнем уровне имеют один s-электрон (незавершенные внешние уровни) и потому проявляют сходные свойства — легко отдают валентные электроны, что обуславливает их металлический характер. Это щелочные металлы — Li, Na, К, Rb, Cs.

Заканчивается период элементами, атомы которых на внешнем уровне содержат 2 (s2 ) электрона (в первом периоде) или 8 (s1 p6 )электронов (во всех последующих), то есть имеют завершенный внешний уровень. Это благородные газы Не, Ne, Ar, Kr, Xe, имеющие инертные свойства.

Именно вследствие сходства строения внешнего энергетического уровня похожи их физические и химические свойства.

В каждом периоде с возрастанием порядкового номера элементов металлические свойства постепенно ослабевают и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом. В каждом периоде с возрастанием порядкового номера элементов металлические свойства постепенно ослабевают и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом.

В свете учения о строении атома становится понятным разделение всех элементов на семь периодов, сделанное Д. И. Менделеевым. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атома, то есть положение элементов в периодической системе обусловлено строением их атомов. В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа.

1. s-элементы. Заполняется s-подуровень внешнего уровня (s1 — s2 ). Сюда относятся первые два элемента каждого периода.

2. р-элементы. Заполняется р-подуровень внешнего уровня (р1 — p6 )-Сюда относятся последние шесть элементов каждого периода, начиная со второго.

3. d-элементы. Заполняется d-подуровень последнего уровня (d1 — d10 ), а на последнем (внешнем) уровне остается 1 или 2 электрона. К ним относятся элементы вставных декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f-элементы. Заполняется f-подуровень глубинного (треть его снаружи) уровня (f1 —f14 ), а строение внешнего электронного уровня остается неизменным. Это лантаноиды и актиноиды, находящиеся в шестом и седьмом периодах.

Таким образом, число элементов в периодах (2-8-18-32) соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом — два, на втором — восемь, на третьем — восемнадцать, а на четвертом — тридцать два электрона. Деление групп на подгруппы (главную и побочную) основано на различии в заполнении электронами энергетических уровней. Главную подгруппу составляют s — и p-элементы, а побочную подгруппу — d-элементы. В каждой группе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних (последних) уровнях число электронов, равное номеру группы. Это так называемые — валентные электроны.

У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем и состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Отсюда следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы.

С позиций теории строения атома легко объясняется возрастание металлических свойств элементов в каждой группе с ростом заряда ядра атома. Сравнивая, например, распределение электронов по уровням в атомах 9 F (1s2 2s2 2р5 ) и 53J(1s2 2s2 2р6 3s2 Зр63d10 4s2 4р6 4 d 10 5s2 5p5 ) можно отметить, что у них по 7 электронов на внешнем уровне, что указывает на сходство свойств. Однако внешние электроны в атоме йода находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются. По этой причине атомы йода могут отдавать электроны или, иными словами, проявлять металлические свойства, что нехарактерно для фтора.

Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:

а) изменение свойств элементов по горизонтали — в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;

б) изменение свойств элементов по вертикали — в группе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Таким образом: по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов периодически изменяется строение их электронных оболочек, что является причиной периодического изменения их свойств.

3. Структура периодической Системы Д. И. Менделеева.

Периодическая система Д. И. Менделеева подразделяется на семь периодов – горизонтальных последовательностей элементов, расположенных по возрастанию порядкового номера, и восемь групп – последовательностей элементов обладающих однотипной электронной конфигурацией атомов и сходными химическими свойствами.

Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает два элемента, второй и третий периоды – по восемь, четвёртый и пятый – по восемнадцать, шестой – тридцать два, седьмой (незавершённый) – двадцать один элемент.

Каждый период (исключая первый) начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом.

Элементы 2 и 3 периодов называются типическими.

Малые периоды состоят из одного ряда, большие – из двух рядов: чётного (верхнего) и нечётного (нижнего). В чётных рядах больших периодов расположены металлы, и свойства элементов слева направо изменяются слабо. В нечётных рядах больших периодов свойства элементов изменяются слева направо, как у элементов 2 и 3 периодов.

