Основные сведения о строении атома.

Атомы состоят из ядра и электронной оболочки. В ядренаходятся протоны и нейтроны.

Согласно теории Бора, атом элемента состоит из электронов, протонов и нейтронов. Электрон (ē)- элементарная частица, с зарядом -1 и массой 1/1840 у.е. Протон (Р) входит в состав ядра атома элемента, имеет заряд +1 и массу 1 у.е.

Число протонов соответствует порядковому номеру элемента и всегда равно числу электронов в атоме. Нейтрон (n) элементарная частица, входит в состав ядра атома элемента, имеет массу 1 у.е. и не имеет заряда. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от массы атома вычесть порядковый номер элемента. Например: найти число электронов, протонов и нейтронов у элемента с порядковым номером 15. Находим в таблице элемент под номеров 15- это фосфор. Его символ Р, т.к. число протонов и электронов равны, то пишем Р=15, ē=15, а нейтроны находим вычитанием из массы атомов -31 за минусом 15, получаем 16 нейтронов.

Открытие физиками вначале ХХ в. сложного строения атома подтвердило гениальность Д. И. Менделеева как создателя периодического закона. Оказалось, что все без исключения химические элементы расположены в периодической системе за ростом заряда ядер их атомов. А периодическое изменение свойств элементов и их соединений связана с особенностями строения атомов химических элементов в пределах одной группы и одного периода. Это дало основания для современной формулировки периодического закона.

Свойства химических элементов, а также образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.
Известно, что:

• порядковый номер химического элемента указывает на величину заряда ядра атома, количество протонов в ядре - число электронов в электронной оболочке атома;

• количество нейтронов в ядре атома равна разности между относительной атомной массой химического элемента и его порядковым номером;

• номер периода совпадает с количеством энергетических уровней (электронных слоев) в электронной оболочке атома;

• химические элементы одной подгруппы имеют одинаковую электронную формулу внешнего энергетического уровня (электронного слоя);

• у элементов главных подгрупп число электронов на внешнем энергетическом уровне совпадает с номером группы;

• высшая валентность атомов химического элемента в оксидах равна номеру группы (существуют исключения);

• количество неспаренных электронов в атомах неметаллических элементов V-VII групп можно определить действием вычитания: 8 - номер группы.

Электронная формула атома - это запись распределения электронов в атоме, в котором числами обозначают энергетические уровни (1, 2 ...), буквами - подуровня (s, p, d, f), а верхними индексами - количество электронов по подуровням. Например: 14Si 1s2 2s2 2p6 3s 23p2.

На основе теории Бора была установлена тесная взаимосвязь с периодической системой, из которой следует, что порядковый номер элемента указывает на общее число электронов, которые располагаются по энергетическим уровням или слоям. Число электронов на уровне можно рассчитать по формуле. N=2 , где n- номер уровня. На первом уровне 2ē, На втором 8ē, на третьем 18ē, На четвертом 32ē, на пятом уровне 50ē. Уровни подразделяются на подуровни: S,P,d,f, которые составлены из орбиталей. S подуровень составлен из одной 1Sорбитали, содержащий 2ē. P подуровень составлен из 3Pорбиталей, содержащих 6ē. d подуровень составлен из 5dорбиталей, содержащих 10ē. f подуровень составлен из 7fорбиталей, содержащих 14ē.

Чтобы составить электронную формулу любого хим. элемента, нужно помнить: 1 уровень может содержать максимально 2ē 1 2 уровень содержит 8ē 3 уровень содержит 18ē , , . 4 уровень содержит 32ē , , и т.д.. При составлении электронной формулы нужно знать положение хим.элементов в таблице, каков его заряд ядра (порядковый номер элемента), в каком периоде он находится (число энергетических уровней), и в главной или побочной подгруппе стоит данный элемент, потому что номер главной подгруппы показывает число электронов внешнего уровня. Если элемент находится в побочной подгруппе, то он будет содержать в основном 2 электрона, но есть исключения, у которых на последнем слое по одном электрону. Cu, Ag, Au, Nb, Mo, Cr, Ru, Rh, Pt.

Графические электронные формулы дополняют информацию о строении электронной оболочки атома сведениями о количестве энергетических ячеек (каждую ячейку обозначают квадратиком) и заполнения их электронами. Два спаренные электроны одной ячейки обозначают двумя противоположно направленными стрелками, неспаренный электрон - одной.
Графическая электронная формула - это отображение распределения электронов в электронной оболочке атома с помощью энергетических ячеек и стрелок.

Современная формулировка закона доказывает прозорливость Д.И. Менделеева, т.к. до настоящего времени ею пользуются, не смотря на то что она все время пополняется новыми хим. элементами.

Контроль знаний:

1.Дайте определение понятия «химический эквивалент».

Почему атомная масса элемента - величина, в среднем, постоянная, а мольная масса эквивалента - переменная?

2. Почему атомная масса элемента - величина, в среднем, постоянная, а мольная масса эквивалента - переменная?

3. Сформулируйте Закон сохранения массы.

4. Радиус которого атома больше: Бора или кислорода, углерода или Силицию? Почему? Объясните.
5. Какой объем при нормальных условиях занимает один грамм-эквивалент водорода? Кислорода?

6. Какой из оксидов более кислотный: серы (VI) оксид или хлор (VII) оксид, азота (в) оксид или бор оксид? Почему? Объясните.

7. Какой из оксидов более основной натрий оксид или магний оксид, бор оксид или алюминий оксид? Почему? Объясните.

8. Определите, атом какого элемента имеет электронную формулу 1 s²2s²2p^e3s²3p¹

Домашнее задание:

Проработать: Л2.стр 4-6, Л2.стр.10-15.16,пересказ конспекта лекции №1. Повторить периодический закон, материал о строении атома, химической связи. Составить электронные формулы элементов с порядковыми номерами:12,18,24,28,29,31,35.

Лекция № 2.

Тема: Ионная химическая связь. Классификация ионов. Ионные кристаллические решетки. Ковалентная химическая связь. Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы.

Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с этими типами кристаллических решеток.

Металлическая химическая связь. Особенности строения атомов металлов. Металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Свойства веществ с этим типом связи.

Водородная химическая связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь. Значение водородной связи для организации структур биополимеров.

Оборудование: таблица к занятию, наборы трафаретов моделей атомов.

План изучения темы

(перечень вопросов, обязательных к изучению):

1. Виды химической связи.

2.Электроотрицательность. Полярная и неполярная ковалентные связи. Диполь. Полярность связи и полярность молекулы.

3.Водородная химическая связь.

4. Кристаллические решетки.

Содержание лекции: