stroenie atoma


Чтобы посмотреть этот PDF файл с форматированием и разметкой, скачайте его и откройте на своем компьютере.
Строение электронной оболочки атома.

Основой современной теории строения атома являются законы
и положения квантовой механики


раздела физики, изучающего
движение микрообъектов (электронов, протонов и других частиц, к
о-
торые имеют ничтожную массу).

Соглас
но квантово
-
механическим представлениям, движущи
м-
ся микрообъектам присуща двойственная природа: они являются
част
и
цами, но имеют волной характер движения, т.е. микрообъекты
обладают одновременно
корпускулярными и волновыми

свойств
а-
ми.

Для описания движения

микрочастиц используется
вероятн
о-
стный подход
, т.е. определяется не их точное положение, а вероя
т-
ность нахождения в той или иной области околоядерного простра
н-
ства.

Состояние (в квантовой механике синоним слова «движение»)
электрона в атоме описывается с
помощью квантово
-
механической
модели
-

электронного облака.
Электронное облако

графически о
т-
ражает вероятность пребывания электрона в каждом участке эле
к-
тронной орбитали. Под
электронной орбиталью

следует понимать
область пространства, где с определенной д
олей вероя
т
ности (около
90
-
95%) возможно пребывание электрона. Электронная орбиталь к
а-
ждого электрона в атоме называется
атомной орбиталью (АО)
, в
молекуле


молекулярной орбиталью (МО)
. Полное описание с
о-
стояния электронного облака осуществляется с помощь
ю уравнения
Шреди
н
гера. Решение этого уравнения, т.е. математическое описание
орбитали, возможно лишь при определенных дискретных (преры
в-
ных) значениях
квантовых чисел

Главное

квантовое число
n

Орбитальное

(побочное или азимутальное) квантовое число
l
(
l
n
)

Магнитное

квантовое число

m (
m
l
)

Спиновое

квантовое число
S
(
m
s
)

Главное

квантовое число (
n
) определяет основной запас энергии
электрона, т.е. степень его удаления от ядра или размер электронного
облака (орбитали). Оно принимает любые целочисленные значени
я,
начиная с единицы. Для реально существующих атомов в основном
состоянии
n

= 1÷7.


2
Состояние электрона, которое характеризуется определенным
значением
n
, называется
энергетическим уровнем

электрона в ат
о-
ме. Электроны, имеющие одинаковые значения n, образу
ют
эле
к-
тронные слои

(
электронные оболочки
), которые можно обозначить
и цифрами и буквами.

Значение
n
…………………………….1 2 3 4 5 6 7

Обозначение электронного слоя …….
K

L

M

N

O

P

Q

Наименьшее значение энергии соответствует n = 1, и электроны
с n = 1 образу
ют ближайший к ядру атома электронный слой, они б
о-
лее прочно связаны с ядром.

Орбитальное

(побочное или азимутальное) квантовое число
l

определяет орбитальный момент количества движения электрона и
характеризует форму электронного облака. Оно может пр
инимать
целочисленные значения от 0 до (п
-
1). Для реально существующих
ат
о
мов в основном состоянии
l

принимает значение 0,1,2 и 3.

Каждому значению
l

соответствует орбиталь особой формы.
При
l
=0 атомная орбиталь, независимо от значения главного квант
о-
вого
числа, имеет сферическую форму (S
-
орбиталь). Значению
l=1

соответствует атомная орбиталь, имеющая форму гантели (
p
-

орб
и-
таль). Б
о
лее сложные формы у d
-

и f
-
орбиталей (
l
=2,
l
=3).

Каждому
n

соответствует определенное число значений орб
и-
тального квантового ч
исла, т.е. энергетический уровень представляет
собой совокупность энергетических подуровней. Число энергетич
е-
ских подуровней каждого электронного слоя равно номеру слоя, т.е.
значению главного квантового числа. Так первому энергетическому
уровню (
n
=1) соот
ветствуют один подуровень
-
s
; второму (
n
=2)


два
подуровня
s

и
p
; третьему (
n
=3)


три подуровня
s
,
p
,
d
; четвертому
(
n
=4)


четыре под
у
ровня
s
,
p
,
d
,
f
.

Таким образом, энергетический подуровень


это состояние
эле
к
трона в атоме, которое характеризуется оп
ределенным набором
ква
н
товых чисел
n

и
l
.

Такое состояние электрона, соответствующее
определённым значениям
n

и
l

(тип орбитали), записывается в виде
сочетания цифрового обозначения
n

и бу
к
венного
l
, например 4
p



(
n

= 4;
l

= 1);

5
d

(
n

= 5;
l

= 2).

