Будова електронної оболонки атома
Основні положення атомно-молекулярної теорії. Основні стехіометричні закони хімії. Закони збереження маси речовини, сталості складу, об'ємних відносин, Авогадро, еквівалентів. Молярна маса еквівалента. Способи визначення атомних і молекулярних мас.
Все речовин складаються з молекул.
Молекула - це найменша частинка речовини, яка зберігає властивості тогo речовини. Молекули руйнуються при хімічних реакціях.
Між молекулами є проміжки: у газів - найбільші, у твердих речовин - найменші.
Молекули рухаються безладно і безперервно.
Молекули одного речовини мають однаковий склад і властивості, молекули різних речовин відрізняються один від. друга за складом і властивостями.
Молекули складаються з атомів.
Атом - це електронейтральна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра і електронів.
Хімічний елемент - вид атомів з однаковим позитивним зарядом ядра.
Атоми одного елемента утворюють молекули простої речовини (02, Н2, О3, Fe.). Атоми різних елементів утворюють молекули складного речовини (Н20, Na2S04, FeClg.).
Закон збереження маси
Маса речовин, що вступили в хімічну реакцію, дорівнює масі речовин, що утворюються в результаті реакції.
вченим М.В. Ломоносовим.
Закон сталості складу
Будь-яке хімічно чисте з'єднання незалежно від способу його отримання має цілком певний склад.
На підставі цього закону склад речовин виражається хімічною формулою за допомогою хімічних знаків та індексів. Наприклад, Н2 О, СН4. С2 Н5 ОН і т.п.
Закон сталості складу справедливий для речовин молекулярної будови.
Склад сполук молекулярної будови, тобто складаються з молекул, є постійним незалежно від способу отримання.
закон еквівалентів
Хімічні елементи з'єднуються один з одним в строго певних кількостях, що відповідають їхнім еквівалентів.
Еквівалентну співвідношення означає однакове число моль еквівалентів. Т.ч. закон еквівалентів можна сформулювати інакше: число моль еквівалентів для всіх речовин, що беруть участь в реакції, однаково.
Закон кратних відносин
Кратних відносин закон Дальтона, один з основних законів хімії: якщо дві речовини (простих або складних) утворюють один з одним більше одного з'єднання, то маси одного речовини, що припадають на одну і ту ж масу іншої речовини, відносяться як цілі числа, зазвичай невеликі.
Закон об'ємних відносин
"Обсяги газів, що вступають в хімічні реакції, і обсяги газів, що утворюються в результаті реакції, відносяться між собою як невеликі цілі числа".
Слідство. Стехіометричні коефіцієнти в рівняннях хімічних реакцій для молекул газоподібних речовин показують, в яких об'ємних відносинах реагують або виходять газоподібні речовини.
Періодичний закон і періодична система елементів Д. І. Менделєєва. Основні уявлення про будову атома і ядра. Періодично змінюються і періодично неизменяющиеся властивості атомів і іонів. Варіанти періодичної таблиці.
Періодичні зміни властивостей хімічних елементів обумовлені правильним повторенням електронної конфігурації зовнішнього енергетичного рівня (валентних електронів) їх атомів зі збільшенням заряду ядра.
Графічним зображенням періодичного закону є періодична таблиця. Вона містить 7 періодів і 8 груп.
Період - горизонтальні ряди елементів з однаковим максимальним значенням головного квантового числа валентних електронів.
Номер періоду позначає число енергетичних рівнів в атомі елемента.
Періоди можуть складатися з 2 (перший), 8 (другий і третій), 18 (четвертий і п'ятий) або 32 (шостий) елементів, в залежності від кількості електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Останній, сьомий період незавершений.
Всі періоди (крім першого) починаються лужним металом (s-елементом), а закінчуються благородним газом (ns 2 np 6).
Металеві властивості розглядаються, як здатність атомів елементів легко віддавати електрони, а неметалічні - приєднувати електрони через прагнення атомів придбати стійку конфігурацію із заповненими підрівнями.
Групи - вертикальні стовпці елементів з однаковим числом валентних електронів, рівним номером групи. Розрізняють головні і побічні підгрупи.