В периодической системе для каждого элемента указывается его символ и порядковый номер, название элемента и его относительная атомная масса. Координатами положения элемента в системе является номер периода и номер группы.

Элементы с порядковыми номерами 58-71, именуемыми лантаноидами, и элементы с номерами 90-103 — актиноиды – помещаются отдельно внизу таблицы.

Группы элементов, обозначаемые римскими цифрами, делятся на главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы содержат 5 элементов (или более). В побочные подгруппы входят элементы периодов, начиная с четвёртого.

Химические свойства элементов обуславливаются строением их атома, а точнее строением электронной оболочки атомов. Сопоставление строения электронных оболочек с положением элементов в периодической системе позволяет установить ряд важных закономерностей:

1. Номер периода равен общему числу энергетических уровней, заполняемых электронами, у атомов данного элемента.

2. В малых периодах и нечётных рядах больших периодов с ростом положительного заряда ядер возрастает число электронов на внешнем энергетическом уровне. С этим связано ослабление металлических и усиление неметаллических свойств элементов слева направо.

Номер группы, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей (валентных электронов).

В подгруппах с ростом положительного заряда ядер атомов элементов усиливаются их металлические и ослабляются неметаллические свойства.

www.ronl.ru

Электронное строение атома. Периодический закон

Главная » Рефераты » Текст работы «Электронное строение атома. Периодический закон - Химия»

Лекция № 2 и 3Электронное строение атома. Периодический закон. Квантово-механическая модель атома. Атомные орбитали. Квантовые числа. Правила заполнения электронами атомных орбиталей. Валентность. Периодический закон. Периодическая система. Теория строения атома основана на законах, описывающих движение микрочастиц (электронов, атомов, молекул) и их систем (например, кристаллов). Массы и размеры микрочастиц чрезвычайно малы по сравнению с массами и размерами макроскопических тел. В связи с этим свойства и закономерности движения отдельных микрочастиц отличаются от свойств и закономерностей движения макроскопических тел, изучаемых классической физикой. Движение и взаимодействие микрочастиц описывает квантовая механика, которая основывается на представлении о квантовании энергии, волновом характере движения микрочастиц и вероятностном (статистическом) методе описания микрообъектов. Примерно в начале XX в. исследования явлений (фотоэффект, атомные сᴨȇктры) привели к выводу, что энергия распространяется и ᴨȇредаётся, поглощается и испускается не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями - квантами. Энергия системы микрочастиц также может принимать определённые значения, которые являются кратными частицами квантов. Предположение о квантовании энергии вᴨȇрвые было высказано М. Планком в 1900 г. и было обосновано Эйнштейном в 1905 г.: энергия кванта зависит от частоты излучения : , где (1) - постоянная Планка () Частота колебаний и длина волны связаны соотношением: ,где - скорость света. Согласно соотношению (1), чем меньше , тем больше энергия кванта и наоборот. Итак, ультрафиолетовые и рентгеновские лучи обладают большей энергией, чем скажем радиоволны и инфракрасные лучи. Для описания электромагнитного излучения привлекают как волновые, так и корпускулярные представления: с одной стороны монохроматическое излучение распространяется как волна и характеризуется длиной волны , с другой стороны оно состоит из микрочастиц - фотонов, ᴨȇреносящих кванты энергии. Явление дифракции электромагнитного излучения доказывает его волновую природу. В то же время электромагнитное излучение обладает энергией, массой, производит давление. Так, вычислено, что за 1 год масса Солнца уменьшается за счёт излучения на . В 1924 г. Луи де Бройль предложил распространить корпускулярно-волновые представления на все микрочастицы, т.е. движение любой микрочастицы рассматривать как волновой процесс. Математически это выражается соотношением де Бройля, согласно которому частице массой , движущейся со скоростью , соответствует волна длиной : , (2) - импульс частицы. Гипотеза де Бройля была эксᴨȇриментально подтверждена обнаружением дифракционного и интерферентного эффектов потока электронов. Согласно соотношению (2) движению электрона (, ) отвечает волна длиной , т.е. её длина соизмерима с размерами атомов. В 1925 г. Шрёдингер предположил, что состояние движения электрона в атоме должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны. Он получил уравнение, которое энергию электрона связывает с пространством Декартовых координат и так называемой волновой функцией , которая соответствует амплитуде 3-х мерного волнового процесса: , где - полная энергия электрона - потенциальная энергия электрона - вторая частная производнаяУравнение Шредингера позволяет найти волновую функцию как функцию координат. Физический смысл волновой функции в том, что квадрат её модуля определяет вероятность нахождения электрона в элементарном объёме , т.е. характеризует электронную плотность.Т. к. электрон обладает свойствами волны и частицы, мы не можем определить его положение в пространстве в определённый момент времени. Электрон размазан, т.е. делокализирован в пространстве атома. В этом заключается принцип Гейзенберга. Микрочастица, так же как и волна не имеет одновременно точных значений координат и импульса. Это проявляется в том, что чем точнее определяется координаты частицы, тем неопределеннее её импульс, и наоборот. В связи с этим мы говорим о максимально вероятном нахождении электрона в данном месте в определённый момент времени. Та область пространства, где >90% находится электрон называется атомной орбиталью. Уравнение Шредингера имеет множество решений, но физически осмысленное решение только в определённых условиях. Для описания стоячей волны, образованной в атоме движущимся электроном, т.е. для нахождения волновой функции необходимы квантовые числа. В 3-х мерном пространстве 4-мя квантовыми числами описывается состояние электрона: Главное квантовое число характеризует удалённость электрона от ядра и определяет его энергию (чем больше , тем больше энергия электрона и тем меньше энергия связи с ядром). принимает целочисленные значения от 1 до . Состояние электрона характеризующееся различными значениями главного квантового числа , называется электронным слоем (электронной оболочкой, энергетическим уровнем). Они обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, 5, … или соответственно буквами K, L, M, N, O …. Квантовое состояние атома с наименьшей энергией - основное состояние, а с более высокой - возбуждённое состояние. Переход электрона с одного уровня на другой сопровождается либо поглощением, либо выделением энергии: . Побочное квантовое (орбитальное, азимутальное) число (принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1)).