Таблиц
а 1

Соответствие обозначений орбитального квантового числа и
подуровня


3

Орбитальное квантовое чи
с
ло

0 1 2 3 4

Подуровень

s p d f g

Магнитное

квантовое число определяет значение проекции о
р-
битального момента количества

движения электрона на произвольно
выделенную ось, т.е. характеризует пространственную ориентацию
электронного облака. Оно пр
и
нимает все целочисленные значения от

l
до +
l
, в том числе значение 0.

Так, при
l
=0 m=0. Это значит, что S
-

орбиталь имеет одинак
о-
вую ориентацию относительно трёх осей координат. При
l

=1
m

м
о-
жет принимать три значения:
-
1; 0; +1. Это значит, что могут быть
три р
-
орбитали с ориентацией по координатным осям x, y, z.

Любому значению
l

соответствует
(
2l
+1)

значений магни
т
ного
квантово
го числа, т.е. (
2l

+ 1) возможных расположений электронн
о-
го облака данного типа в пространстве. S


состоянию с
о
ответствует
2

0 + 1 = 1 одна орбиталь,
p
-

состоянию 2

1 + 1 = 3 три орбитали, d
-
состоянию 2

2 + 1 = 5 пять о
р
биталей, f
-
состоянию 2

3 + 1 = 7 се
мь
орбиталей и т.д.

Состояние электрона в атоме, которое характеризуется опред
е-
лёнными значениями квантовых чисел
n
,
l

,
m

, т.е. определёнными
размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного о
б-
лака, называется
атомной эле
к
тронной орбиталью
.

С
пиновое

квантовое число
S
(
m
s
) характеризует собственный
механич
е
ский момент электрона, связанный с вращением его вокруг
своей оси. Оно имеет только два значения +
2
1
и

2
1
.

Итак, подводя итоги изложенному выше, можно

составить блок
-
схему «Квант
о
вые числа» (таблица 2).

Таблица 2.

Блок
-
схема «Квантовые числа»

Квантовое
число

Название

Физический
смысл

Какие значения прин
и
мает

n
(эн)

главное квант
о-
вое число

определяет о
б-
щий запас эне
р-
гии и ра
з
меры
электро
н
ных
орбиталей;
х
а-
рактеризует
энергетический
уровень

n

N

(теоретически)

n 1 2 3 4 5 6 7


K L M N O P Q

(практически)

l
(эль)

орбитал
ь
ное
опред
е
ляет
l

[0;
n
-
1] (теоретически
)


4
(азимутал
ь
ное)
квантовое число

форму атомной
орбитали х
а-
ракт
е
ризует
энерг
е
тические
под
у
ровни

l

0 1 2 3


s p d f

(практически)


m
l
(эм)

магнитное ква
н-
товое число

показ
ы
вает
ориентацию
электро
н
ного
облака в пр
о-
странстве

от

l

до +
l

все целые числа,
вкл
ю
чая ноль

при
l
=3


-
3
-
2
-
1 0 +1 +2 +3









сколько значений?
(2

l
+1
)

при
l
=3 2

3+1=7

S
(
m
s
) (эс)

спин

показ
ы
вает
собстве
н
ный
вращ
а
тельный
момент эле
к-
трона

числа +
½
и


½
для к
а
ждого
m
l

Поведение электронов в атомах подчиняется принципу запрета,
В. Паули
:
в атоме не может быть двух электронов, у которых б
ы-
ли бы один
аковыми все четыре квантовых чи
с
ла.

Согласно принципу Паули, на одной орбитали, характеризу
ю-
щейся определёнными зн
а
чениями квантовых чисел
n
,
l

и
m

может
находиться либо один электрон, либо два, но различающихся знач
е-
нием
s
.

Орбиталь с двумя электронами,

спины которых антипараллел
ь-
ны (квантовая ячейка), схематически можно изобразить так:

Максимально в одном электронном слое может быть 2
n
2
эле
к-
тронов, так называемая емкость электронного слоя.

В таблице 3 приведены значения квантовых чисел для разли
ч-
ных с
остояний электрона, а так же указано максимальное число
электронов, которое может находиться на том или ином энергетич
е-
ском уровне и подуровне в атоме.

Таблица 3.


Квантовое состояние электронов, емкость энергетических уро
в-
ней и подуро
в
ней.


