Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна

научную дисциплину ХИМИЯ


Екатеринбург 2019
Л-1

Материя, вещество. Физические и химические свойства вещества.
Строение вещества. Строение атома.

Качественная и количественная характеристика состава атомов.
3. Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Энергетические уровни и подуровни, атомные электронные орбитали.
4. Правила составления электронных формул и схем строения электронных оболочек атомов (принцип минимальной энергии, правила Клечковского, Хунда, принцип Паули).
5. Периодический закон Д.И. Менделеева. Сущность периодического закона. Строение периодической системы.
6. Семейства s-, p-, d- и f- элементов.

2

Материя, вещество. Физические и химические свойства вещества Химия –

наука, изучающая состав, строение и свойства вещества Основные понятия химии Материя, вещество Простые с сложные вещества Физические и химические свойства вещества Разделы химии Молекула – наименьшая частица простого или сложного вещества, сохраняющая его химические свойства Атом – наименьшая частица простого вещества, сохраняющая его химические свойства

3

количественная характеристика состава атомов

Квантово- механическая модель атома

Атом – сложная

система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра и электронной оболочки

Ядро атома –сложное образование, состоящее из положительно заряженных элементарных частиц – протонов и нейтральных (незаряженных) – нейтронов

Совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра называется химическим элементом (118)

Изотопы – атомы химических элементов, имеющие одинаковый заряд ядра (число протонов), но различное число нейтронов.

порциями (квантами)

Корпускулярно-волновой дуализм микрообъекта – сочетание свойств частицы и волны

Вероятностный

подход к описанию процессов микромира

5

уровни и подуровни, атомные электронные орбитали
Квантовые числа
Главное квантовое число

(n) – характеризует уровень энергии электрона (энергетический уровень Eур.) и средние размеры электронной оболочки. Чем меньше значение n, тем меньше энергия уровня и средний размер электронной оболочки.

Орбитальное квантовое число (l) – характеризует подуровень энергии электрона (энергетический подуровень Eподур.) и форму электронного облака. Чем меньше значение l, тем меньше энергия подуровня. Форма электронных облаков различна: s, p, d и f – электроны.

Магнитное квантовое число (ml ) – характеризует ориентацию электронного облака (s, p, d и f) в атомном пространстве .

Спиновое квантовое число (ms ) характеризует собственный механический момент движения электрона

0, 1, 2, 3…… (n-1) Значения l Обозначения атомных

электронных орбиталей (и электронов) 0 s 1 p 2 d 3 f l характеризует энергию электрона данного подуровня и форму атомной электронной орбитали

8

Значения ml

10

ml характеризует ориентацию электронной орбитали в атомном пространстве; число орбиталей равно количеству значений ml для каждого энергетического подуровня.

электрона (обусловленный вращением вокруг собственной оси)

основном состоянии
уровень не с минимально возможным значением n, а

с наименьшим значением суммы (n + l ). Энергетические подуровни с одинаковыми значениями (n + l) заполняются по мере увеличения значения n:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

(n+l): 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 8 8

l=0 (s) l=1 (p) l=2 (d) l=3 (f)

13

п.4. Правила составления электронных формул и схем строения электронных оболочек атомов (принцип минимальной энергии, правила Клечковского, Хунда, принцип Паули).

(1945)
Принцип Паули:
В атоме не может быть двух

электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Электроны должны различаться значениями хотя бы одного квантового числа.

14

в пределах определенного энергетического подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы

их суммарный спин был максимальным.

15

в которой все электроны атома распределены по энергетическим уровням и

подуровням

1H: 1s1 2He: 1s2


10Ne: 1s22s22p6 18Ar: 1s22s22p6 3s23p6


22Ti 1s22s22p6 3s23p6 4s23d2

118 Og: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d10 5p6

6s24f14 5d106p6

7s25f146d10 7p6

118 Og: [Rn]

7s25f146d10 7p6

Строение периодическая системы.

Распределение электронов согласно пр.

Количество элементов
Клечковского в 7 горизонтальных в периоде:
рядах(периодах):

1s2 , 2 (HHe)

2s2 , 2p6, 8 (LiNe)

3s2 , 3p6 , 8 (NaAr)

4s2 , 3d10, 4p6 , 18 (KKr)

5s2 , 4d10 , 5p6 , 18 (RbXe)

6s2 , 4f14 , 5d10 , 6p6 , 32 (CsRn)

7s2 , 5f14 , 6d10 , 7p6 32 (FrOg)
Максимальное число электронов на энергетическом уровне 2n2
(фактически распределение по уровням: 2, 8, 18, 32, 32, 18, 8 ).




(

элементов находятся в периодической зависимости (или, выражаясь алгебраически, образуют периодическую

функцию) от величины атомных весов элементов».

МЕНДЕЛЕЕВ Дмитрий Иванович (8.02.1834 - 2.02.1907)

19

и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра".

Заряд ядра атома определяет число электронов.
Электроны заселяют атомные орбитали таким образом, что строение внешней электронной оболочки периодически повторяется.
Это выражается в периодическом изменении химических свойств элементов и их соединений.

20

классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона Д.И. Менделеева.

Прообразом Периодической системы химических элементов послужила таблица, составленная Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г.
В 1870 г. Менделеев назвал систему естественной, а в 1871 г. - периодической.
Формы периодической таблицы: короткопериодная, длиннопериодная

21

их соединений по определенному направлению периодической системы при изменении порядкового

номера элементов.
Виды периодичности: вертикальная, горизонтальная.