Головні підгрупи складаються з елементів малих і великих періодів, валентні електрони яких розташовані на зовнішніх ns- і np- подуровнях.
Побічні підгрупи складаються з елементів тільки великих періодів. Їх валентні електрони перебувають на зовнішньому ns- підрівні і внутрішньому (n - 1) d- підрівні (або (n - 2) f- підрівні).
Залежно від того, який підрівень (s-, p-, d- або f-) заповнюється валентними електронами, елементи періодичної системи поділяються на:
s- елементи (елементи головної підгрупи I і II груп),
p- елементи (елементи головних підгруп III - VII груп),
d- елементи (елементи побічних підгруп),
f- елементи (лантаноїди, актиноїди).
Атом складається з атомного ядра і електронної оболонки.
Ядро атома складається з протонів (p +) і нейтронів (n 0).
Для характеристики атомних ядер вводиться ряд позначень. Число протонів, що входять до складу атомного ядра, позначають символом Z і називають зарядовим числом або атомним номером (це порядковий номер у періодичній таблиці Менделєєва). Заряд ядра дорівнює Ze. де e - елементарний заряд. Число нейтронів позначають символом N.
Загальна кількість нуклонів (т. Е. Протонів і нейтронів) називають масовим чісломA:
Ядра хімічних елементів позначають символом. де X - хімічний символ елементу. наприклад,
- водень, - гелій, - вуглець, - кисень, - уран.
Ізотоп - сукупність атомів одного елемента з однаковим числом нейтронів в ядрі (або вид атомів з однаковим числом протонів і однаковим числом нейтронів в ядрі).
Різні ізотопи відрізняються один від одного числом нейтронів в ядрах їх атомів.
Позначення окремого атома або ізотопу: (Е - символ елемента), наприклад:.
Будова електронної оболонки атома
Атомна орбіталь - стан електрона в атомі. Умовне позначення орбіталі -. Кожній орбіталі відповідає електронну хмару.
Орбіталі реальних атомів в основному (не збудженому) стані бувають чотирьох типів: s. p. d і f
Однотипні орбіталі одного рівня групуються в електронні (енергетичні) підрівні:
s -подуровень (складається з однієї s орбіталі), умовне позначення -.
p -подуровень (складається з трьох p орбіталей), умовне позначення -.
d -подуровень (складається з п'яти d орбіталей), умовне позначення -.
f -подуровень (складається з семи f -орбіталей), умовне позначення -.
Енергії орбіталей одного підрівня однакові.
При позначенні підрівнів до символу підрівні додається номер шару (електронного рівня), наприклад: 2s. 3p. 5d означає s -подуровень другого рівня, p -подуровень третього рівня, d -подуровень п'ятого рівня.
Загальна кількість підрівнів на одному рівні дорівнює номеру рівня n. Загальна кількість орбіталей на одному рівні одно n 2. Відповідно до цього, загальне число хмар в одному шарі одно також n 2.
Позначення: - вільна орбіталь (без електронів), - орбіталь з неспареним електроном, - орбіталь з електронної парою (з двома електронами).
Порядок заповнення електронами орбіталей атома визначається трьома законами природи (формулювання дано спрощено):
1. Принцип найменшої енергії - електрони заповнюють орбіталі в порядку зростання енергії орбіталей.
2. Принцип Паулі - на одній орбіталі не може бути більше двох електронів.
3. Правила Гунда - в межах підрівня електрони спочатку заповнюють вільні орбіталі (по одному), і лише після цього утворюють електронні пари.
Загальна кількість електронів на електронному рівні (або в електронному шарі) одно 2n 2.
Розподіл підрівнів по енергіях виражається поруч (в прядки збільшення енергії):
Приклади електронної будови атомів:
Валентні електрони - електрони атома, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. У будь-якого атома це все зовнішні електрони плюс ті предвнешнего електрони, енергія яких більше, ніж у зовнішніх.
Наприклад: у атома Ca зовнішні електрони - 4s 2. вони ж і валентні; у атома Fe зовнішні електрони - 4s 2. але у нього є 3d 6. отже у атома заліза 8 валентних електронів. Валентна електронна формула атома кальцію - 4s 2. а атома заліза - 4s 2 3d 6.