		Орбиталь
1	0	1s
2	0,1	2s,2p
3	0,1,2	3s,3p,3d

Каждому значению соответствует определённая форма орбитали (например, при - это сфера, центр которой совпадает с ядром).

Например, для . В пределах каждого подуровня орбиталь имеет одинаковую энергию.

Спиновое квантовое число характеризует вращательный момент, который приобретает электрон в результате собственного вращения вокруг своей оси (принимает два значения: - вращение по часовой стрелке, - вращение против часовой стрелки).

Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 3-мя принципами:

Принцип устойчивости (принцип min энергии): Каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, т.е. более устойчивые (с min энергией) орбитали.

Энергия атомных орбиталей возрастает следующим образом:

			Орбиталь
1	0	1	1s
2	0	2	2s
	1	3	2p
3	0	3	3s
	1	4	3p
	2	5	3d
4	0	4	4s
	1	5	4p
	2	6	4d
	3	7	4f
5	0	5	5s
	1	6	5p
	2	7	5d
	3	8	5f
	4	9	5g
6	0	6	6s

Принцип Паули: в атоме не может быть 2 электрона, у котоҏыҳ 4 одинаковых квантовых числа. Следовательно, на 1-ой орбитали могут находиться не более 2-х электронов, отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа. Отсюда следует, что максимальное количество электронов на энергетическом уровне , на энергетическом подуровне .

Пример:

Правило Хунда: электроны располагаются на орбиталях равной энергии таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальный. Это означает, что ᴨȇрвоначально электроны заполняют все свободные орбитали данного подуровня по 1-му, имея при этом параллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей 2-ми электронами.

Пример:

Px Py Pz

K	L	M
1	2				3
0	0	1			0	1			2
0	0	-1	0	+1	0	-1	0	+1
v^	v^	v^	v^	v^	v^	v^	v^	v^

Количество неспаренных электронов на внешнем уровне определяет валентность элемента, т.е. способность образовывать химические связи с другими атомами. В большинстве случаев, но не всегда.