5

Квантовый




Ма
гнитное квантовое
число

m
l

Число ква
н-
товых с
о-
стояний (о
р-
биталей)

Макс
и-
мальное
число эле
к-
тр
о
нов

уровень

подур
о-
вень

обозначение

глав
ное
кван
товое
чи
с-
ло
n

обозначение

орб
и-
тал
ь-
ное
ква
н-
товое
чи
с
ло
l


в п
о
д
у
ровне

(2
l
+
1)

в уровне
n
2


в п
о
д
у
ровне

2
(2
l
+
1)

в уровне 2
n
2

K

L



M




N

1


2



3




4


S


s

p


s

p

d


s

p

d

f

0


0

1


0

1

2


0

1

2

3

0;


0;

-
1; 0; +1;


0;

-
1; 0; +1;

-
2;
-
1; 0; +1; +2;


0

-
1; 0; + 1

-
2;
-
1; 0; +1; +2

-
3;
-
2;
-
1; 0; +1; +2;
+3;

1


1

3


1

3

5


1

3

5

7

1



4



9





16

2


2

6


2

6

10


2

6

10

14

2



8



18





32

Расположение электронов по слоям и орбиталям изображают в
виде
электронных конфигураций
. При этом электроны размещаю
т-
ся согласно
принц
и
пу минимальной энергии
: наиболее устойчивое
состояние электрон
а в атоме соответствует минимально возможному
значению его энергии.

Конкретная реализация этого принципа отражается с помощью
принципа Паули (см. стр. 8),
правила Хунда,

а также
правила Кле
ч-
ковского.

П
равило Хунда:

в пределах энергетического подуровня эле
к-
троны располагаются так, чтобы их суммарный спин был макс
и-
мальный
.

Правило Клечковского
:
орбитали заполняются электрон
а
ми в
порядке возрастания их энергии, которая характер
и
зуется суммой
(
n

+
l
). При этом, если сумма (
n

+
l
) двух разных орбиталей одинак
о-
ва
, то раньше заполняется орбиталь
,
у которой главное квантовое
чи
с
ло меньше.


6
Последовательность заполнения электронных энергетических
подуровней в атоме смотрите в таблице 4.


Таблица 4.

Порядок заполнения орбиталей по сумме главного и побочного
квантовых ч
и
сел (
n

+
l
)
.


n

l

n+
l

Орб
и-
таль

Порядок
з
а
полнения

1

0

1+0=1

1s

1

2

0

1

2+0=2

2+1=3

2s

2p

2

3

3

0

1

2

3+0=3

3+1=4

3+2=5

3s

3p

3d

4

5

7

4

0

1

2

3

4+0=4

4+1=5

4+2=6

4+3=7

4s

4p

4d

4f

6

8

10

13

5

0

1

2

3

5+0=5

5+1=6

5+2=7

5+3=8

5s

5p

5d

5f

9

11

14

17

6

0

1

2

3

6+0=6

6+1=7

6+2=8

6+3=9

6s

6p

6d

6f

12

15

18

20

7

0

1

7+0=7

7+1=8

7s

7p

16

19

Итак, последовательность заполнения электронных энергетич
е-
ских подуровней в атоме:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

Существует два способа составле
ния схем распределения эле
к-
тронов в атоме:

1.

в виде формул электронных конфигураций, где верхний индекс
указывает число эле
к
тронов на данном подуровне

2.

в виде квантовых ячеек (клетка, кружок или черточка)
-

для из
о-
бражения электронной орбитали и стрелок
-

дл
я обозначения эле
к-
тронов, направление которых указывает на ориентацию спинов эле
к-
тронов:




7


ПРИМЕР 2.

Напишите электронную конфигурацию атома калия
РЕШЕНИЕ
:


19
К


1
s
2

2
s
2


6

3
s
2

3
p
6

4
s
1
;


n = 4













n = 3

↑↓


↑↓

↑↓

↑↓







n = 2

↑↓


↑↓

↑↓

↑↓




d



n = 1

↑↓



p









s









Каждый электрон в атоме можно охарактеризовать с пом
о
щью
набора квантовых чисел.

ПРИМЕР 3. О
пишите состояние пятого электрона на 4
f

под
у-
ровне (4
f
5
) в атоме с помощью н
а
бора квантовых чисел.

РЕШЕНИЕ

Электрон

находится на 4
f
-
подуровне, цифра 4 показывает зн
а-
чение главного квантового числа n = 4, а
f
-
подуровню соответствует
орбитальное квантовое число 3 (см. таблицу 1), т.е.
l
=3.
Магнитное
квантовое число приобретает значения от

l

до +
l
, т.е. в данном пр
и-
мере




3

2

1 0 +1 +2 +3

а пятый электрон попадает в магнитную квантовую ячейку с
m
=+1. Спиновое квантовое число
S

=

2
1
.

