Модуль 1

План

1. Основные химические

понятия и законы.
2. Строение атома.
3. Периодический закон Д.И. Менделеева.

атомная масса
Молекулярные - Немолекулярные вещества
Ион
Простое вещество
Сложное вещество
Химическая

формула
Эквивалент

характеризуются определенными размерами и весом.
Частицы (молекулы, атомы и т.д.) находятся

в постоянном тепловом движении. Тепловое состояние тел есть результат движения этих частиц.
Между молекулами есть промежутки, размеры которых зависят от агрегатного состояния вещества и температуры.
Атомы одного вида отличаются от атомов другого массой и свойствами.
При химических явлениях молекулы разрушаются, но при этом образуются новые молекулы.
Молекулы простых веществ состоят из атомов одного химического элемента, молекулы сложных веществ – из различных атомов.
 

состава
Законы стехиометрии:
Закон эквивалентов Рихтера. Закон кратных отношений Дальтона.

Газовый закон Авогадро и уравнение Клапейрона-Менделеева. Закон объемных отношений Гей-Люссака. Закон удельных теплоемкостей Дюлонга и Пти.

атома. Открыл три вида лучей, испускаемых радиоактивными веществами; разработал ядерную

модель атома; предложил теорию радиоактивного распада.

Нильс Хенрик Бор
(1885–1962)
Выдающийся датский физик–теоретик; автор теории строения атомного ядра и первоначальной квантовой теории; установил принцип соответствия между классическими и квантовыми представлениями.

стационарным орбитам и при этом обладает строго определенной энергией, которая

соответствует данной орбите.
При движении по орбите, электрон не излучает энергию.
Энергия излучается и поглощается электроном только при скачкообразном переходе с одной стационарной орбиты на другую. При этом поглощается или выделяется энергия, равная разности энергий между этими двумя стационарными орбитами.

минимальной величине - кванту, фотону – h
h = 6,626•10-34(Дж•c)–пост.

Планка

При взаимодействии с веществом – корпускулярные волновые и корпускулярные свойства присущи

электронам одновременно (Л.Де-Бройль)

описано определённой траекторией Положение и скорость движения электрона в атоме

можно найти лишь с определенной долей точности

облако) в электрическом поле ядра атома.

(s-, p-, d-, f-АО и т.д.),
различающихся энергией, формой, размерами

и пространственной направленностью

< 3s

y или z.

– характеризует энергию электрона в атоме (n). В Главное квантовое

число принимает целочисленные значения от 1 до бесконечности (+ ∞). Значения n численно совпадают с номером периода в периодической системе (ПС) Менделеева.
Орбитальное (побочное) квантовое число – характеризует энергию электронов в пределах каждого подуровня (l) и определяет форму электронного облака. Оно принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1).
Магнитное квантовое число – характеризует ориентацию орбиталей различной формы в околоядерном пространстве при помещении атома в электромагнитное поле (ml). Принимает все целочисленные значения от –l через 0 до +l.
Спиновое квантовое число – характеризует спин электрона (ms). Спин электрона – направление вращения электрона вокруг своей оси при его движении в околоядерном пространстве. Направление вращения электрона может быть двух типов. Приблизительно типы вращения можно охарактеризовать так: по часовой стрелке и против часовой стрелки. Спиновое квантовое число, поэтому может принимать только два возможных значения: +1/2, -1/2. При этом на одной орбитали максимально могут располагаться только два электрона с противоположными спинами.

в атоме
Энергетический уровень - состояние электронов в атоме с тем

или иным значением n
Основное состояние атома - min энергия электронов
Возбужденное состояние – более высокие значения энергии электронов

0, 1, 2, 3….n-1
Подуровень: s, p, d, f,

g, h
Т.е. энерГЕТИЧЕСкий уровень (n) содержит совокупность энергЕТИЧЕСКих подуровней, отличающихся по энергиям (в многоэлектронном атоме)

ml меняется от –l до +l,
всего  = 2l

+ 1 значений
Например:
l = 0 (s); ml = 0
l = 1 (p); ml = -1; 0; +1

или совпадает с ориентацией орбитального момента, или направлен в противоположную

сторону.
ms имеет значения: +1/2 или -1/2

на них. Ниже приводится таблица ёмкостей открытых на данный момент

энергетических уровней (2хn2 )
:

функцией с набором из трех квантовых чисел n,

l, ml
Условное изображение АО
АО обозначают с помощью кв. чисел
Например:
1s (n = 1, l = 0, ml = 0)
2p (n = 2, l = 1, ml = -1, 0, +1)

Принцип наименьшей энергии – каждый электрон в атоме в первую

очередь занимает орбиталь с наиболее низкой энергией.
Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырёх квантовых чисел.
Следствие: на одной атомной орбитали может располагаться максимально два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами.
Правило Хунда – заполнение вырожденных орбиталей осуществляется в соответствии с максимальным суммарным спином, (то есть электроны, сначала заполняют свободные орбитали по одному, а затем происходит их спаривание).
Вырожденные орбитали – это орбитали, имеющие одинаковую форму и энергию. Например, три р-орбитали одного энергетического уровня, пять d-орбиталей одного энергетического уровня.