23

Периодической системы и обусловливает объединение элементов в группы. Элементы одной

группы имеет однотипные электронные конфигурации.

Горизонтальная периодичность заключается в появлении максимальных и минимальных значений свойств простых веществ и соединений в пределах каждого периода.

24

электроотрицательность
атомный и ионный радиус
металлические свойства
неметаллические свойства



Характер и причины изменения свойств

атомов: металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов - в периодах и группах периодической системы определяются строением электронных оболочек атомов

для удаления электрона из атома:
Х = Х+ + е−;

Ei
Значения Ei (кДж/моль):
H 1312,1
K 418,7 F 1680,8 He 2372
Rb 403,0 Cl 1255,5 Ne 2080
Cs 375,7 Br 1142,6 Ar 1520
Ei уменьшается сверху вниз (главные подгруппы);
Ei в периодах (малые) –увеличивается слева направо.

27

присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион.
Мерой сродства

к электрону служит энергия, выделяющая при присоединении электрона к нейтральному атому,
при этом: Х + е− = Х− ; Ee
Значения Ee (кДж/моль)
Ee возрастает слева направо (в малых периодах);
уменьшается сверху вниз (в главных подгруппах)
Пример: F −345,7; Cl: −366,7.

28

F = 4


Лайнус-Карл ПОЛИНГ (28.02.1901 – 19.08.1994)
Одна из

самых распространенных – шкала электроотрицательности Оллреда – Рохова

29

заряд ядер атомов увеличивается; число

электронных слоев (энергетических уровней) не изменяется; число электронов на внешнем электроном слое увеличивается от 1 до 8; радиус атомов уменьшается; прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается; энергия ионизации увеличивается; сродство к электрону увеличивается; электроотрицательность увеличивается; металлические свойства уменьшаются; неметалличность возрастает. Изменение свойств атомов сверху вниз (в главных подгруппах): число электронных слоев атомов увеличивается; число электронов на внешнем слое атомов одинаково; радиус атомов увеличивается; прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается; энергия ионизации уменьшается; сродство к электрону уменьшается; электроотрицательностьуменьшается; металлические свойства увеличиваются; неметалличность уменьшается.

30

в периодической системе и электронным строением его атома; от того,

какой энергетический подуровень заполняется последним, различают 4 электронных семейства: s-, p-, d- и f. S-Элементы – семейство химических элементов, у которых при заполнении электронных подуровней последний электрон заполняет s-подуровень внешнего энергетического уровня. Это главные подгруппы I и II групп. ns1,2; (n=1-7). 14 s-элементов. Р-Элементы – семейство химических элементов, у которых при заполнении электронных подуровней последний электрон заполняет р-подуровень внешнего энергетического уровня. Это элементы главных подгрупп III – VIII групп. ns2nр1-6 . (n=2-7). 36 р-элементов. d-Элементы – заполняется d-подуровень предвнешнего уровня. Это элементы побочных подгрупп; входят в 4-7 периоды. ns2(n-1)d1-10 ; (n=4-7). 40 d-элементов. f- Элементы – заполняется f-подуровень предпредвнешнего уровня (3-ий снаружи). Это элементы 6 и 7 периодов, соответственно, лантаноиды: № 58 (церий) - №71(лютеций) и актиноиды: №90 (торий) - №103 (лоуренсий). ns2(n-2)f1-14; (n=6,7). 28 f- элементов

31

др. Химия. Учебное пособие/.
М.: Академия, 2012.

2. И.К. Циткович. Курс

аналитической химии. –
Изд. “Лань”, 2007.

3. И.И. Грандберг. Н.Л. Нам. Органическая химия.-
Дрова, 2009.

Дополнительная:
Г.П. Хомченко, И.К. Циткович. Неорганическая
химия. – М.. Высшая школа, 2009.

Методические указания для самостоятельной работы

32

вещество. Предмет науки химия
2. Качественная и количественная характеристика состава атомов
3.

Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Энергетические уровни и подуровни, атомные электронные орбитали.
4. Правила составления электронных формул и схем строения электронных оболочек атомов (принцип минимальной энергии, правила Клечковского, Хунда, принцип Паули)
5. Сущность периодического закона. Причина периодической повторяемости химических свойств и количественных характеристик атомов с увеличение зарядов их ядер
6. Строение периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы
7. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая), механизм их образования и свойства
8. Классы сложных неорганических соединений. Состав, номенклатура, химические свойства и реакции оксидов, кислот, оснований и солей

вещества, закон постоянства состава вещества, закон Авогадро и два следствия

из него. Применение этих законов для вычисления состава, массы и объема веществ
10. Основы термохимии. Тепловой эффект химической реакции, изменение энтальпии химической реакции. Закон Гесса. Пример расчета изменения энтальпии реакции
11. Понятия скорости гомогенной и гетерогенной реакций. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, давления, температуры. Закон действия масс, правило Вант-Гоффа.
12. Сущность химического равновесия и условие его наступления. Константа химического равновесия. Определение направления смещение химического равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье.
13. Понятие раствор. Типы растворов. Способы выражения состава (концентрации) растворов
14. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты
15. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов
16. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений
17. Гидролиз солей
18. Сущность окислительно-восстановительных реакций и условие их протекания. Степени окисления атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе метода электронного баланса
19. Комплексные соединения металлов, их состав и поведение (устойчивость) в растворах. Константа нестойкости комплексных ионов.
20. Химия s,p,d- и f-элементов таблицы Менделеева
21. Химия биогенных элементов. Понятие о микроэлементах.