Периодический закон Д.И. Менделеева в свете строения
эле
к
тронной оболочки атома

Периодический

закон был открыт в 1869 г. великим русским
ученым Д.И. Ме
н
делеевым и сформулирован так:

свойства простых тел, а также свойства и свойства соедин
е-
ний элементов находятся в периодической зависимости от величины
атомных весов элеме
н
тов
.

До появления сведений

о сложном строении атома основной х
а-
рактеристикой элемента служит атомный вес (относительная ато
м
ная
масса). Развитие теории строения атома привело к установлению т
о-
го факта, что главной характеристикой атома является положител
ь-

8
ный заряд его ядра. Поэтому

в современной формулировке период
и-
ческий закон гласит:

свойства химических элементов, а также формы и свойства их
соединений находятся в периодической зависимости от величины
заряда ядер их атомов.

Заряд ядра (число протонов) равен атомному номеру элемент
а,
определяет число электронов в атоме и, как следствие этого, стро
е-
ние его электронной об
о
лочки в основном состоянии.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень з
а-
полняется электр
о
ном последним, различают четыре типа элементов.

У элементов гла
вных подгрупп заполняются
s
-

и
p
-

орбитали
последнего слоя. Элементы, в которых заполняются s
-
орбитали п
о-
следнего слоя, называются
s
-
элементами
. Максимальное число
электронов
s
-
орбитали


два.

р
-
элементы



это элементы, в которых заполняются р
-
орбитали
п
о
следнего слоя. Максимальное число электронов
p
-

орбитали


шесть.

d
-
элементы



это элементы, в которых заполняются
d
-
орбитали. Максимал
ь
ное число электронов
d
-

орбиталей


десять.

f
-
элементы



это элементы, в которых заполняются
f
-
орбитали
третьего сн
а
ружи

слоя. Максимальное число электронов
f
-
орбиталей


четырнадцать.

Валентные электроны атома в невозбужденном состоянии нах
о-
дятся: у
s
-
элементов
на
n
s



подуровне


у

р
-
элементов
на
n
s

и
n
p



подуровне


у

d
-
элементов
на
n
s

и (
n
-
1)
d



подуровне


у

f
-
элемент
ов
на
n
s

и (
n
-
2)
f



подуровне

Элементы со сходной электронной конфигурацией внешних
энергетических уровней обладают и сходными химическими свойс
т-
вами.

Графические изображения периодического закона и

структура периодической системы элементов.

Графические и
зображения периодического закона является та
б-
лица периодической системы элементов. Формы такого изображения
ра
з
личны. Их известно более 500, но наиболее широко используются

9

три: 1) короткая, 8
-
клеточная; 2) полудлинная, 18
-
клеточная; 3)
дли
н
нопериодная, 32
-
клеточная. (см. приложения 1, 2.)

Принципиальный подход к построению таблиц единый


эл
е-
менты располаг
а
ются в порядке возрастания заряда ядер их атомов.

В вертикальных колонках, которые называются
группами
, об
ъ-
единены элементы, имеющие сходное электронное

строение. В к
о-
роткопериодном варианте таблицы всего 8 групп. Каждая группа с
о-
стоит из главной и побочной группы. У элементов
главных по
д
групп

заполняются
s
-

и
p
-
подуровни внешних энергетических уро
в
ней,
электронные конфигурации которых являются основным ф
акт
о
ром,
определяющим химические свойства элементов. У элементов
побо
ч-
ных подгрупп

происходит заполнение внутренних (п
-
1)
d
-

и (п
-
2)
f
-
подуровней, а на внешнем энергетическом уровне (
ns
-
подуровень)
уже имеется один
-
два электрона. В короткопериодном варианте
п
е-
риодической системы элементы главных и побочных подгрупп ра
с-
полагаются в разных рядах. В полудлинном варианте отсутствуют
побочные подгруппы, т.к.
d
-

элементы занимают клетки между
s
-

и
p
-

элементами (см. приложение). Родство элементов, н
а
ходящихся в
разных подгруппах одной группы в полудлинном варианте, отраж
а-
ется в том, что соответствующим подгруппам даются одинаковые
номера, но с разными бу
к
вами: главным


А, побочным


В. Таким
образом, таблица этой формы с
о
держит 16 групп. А и В
-

груп
пы
объединяют элементы в
семейства

электро
н
ных аналогов, имеющих
сходство и электронной структуры, и хим
и
ческих свойств.