строения атома. Изучал спектры излучения атомов; сформулировал гипотезу о нейтрино.

с одинаковым набором четырёх квантовых чисел.
Следствие: на одной атомной орбитали

может располагаться максимально два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами.

максимальным суммарным спином, (то есть электроны, сначала заполняют свободные орбитали

по одному, а затем происходит их спаривание).

увеличения суммы значений главного и орбитального квантовых чисел.
В соответствии с

этими правилами очерёдность заполнения энергетических уровней атома электронами следующая (электронная формула):

1sι 2s2pι 3s3pι 4s3d4pι 5s4d5pι 6s4f5d6pι 7s5f6d7p

одинаково для двух подуровней, то электронами первым заполняется подуровень, для

которого значение главного квантового числа меньше.

4s23d2
Электронно-графическая формула

Ti

4
3
2
1

свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от атомных весов

этих элементов.
Современная формулировка периодического закона выглядит следующим образом:
Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомных ядер.
Физический смысл периодического закона:
Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены повторением по определенной закономерности электронной конфигурации валентных электронов, т.е. строения внешнего и предвнешнего энергетических уровней их атомов с увеличением заряда ядра.

(2s22p6)
3 период (n=3): (2n2 – 2*5)
8 элементов (3s23p6)
Короткие периоды

-2(7 + 9) )
18 элементов (5s24d105p6)
6 период (n=6): (2n2

-2(9 + 11) )
32 элемента (6s24f145d106p6)
7 период (n=7): (2n2 -2(9 + 11 + 13) )
32 элемента (7s25f146d107p6), незавершенный

Длинные периоды

элементов

это расстояние от ядра до максимума электронной плотности наиболее удаленной

орбитали этого атома

необходимая для отрыва электрона от атома и превращение атома в

положительно заряженный ион
Э – е = Э+, Еион [кДж/моль]
Ионизационный потенциал – это разность потенциалов, при которой происходит ионизация
J [эВ/атом]; Еион= 96,5•J

атомом или энергия, необходимая для присоединения электрона к атому:
Э

+ е = Э- , F [кДж/моль]

он образует химическую связь в соединениях

главных подгрупп равна номеру группы

числом электронов на внешнем или предвнешнем электронном слое и у

которых происходит заполнение одинакового числа электронных слоёв.
Возрастает значение энергии ионизации;
Увеличивается значение энергии сродства к электрону;
Возрастает валентность в высших оксидах от I до VIII;
Валентность в водородных соединениях возрастает от I до IV, а затем убывает до I;
Характер кислородсодержащих соединений изменяется от основного через амфотерный к кислотному;
Агрегатное состояние водородных соединений и оксидов изменяется от твёрдых к газообразным.

Период

в высших оксидах. Каждая группа делится на главную и побочную.

Главная включает s- и p-элементы, побочная –d и f- элементы.

Изменения свойств по группе:
С увеличением порядкового номера элемента металлические свойства усиливаются;
Уменьшается сродство к электрону.
Энергия ионизации уменьшается.
Увеличивается атомный радиус.
Элементы в группе обладают сходными свойствами, но проявляют их с разной силой.

периодичность их свойств объясняется электронной структурой их атомов.
На основе периодического

закона продолжается открытие радиоактивных изотопов.
В периодической системе находят подтверждение диалектические законы. Закон единства и борьбы противоположностей (двойственность природы – амфотерность, строение атома – положительно заряженное ядро и отрицательно заряженные электроны). Закон перехода количественных изменений в качественные (при изменении величины заряда ядра элемента изменяются и его свойства). Закон отрицания отрицания (при переходе от периода к периоду свойства элементов повторяются, но на другой ступени).

Ермакова. – М.: Интеграл-Пресс, 2008. – 728 с..
Коровин Н.В. Общая

химия: Учеб. для технических направ. и спец. вузов/Н.В.Коровин. – М.: Высш. шк., 2007. – 557 с.

вещества, существующая самостоятельно;
б) электронейтральная частица;
в) носитель химических свойств вещества;
г) наименьшая

частица, которая разрушается в химических реакциях

нейтроны, электроны;
в) протоны, электроны, нейтроны;
г) протоны, нейтроны

числа нейтронов;
б) сумме числа протонов и числа электронов;
в) разности округленной

атомной массы и числа электронов;
г) разности округленной атомной массы и числа нейтронов.

периодах:

а) не изменяется;
б) нет зависимости;

в) увеличивается;
г) уменьшается.

а) увеличивается;
б) уменьшается;
в) не изменяется;

г) нет зависимости.