5 4

4 3

3 2

2 1

Периодический закон (1869 г): свойства простых тел, а также свойства и формы соединений элементов находятся в ᴨȇриодической зависимости от величины атомных весов элементов.

До появления сведений о сложном строении атома основной характеристикой элемента служил атомный вес (относительная атомная масса). Развитие теории строения атома привело к установлению того факта, что главной характеристикой атома является положительный заряд ядра.

В современной формулировке ᴨȇриодический закон звучит: свойства химических элементов, а также формулы и свойства образуемых ими соединений находятся в ᴨȇриодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Физической основой структуры ᴨȇриодической системы элементов служит определённая последовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере роста порядкового номера элемента.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают 4 типа элементов:

- элементы (последним заполняется -подуровень внешнего энергетического уровня)

- элементы (последним заполняется -подуровень предпоследнего энергетического уровня)

- элементы (последним заполняется -подуровень 3-го снаружи энергетического уровня).

Горизонтально располагаются ᴨȇриоды - последовательный ряд элементов, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня котоҏыҳ изменяется от до . Номер ᴨȇриода совпадает со значением главного квантового числа внешнего энергетического уровня.

Вертикально располагаются группы - элементы имеющие сходное электронное строение. У элементов главной подгруппы последним заполняется и подуровни внешнего энергетического уровня, у элементов побочной подгруппы происходит заполнение внутренних и подуровней. Одинаковый номер группы, как правило, определяет число электронов, которое может участвовать в образовании химических связей.

Вопросы для самоконтроляКвантово-механическая модель атома. Уравнения де Бройля и Шредингера. Принцип неопределенности Гейзенберга. Атомная орбиталь, квантовые числа. Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда). Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица (ᴨȇриоды и группы).

Перейти в список рефератов, курсовых, контрольных и дипломов по дисциплине Химия

referatwork.ru

Электронное строение атома Периодический закон

Лекция № 2 и 3

Электронное строение атома.

Периодический закон.

Квантово-механическая модель атома. Атомные орбитали. Квантовые числа.

Правила заполнения электронами атомных орбиталей. Валентность.

Периодический закон. Периодическая система.

Теория строения атома основана на законах, описывающих движение микрочастиц (электронов, атомов, молекул) и их систем (например, кристаллов). Массы и размеры микрочастиц чрезвычайно малы по сравнению с массами и размерами макроскопических тел. Поэтому свойства и закономерности движения отдельных микрочастиц отличаются от свойств и закономерностей движения макроскопических тел, изучаемых классической физикой. Движение и взаимодействие микрочастиц описывает квантовая механика, которая основывается на представлении о квантовании энергии, волновом характере движения микрочастиц и вероятностном (статистическом) методе описания микрообъектов.

Примерно в начале XX в. исследования явлений (фотоэффект, атомные спектры) привели к выводу, что энергия распространяется и передаётся, поглощается и испускается не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями – квантами. Энергия системы микрочастиц также может принимать определённые значения, которые являются кратными частицами квантов.

Предположение о квантовании энергии впервые было высказано М. Планком в 1900 г. и было обосновано Эйнштейном в 1905 г.: энергия квантазависит от частоты излучения:, где (1)

– постоянная Планка ()

Частота колебанийи длина волнысвязаны соотношением:,

где– скорость света.

Согласно соотношению (1), чем меньше, тем больше энергия квантаи наоборот. Таким образом, ультрафиолетовые и рентгеновские лучи обладают большей энергией, чем скажем радиоволны и инфракрасные лучи. Для описания электромагнитного излучения привлекают как волновые, так и корпускулярные представления: с одной стороны монохроматическое излучение распространяется как волна и характеризуется длиной волны, с другой стороны оно состоит из микрочастиц – фотонов, переносящих кванты энергии.

Явление дифракции электромагнитного излучения доказывает его волновую природу. В то же время электромагнитное излучение обладает энергией, массой, производит давление. Так, вычислено, что за 1 год масса Солнца уменьшается за счёт излучения на.

В 1924 г. Луи де Бройль предложил распространить корпускулярно-волновые представления на все микрочастицы, т.е. движение любой микрочастицы рассматривать как волновой процесс. Математически это выражается соотношением де Бройля, согласно которому частице массой, движущейся со скоростью, соответствует волна длиной:, (2)

– импульс частицы.

Гипотеза де Бройля была экспериментально подтверждена обнаружением дифракционного и интерферентного эффектов потока электронов.

Согласно соотношению (2) движению электрона (,) отвечает волна длиной, т.е. её длина соизмерима с размерами атомов.

В 1925 г. Шрёдингер предположил, что состояние движения электрона в атоме должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны. Он получил уравнение, которое энергию электрона связывает с пространством Декартовых координат и так называемой волновой функцией, которая соответствует амплитуде 3-х мерного волнового процесса:

, где

– полная энергия электрона

– потенциальная энергия электрона

– вторая частная производная

Уравнение Шредингера позволяет найти волновую функциюкак функцию координат. Физический смысл волновой функции в том, что квадрат её модуля определяет вероятность нахождения электрона в элементарном объёме, т.е. характеризует электронную плотность.Т. к. электрон обладает свойствами волны и частицы, мы не можем определить его положение в пространстве в определённый момент времени. Электрон размазан, т.е. делокализирован в пространстве атома. В этом заключается принцип Гейзенберга.

Микрочастица, так же как и волна не имеет одновременно точных значений координат и импульса. Это проявляется в том, что чем точнее определяется координаты частицы, тем неопределеннее её импульс, и наоборот. Поэтому мы говорим о максимально вероятном нахождении электрона в данном месте в определённый момент времени. Та область пространства, где >90% находится электрон называется атомной орбиталью. Уравнение Шредингера имеет множество решений, но физически осмысленное решение только в определённых условиях.

В 3-х мерном пространстве 4-мя квантовыми числами описывается состояние электрона:

Главное квантовое числохарактеризует удалённость электрона от ядра и определяет его энергию (чем больше, тем больше энергия электрона и тем меньше энергия связи с ядром).принимает целочисленные значения от 1 до ¥.

Состояние электрона характеризующееся различными значениями главного квантового числа, называется электронным слоем (электронной оболочкой, энергетическим уровнем). Они обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, 5, … или соответственно буквами K, L, M, N, O ….

Квантовое состояние атома с наименьшей энергией – основное состояние, а с более высокой – возбуждённое состояние. Переход электрона с одного уровня на другой сопровождается либо поглощением, либо выделением энергии:.

Побочное квантовое (орбитальное, азимутальное) число(принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1)).

		Орбиталь
1	0	1s
2	0,1	2s,2p
3	0,1,2	3s,3p,3d

Состояние электрона характеризующееся различными значениями побочного квантового числаназывается энергетическим подуровнем. В пределах каждого уровня с увеличением, растёт энергия орбитали.

Каждому значениюсоответствует определённая форма орбитали (например, при– это сфера, центр которой совпадает с ядром).

Магнитное квантовое числохарактеризует ориентацию орбитали в пространстве (принимает все целочисленные значения от -до +).

Например, для. В пределах каждого подуровня орбиталь имеет одинаковую энергию.

Спиновое квантовое числохарактеризует вращательный момент, который приобретает электрон в результате собственного вращения вокруг своей оси (принимает два значения:– вращение по часовой стрелке,– вращение против часовой стрелки).

Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 3-мя принципами:

Принцип устойчивости (принцип min энергии): Каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, т.е. более устойчивые (с min энергией) орбитали.

Энергия атомных орбиталей возрастает следующим образом:

Правило Клечковского: заполнение электронами атомных орбиталей происходит в соответствии с увеличением суммы главногои побочногоквантовых чисел; еслиодинакова, то атомная орбиталь заполняется от большихи меньшихк меньшими большим.

			Орбиталь
1	0	1	1s
2	0	2	2s
2	1	3	2p
3	0	3	3s
	1	4	3p
	2	5	3d
4	0	4	4s
	1	5	4p
	2	6	4d
	3	7	4f
5	0	5	5s
	1	6	5p
	2	7	5d
	3	8	5f
	4	9	5g
6	0	6	6s

Принцип Паули: в атоме не может быть 2 электрона, у которых 4 одинаковых квантовых числа. Следовательно, на 1-ой орбитали могут находиться не более 2-х электронов, отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа. Отсюда следует, что максимальное количество электронов на энергетическом уровне, на энергетическом подуровне.