Такое же количество групп и в 32


клеточном варианте, но, в
отличие от двух предыдущих,
f
-

элементы внесены в таблицу под
общим назв
а
н
ием «семейства».

Периодом

в периодической системе называется последовател
ь-
ный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания з
а
ряда
ядер их атомов, электронная конфигурация внешнего энергетическ
о-
го уровня которых изменяется от
ns
1

до
ns
2

np
6

(для перво
го п
е
риода
ns
1

и
ns
2
).

При этом номер периода совпадает со значением главного ква
н-
тов
о
го числа
n

внешнего энергетического уровня.

Каждый из периодов, исключая первый, начинается типичным
металлом (щелочным металлом) и заканчивается благородным
(инер
т
ным) г
азом, которому предшествует неметалл. В периоде с

10
увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное измен
е-
ние свойств от металлических к типично неметаллическим, что мо
ж-
но объяснить увеличением числа электронов на внешнем энергетич
е-
ском уровне.

Первые

три периода содержат только
s
-

и
p
-

элементы. Четвё
р-
тый и последующие периоды включают в свой состав также элеме
н-
ты, у которых происходит заполнение
d

и
f
-

подуровней соответс
т-
вующих внутренних энергетических уровней.
f
-

элементы объедин
я-
ются в семейства,

которые называются лантаноидами (4
f
-

элементы)
и акт
и
ноидами (5
f
-

элементы).

В длиннопериодном варианте периодической системы отраж
а-
ется вся последовательность элементов в каждом периоде, в коро
т-
ком и полудлинном вариантах лантаноиды и актиноиды вынесены
за
пр
е
делы таблицы (см. приложение 1 и 2).

Электронная теория строения атома объяснила структуру п
е-
риодической системы элементов: число групп, подгрупп, пери
о
дов,
число элементов в группах и периодах. Всё это доказывает, что п
е-
риодическая система элементов

Д. И. Менделеева отражает объе
к-
тивные св
я
зи, существующие в природе.


Периодичность свойств химических элементов.

Поскольку электронная конфигурация атомов химических эл
е-
ментов изменяется периодически, то соответственно периодически
измен
я
ются и свойства
элементов, определяемые их электронным
строением. К таким свойствам относятся:
атомные и ионные ради
у-
сы (
r
), энергия ионизации (Е
и
) или ионизационный потенциал (
I
),
сродство к электрону (СЭ), электроотрицательность (ЭО).

Химическая активность элемента опр
еделяется его способн
о-
стью терять или приобретать электроны. Количественно это оцен
и-
вается с помощью энергии ионизации атома и его сродства к эле
к-
трону.

Первая энергия ионизации


-

энергия, необходимая для отрыва
одного моля наиболее слабо связанных электр
онов от одного моля
невозбужденных атомов какого
-
либо элемента для пр
о
цесса



Э = Э
+

+
_
,
e

Энергия ионизации характеризует восстановительную спосо
б-
ность элемента. Чем она меньше, тем легч
е удаляется электрон, тем

11

сильнее восстановительные способности элемента. Энергия иониз
а-
ции во
з
растает по периоду.

В одной и той же группе энергия ионизации несколько умен
ь-
шается с увеличением порядкового номера элемента, что обусловл
е-
но размером атомов и

расстояния внешних подоболочек от ядра.

Сродство к электрону.

Энергетический эффект присоедин
е-
ния моля электронов к молю нейтральных атомов называется сро
д-
ством к электрону.
Например:

Э +
е

= Э
-


Сродство к электрону СЭ количественно выражается в
кДж/моль

или электрон
-
Вольтах (эВ). Наибольшее значение сродства
к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшее и даже о
т-
рицательные знач
е
ния её


элементы с электронной конфигурацией
s
2

(
He
,
Be
,
Mg
,
Zn
), с полностью или наполовину заполненными
p
-
подоболо
чками (
Ne
,
Ar
,
Kr
,
N
,
P
,
As
,).

Электроотрицательность

ЭО (
χ)


условная величина, хара
к-
теризующая способность атома в химическом соединении притяг
и-
вать к себе электроны.

По Малликену электроотрицательность определяют как ари
ф-
метическую сумму энергии иониза
ции и сродства к электрону, т.е.
ЭО = (
I

+ СЭ
).

За единицу электроотрицательности принята электроотриц
а-
тельность лития (ЭО = 536,0 кДж/моль).

Для практической оценки этой способности атома введена у
с-
ловная относительная шкала электроотрицательностей (см.
прилож
е-
ние 3). По такой шкале наиболее электроотрицательным элементом
является фтор, а наименее электроотрицательным


франций. В п
е-
риоде с ростом порядкового номера элемента электроотрицател
ь-
ность возрастает, а в группе


убывает.

ПРИМЕР 5.
Вычислите отно
сительную электроотрицател
ь-
ность брома, если энергия ионизации брома равна
I

= 1140,8
кДж/моль, а сродство брома к электрону равно
СЭ

= 3,54 эВ/атом.

РЕШЕНИЕ

Так как 1 эВ = 1,602 10
-
19

Дж, то сродство брома к электрону
равно
СЭ

= 3,54 1,602 10
-
19

6,02 10
23

= 341,4 кДж/моль

ЭО = (
I

+ СЭ)
, значит электроотрицательность брома равна
ЭО

= 1140,8 + 341,4 = 1482,2 кДж/моль. За единицу электроотрицател
ь-

12
ности пр
и
нята электроотрицательность лития (ЭО = 536,0 кДж/моль),
следовательно, относительная электроо
т
рицательн
ость брома равна
1482,2/536,0 = 2,8.


Все перечисленные параметры (атомные и ионные ради
у
сы,
энергия ионизации, ионизационный потенциал, сродство к электр
о-
ну, электроотрицательность) являются периодической функцией з
а-
ряда ядра. Для элементов главных подгру
пп эти параметры измен
я-
ются
по периоду

слева направо в направлении уменьшения ради
у
са
атома и увеличения ионизационного потенциала, сродства к электр
о-
ну и электроотрицательности, т.е. уменьшения для элементов мета
л-
лических и усиления неметаллических пр
и
зна
ков. В пределах каждой
подгруппы

сверху вниз радиусы атомов увеличиваются и соответс
т-
венно уменьшаются ионизационный потенциал, сродство к электр
о-
ну и электроотрицательность, т.е. усиливаются металлические сво
й-
ства простых в
е
ществ.

Изменение свойств элеме
нтов побочных подгрупп
по периодам
и группам

имеет свои особенности. Заполнение
d
-

и особенно
f
-
подуровня экранирует внешний электронный слой от ядра, что пр
и-
водит к сравнительно небольшому уменьшению радиуса атомов этих
элементов и соответственно их свойс
тва меняются не так резко по
периоду, как свойства элементов главных подгрупп (см. приложение
4). Все они являются металлами и отрицательных степеней окисл
е-
ния не имеют.


ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

ЗАДАНИЕ 1

Определите, какой заряд ядра и сколько электронов, п
ротонов,
нейтронов в ат
о
мах:

1)
(а)
олова,

2)
(б)
магния,

3)
(в)
брома,

4)
(г)
серебра,

5)
(д)
цинка,

6)
(е)
никеля,

7)
(ж)
меди,

8)
(з)
железа,

9)
(и)
марганца,

10)
(к)
хрома,

11)
(л)
бария,

12)
(м)
кобальта

13)
(н)
йода

14)
(о)
серебра

15)
(п)

германия

16)
(р)

индия


13
17)
(с)

молибдена

18)
(т)
селена

19)
(у)
свинца

20)
(ф)
сурьмы


ЗАДАНИЕ 2

Опишите состояние электрона с помощью набора квантовых ч
и-
сел:

1.

(а)
5
-
ый электрон на 4р п
о-
дуровне

2.

(б)
2
-
ый электрон на 3
d

п
о-
дуровне

3.

(в)
9
-
ый электрон на 4
f

п
о-
дуровне

4.

(г)
1
-
ый электрон на 6
s

п
о-
дуровне

5.

(д)
8
-
ой электрон на 5
d
-
подуровне

6.

(е)
3
-
ий электрон на 5
f

п
о-
дуровне

7.

(ж)
4
-
ый электрон на 6
p

подуровне

8.

(з)

6
-
ой электрон на 4
d

п
о-
дуровне

9.

(и)
2
-
ой электрон на 1
s
-
подуровне

10.

(к)
7
-
ой электрон на 5
d

п
о-
дуровне

11.

(л)
12ый

электрон на 4
f
-
подуровне

12.

(м)
2
-
ой электрон на 5
p

п
о-
дуровне

13.

(н)
10
-
ый электрон на 5
f
-
подуровне

14.