Пример:

Правило Хунда: электроны располагаются на орбиталях равной энергии таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальный. Это означает, что первоначально электроны заполняют все свободные орбитали данного подуровня по 1-му, имея при этом параллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей 2-ми электронами.

Пример:

Px Py Pz

K	L				M
1	2				3
0	0	1			0	1			2
0	0	-1	0	+1	0	-1	0	+1
↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑	↓↑

Количество неспаренных электронов на внешнем уровне определяет валентность элемента, т.е. способность образовывать химические связи с другими атомами. В большинстве случаев, но не всегда.

Периодический закон (1869 г): свойства простых тел, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

До появления сведений о сложном строении атома основной характеристикой элемента служил атомный вес (относительная атомная масса). Развитие теории строения атома привело к установлению того факта, что главной характеристикой атома является положительный заряд ядра.

В современной формулировке периодический закон звучит: свойства химических элементов, а также формулы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Физической основой структуры периодической системы элементов служит определённая последовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере роста порядкового номера элемента.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают 4 типа элементов:

– элементы (последним заполняется-подуровень внешнего энергетического уровня)

– элементы (последним заполняется-подуровень предпоследнего энергетического уровня)

– элементы (последним заполняется-подуровень 3-го снаружи энергетического уровня).

Горизонтально располагаются периоды – последовательный ряд элементов, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется отдо. Номер периода совпадает со значением главного квантового числавнешнего энергетического уровня.

Вертикально располагаются группы – элементы имеющие сходное электронное строение. У элементов главной подгруппы последним заполняетсяиподуровни внешнего энергетического уровня, у элементов побочной подгруппы происходит заполнение внутреннихиподуровней. Одинаковый номер группы, как правило, определяет число электронов, которое может участвовать в образовании химических связей.

Вопросы для самоконтроля

Квантово-механическая модель атома.

Уравнения де Бройля и Шредингера.

Принцип неопределенности Гейзенберга.

Атомная орбиталь, квантовые числа.

Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда).

Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).

superbotanik.net

Реферат - Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атома

1. формулировка периодического закона

Д. И. Менделеева в свете теории строения атома.

Согласно закону Мозле заряды ядерданных элементов соответствовали положению их в таблице.

В связи с открытием закона Мозле современная формулировка периодического закона следующая:

Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов.

Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:

3. Структура периодической Системы Д. И. Менделеева.

Каждый период (исключая первый) начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом.

Элементы 2 и 3 периодов называются типическими.

www.ronl.ru

Реферат - Тема урока: «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Строение атома.»

Левженская СОШ

Тема урока:

«Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

Строение атома.»

Подготовила

учитель химии

Святкина И.В.

2008год

Тема урока: «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

Строение атома.»

Периодическому закону

будущее не грозит разрушением,

а только надстройка

и развитие обещаются.

Д.И. Менделеев

^ Задачи урока:

Образовательные: повторить, углубить и обобщить сведения о строении атома, периодическом законе и периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева; знать строение электронных оболочек атомов химических элементов; уметь давать характеристику химических элементов по положению в периодической системе и строению атома; расширить и закрепить знания учащихся о минерально- строительном сырье, его значении;

Развивающие: стимулировать познавательную активность ребят; развивать интерес к предмету, смекалку, эрудицию, умение быстро и четко формулировать и высказывать свои мысли; логически рассуждать; применять свои знания на практике;

Воспитательные: воспитать чувство сопричастности общему делу, умение работать коллективно, показать взаимосвязь содержания некоторых химических элементов в организме человека и общего физиологического состояния человека; закрепить умение характеризовать значение периодического закона для развития науки.

Оборудование: пробирки, пробирка с газоотводной трубкой, химический стакан; реактивы: СаСО3, НСI, Са(ОН)2, NaOH, ZnSO4, индикаторная бумага.

ХОД УРОКА.

1.Организационный момент (настрой учащихся на работу).

2.Повторение темы.

1.)Работа у доски (4 ученика):

Задание 1. Распределить соединения по группам(оксиды, основания, кислоты, соли):HCI, NaOH, SO2, h3SO4, Cu(OH)2, NaCI, FeO, K2SO4; (второй вариант: N2O5, h3CO3, FeCI3, KOH, CaO, h3SO4, Fe(OH)3, Cu(NO)3).

ОТВЕТ(1 вариант): Оксиды - SO2, FeO; основания - NaOH, Cu(OH)2;

Кислоты - HCI, h3SO4; соли – NaCI, K2SO4.

(2 вариант) : Оксиды - N2O5, CaO; основания - KOH, Fe(OH)3;

Кислоты - h3CO3,h3SO4; соли – FeCI3, Cu(NO)3.

Задание 2. Дописать уравнения реакций, указать тип реакции, расставить коэффициенты: А) 3CuCI2 + 2AI = 2AICI3 + 3Cu - замещение;

Б) 4P + 5O2 = 2 P2O5 - соединение;

В) 2HgO = 2Hg + O2 - разложение.

Вопрос: какого типа реакций не было ? (обмена).

Задание 3. Решить задачу.

Какое негазообразное вещество и сколько его по массе выделится при разложении 76т. CaCO3.

Дано: |Решение: Mr(CaCO3)=100; Mr(CaO)=56.

m (CaCO3)=76т.| CaCO3. = CaO + CO2 ↑

m (CaO) - ? | 76т Xт.

100т. 56т. X=76×56:100=42,6т.

Ответ: m (CaO) = 42,6т.

Задание 4. Цепочка превращений:

Ca → CaO → Ca(OH)2 → CaCI2

2Ca + O2 = 2 CaO;

CaO + h3O= Ca(OH)2 ;

Ca(OH)2 + HCI = CaCI2 + h3O.

^ 2.) Беседа по вопросам с классом.

1. Что такое оксид? Примеры. 2. Что такое основание? Примеры.

3. Что такое кислоты? Примеры. 4. Что такое соли? Примеры.

5. Формулировка ПЗ, данная Д.И.Менделеевым.

6. Современная формулировка ПЗ.

7. Определение периода, физический смысл номера периода.

8. Определение группы, физический смысл номера группы.

9. Что общего в строении атомов:

А) элементов одного периода; Б) элементов одной группы.

10. Каков состав атомных ядер:

А) дать положение элемента в ПС; Б) каков состав атомного ядра элемента.

11. Что такое изотопы? В чем различие между 39К, 40К, 41К ?

12. Чем отличаются s- и p-электроны? Что такое спин электрона?

13. Как определить:

А) число подуровней на энергетическом уровне ;

Б) число электронов на уровне;

В) предельное число электронов на s-, p-, d-, f-подуровнях.

ФИЗКУЛЬТМИНУТКА .

Упражнения, снимающие утомление глаз.

Упражнение укрепляет мышцы век, способствует улучшению кровообращения и расслаблению мышц глаза.

Выполняется сидя. Крепко зажмурить глаза на 3-5 секунд ,

затем открыть их на 3-5 секунд. Повторить 4-6 раз.

Упражнение способствует улучшению кровообращения.

Выполняется сидя. Быстро моргать в течение 30-40 секунд.

Упражнение снижает утомление глаз, облегчает зрительную работу на близком расстоянии.

Выполняется сидя. Смотреть прямо перед собой 2-3 секунды. Затем поставить указательный палец руки на расстояние 25-30 см. от глаз, перевести взор на кончик пальца и смотреть на него 3-5 секунд. Опустить руку, повторить 6-8 раз. Тем, кто пользуется очками, надо выполнять упражнение, не снимая их.

Упражнение улучшает циркуляцию внутриглазных жидкостей.

Выполняется сидя. Тремя пальцами каждой руки легко нажать на верхнее веко, через 1-2 секунды снять пальцы с века. Повторить 3-4 раза.

А теперь поделимся на теоретиков и практиков.

Билеты для индивидуальных ответов учащихся.

Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третего периода. Как изменяются свойства этих оксидов и гидроксидов с увеличением порядкового номера элемента.

(Ответ: R2O, RO, R2O3, RO2, R2O5, RO3, R2O7, RO4.

ROH, R(OH)2 , R(OH)3.

Назовите число энергетических уровней и число электронов на наружном энергетическом уровне для элементов №11, №17.

К каким элементам (s-,p-,d-элементам) они относятся и почему?

У какого из элементов – магния или кальция – металлические свойства выражены сильнее. Объясните.

Оксид элемента I группы имеет относительную молекулярную массу 94. Какой это элемент? Ответ подтвердите расчетами.

(94-16=78:2=39, это калий)

У какого из элементов – кремния или хлора – неметаллические свойства выражены сильнее? Поясните.

Чем сходны и чем отличаются по составу ядра 14N и 15N ?

Что показывает:

А) порядковый номер элемента;

Б) номер периода;

В) номер группы. Поясните примерами.

8. Составьте электронные формулы для элементов №9 и №16. Изобразите графическое распределение электронов по орбиталям.

Практические задания.

Получите оксид углерода и докажите его кислотные свойства.

Составьте формулы оксида и гидроксида элемента №30. Проделайте опыты, доказывающие характер свойств гидроксида этого элемента.

Используя индикаторную бумагу, определите в каких пробирках находятся вода, щелочь и кислота.

3. Закрепление ТЕСТ. Вариант 1.

У какого гидроксида основные свойства выражены сильнее:

А) Mg(OH)2 , Б) NaOH , В) AI(OH)3 .

2. Какую из пар химических элементов можно отнести к изотопам:

А) 2040Э и 1840Э, Б) 11Э и 24Э, В) 612Э и 614Э.

3. У какого из элементов сильнее выражены неметаллические свойства: А) кислород, Б) сера, В) селен.

4. Какой из элементов имеет электронную формулу 1s22s22p63s2:

А) литий, Б) углерод, В) магний.

5. У какого из элементов в ядре атома содержится 7 протонов:

А) бор, Б) азот, В) фосфор.

Вариант 2.

Какая из кислот более сильная:

А) h4BO3, Б) HNO3 , В) h3CO3.

2. У какого из элементов распределение электронов по энергетическим уровням 2,8,5:

А) натрий, Б) калий, В) фосфор.

3. У какого элемента неметаллические свойства выражены сильнее:

А) фтора, Б) азота, В) углерода.

4. Какую из пар химических элементов можно отнести к изотопам:

А) 1123Э и 1224Э, Б) 2248Э и 2452Э, В) 816Э и 817Э.

5. У какого из элементов в ядре атома содержится 10 протонов:

А) магний, Б) неон, В) кремний.

КЛЮЧ(для обоих вариантов): 1-б, 2-в, 3-а, 4-в, 5-б.

ИГРА «Третий лишний».

1.протон, нейтрон, атом.

2. атом, молекула, электрон.

3. Li, Be, AI.

4. Na, K, Ca.

5. Mg, Ca, Zn.

ВЫВОД ИЗ УРОКА: мы повторили большую тему, которая является основой всей химии. Кто-то дополнил свои знания, кто-то узнал что-то новое для себя. Вернемся к эпиграфу урока.

В качестве доказательства этих слов Д.И.Менделеева хочу представить вам новые элементы. Это №107 Борий Bh (262), №108 Хассий Hs (265), №109 Мейтнерий Mt (266), №110 Дармштадтий Ds (271), №111 Рентгений Rg(272), определены массы элемента №112 (285), элемента №114

www.ronl.ru

Смотрите также

..:::Новинки:::..

Windows Commander 5.11 Свежая версия.

Новая версия
IrfanView 3.75 (рус)

Обновление текстового редактора TextEd, уже 1.75a

System mechanic 3.7f
Новая версия

Обновление плагинов для WC, смотрим :-)

Весь Winamp
Посетите новый сайт.

WinRaR 3.00
Релиз уже здесь

PowerDesk 4.0 free
Просто - напросто сильный upgrade проводника.

..:::Счетчики:::..