(о)
10
-
ый электрон на 5
d

подуровне

15.

(п)
7
-
ой электрон на 4
d

п
о-
дуровне

16.

(р)
4
-
ой электрон на 4р п
о-
дуровне

17.

(с)

2
-
ой электрон на 5
s

п
о-
дуровне

18.

(т)
3
-
ий электрон на 3
d

п
о-
дуровне

19.

(у)
1
-
ый электрон на 6р п
о-
дуровне

20.

(ф)
1
-
ый электрон на 4
d

подуровне



ЗАДАНИЕ 3



Укажите положение элементов в периодической системе Д.И.
Менделеева (порядковый номер, номер периода, номер группы, по
д-
группа);



напишите электронные конфигурации ато
мов;



подчеркните валентные электроны;



укажите, к какому электронному семейству относятся данные
элементы;



изобразите схематически возможные возбужденные с
о
стояния у
атома подчеркнутого элеме
н
та;


14


на основании строения электронной оболочки атома подчеркн
у-
тог
о элемента, объясните, какие валентности и степени окисл
е
ния он
может проявить;



напишите для него электронные формулы
в низшей и высшей
степени окисления
:


1.

(а)
литий,
бром
, цирконий;

2.

(б)

магний,
олово
, кадмий;

3.


) натрий,
свинец
, к
о
бальт;

4.

(г)

кальций, сур
ьма,
марг
а
нец
;

5.

(д)

стронций,
йод
, титан;

6.

(е)

рубидий,
сера
, воль
ф
рам;

7.

(ж)

цезий, алюминий,
ван
а
дий
;

8.

(з)

бериллий, таллий,
жел
е
зо
;

9.

(и)

барий,
селен
, ртуть;

10.

(к)

франций,
фосфор
, никель;

11.

(л)

калий,
хлор
, цинк.

12.

(м)

барий, теллур,
технеций
.

13.


(н)
радий,
кремний
,

медь

14.

(о)
натрий,
мышьяк
, рений

15.

(п)
калий,
индий
, молибден

16.

(р)
кальций,
германий
, хром

17.

(с)
рубидий, галлий,
тантал

18.

(т)
бериллий,
висмут
, ниобий

19.

(у)

цезий,
углерод
, рутений

20.

(ф)

стронций
, аргон, плат
и
на


ЗАДАНИЕ 4
1

1.

Охарактеризуйте изменение радиусов атомов,

энергии иониз
а-
ции, электроо
т
рицательности в ряду элементов 3
-
го периода.

2.

Укажите взаимосвязь между величиной атомного радиуса и
энергией ионизации. Исходя из периодической системы, расстав
ь-
те следующие элементы в порядке возрастания этих вел
и
чин: а)
Cl
,
F
,
I
,
Br


б)
Li
,
F
,
B
,
C
,
Be

N
,
O
.

3.

Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего
периода пери
одической системы, отвечающих их высшей степени
окисления. Как изменяется кис
лотно
-
основной характер этих соед
и-
нений при переходе от натрия к хл
ору? (используйте прилож
е
ние 4).

4.

Для какого из двух элементов ионизационный потенциал до
л-
жен быть большей величиной, если электронная стру
к
тура их атомов
выражается следующими формулами:

а
) 1s
2

2s
2

2p
6
3s
2
3p
2

и

1s
2
2s
2

2p
6

3s
2
3p
5

б
) 1s
2
2s
2

2p
6
3s
2

3p
6
4s
1

и 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1

5.

Охарактеризуйте изменение радиусов атомов, энергии иониз
а-
ции, электроо
т
рицательности в ряду элементов главных подгрупп 4
-
го периода:

6.

Укажите взаимосвязь между величиной атомного радиуса и
энергией ионизац
ии. Исходя из периодической системы, ра
с
ставьте



1

Дополнительное задание выполняется по указанию пр
еподавателя


15

следующие элементы в порядке понижения этих вел
и
чин: а)
O
,
S
,
Se
,
Te

б)
Na
,
Cl
,
S
,
Al
,
Mg
,
P
,
Si
.

7.

Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов главных
подгрупп четвертого периода периодической системы, о
твечающих
их высшей степени окисления. Как изменяется кислотно
-
основной
характер этих соединений при переходе от калия к брому? (испол
ь-
зуйте прилож
е
ние 4).

8.

Для какого из двух элементов ионизационный потенциал до
л-
жен быть большей величиной, если электронная

стру
к
тура их атомов
выражается следующими формулами:

а
) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2

3p
6
4s
2

и 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2

б
) 1s
2

2s
2

2p
6
3s
2
3p
3

и

1s
2
2s
2

2p
6

3s
2
3p
5

9.

Охарактеризуйте изменение радиусов атомов, энергии иониз
а-
ции, электроо
т
рицательно
сти в ряду элементов главных подгрупп 5
-
го периода:

10.

Укажите взаимосвязь между величиной атомного радиуса и
энергией ионизации. Исходя из периодической системы, ра
с
ставьте
следующие элементы в порядке повышения этих вел
и
чин: а)
K
,
Br
,
Ca
,
Se
,
Ge
,
As
,
Ga
.

б)

Li
,
Na
,
K
,
Rb
,
Cs
.

11.

Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов второго
периода периодической системы, отвечающих их высшей степени
окисления. Как изменяется кислотно
-
основной характер этих соед
и-
нений при переходе от лития к фтору? (используйте прило
ж
е
ние 4).

12.

Для какого из двух элементов ионизационный потенциал до
л-
жен быть большей величиной, если электронная стру
к
тура их атомов
выражается следующими формулами:

а
) 1s
2
2s
2
2p
5

и 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5

б
) 1s
2

2s
2

2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2

и

1s
2
2s
2

2p
6

3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
4



16
ПРИЛОЖЕНИЕ 3
.

Относительная электроотрицательность некоторых элеме
н
тов
(по Поллингу).

ГРУППЫ

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

H

2,1








Li

1,0

Be

1,5

B

2,0

C

2,5

N

3,0

O

3,5

F

4,0


Na

0,9

Mg

1,2

Al

1,5

Si

1,8

P

2,1

S

2,5

Cl

3,0


K

0,8

Ca

1,0

Sc

1,3

Ti

1,5

V

1,6

Cr

1,6

Mn

1,5

Co;Ni

1,9;1,9


Zn

1,6

Ga

1,6

Ge

1,8

As

2,0

Se

2,4

Br

2,8


Rb

0,8

Sr

1,0

Y

1,2

Zr

1,5

Nb

1,6

Mo

1,8

Tc

1,9

Ru;Rh;Pd

2,2;2,2;2


Cd

1,7

In

1,7

Sn

1,8

Sb

1,9

Te

2,1

I

2,5


Cs

0,7

Ba

0,9

La
-

Lu

1,0
-
1,2

Hf

1,
3

Ta

1,5

W

1,7

Re

1,9

Os; Ir; Pt

2,2;2,2;2,2


Hg

1,9


Pb

1,9

Bi

1,9

Po

2,0

At

2,2


Fr

0,7

Ra

0,9









17


ПРИЛОЖЕНИЕ 4

Закономерности изменения свойств атомов, простых веществ и соедин
е-
ний, образованных химическими элементами, в пределах главных по
д-
груп
п и периодов системы Д.И. Менделеева

Формы существования химич
е
ского
элемента и их свойства

Изменения свойств

В главных по
д-
группах

В периодах

АТОМЫ

Заряд ядра

Возрастает

Возрастает

Число энергетич
е
ских
уровней

Возрастает

Не изменяется и
равно номе
ру
периода

Число электронов на
внешнем уровне

Не изменяется и
равно номеру группы

Возрастает

Радиус атома

Возрастает

Уменьшается

Восстановительные
свойства

Возрастают

Убывают

Окислительные сво
й-
ства

Убывают

Возрастают

Высшая положител
ь
ная
с
тепень окисл
е
ния

Постоянная и равна
номеру группы (
N
)

Растёт от + 1 до + 7

Низшая степень оки
с-
ления

Не изменяется и
равна (8
-

N
)

Растёт от


4 до


1

ПРОСТЫЕ
ВЕЩЕС
Т-
ВА

Металлические свойс
т-
ва

Усиливаются

Убывают

Неметаллические сво
й-
ства

Ослабева
ют

Усиливаются

СОЕД
И-
НЕНИЯ
ЭЛЕМЕ
Н-
ТОВ

Характер химич
е
ских
свойств


Усиление
основных свойств
и ослабление
кислотных
свойств

Основный ам
-
фотерный кис
-
лотный



Уселение кислотных
свойств и ослабление
основных в периодах

Высшего оксида

Щёлочь Нерас
-
творимое основание

Амфотерный
гидроксид


Ослабление
основных свойств и
усиление кислотных
свойств в периодах

Высшего гидрокс
и
да



Приложенные файлы

  • pdf 18128105
    Размер файла: 290 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий