Практичне заняття

Тема: БУДОВА АТОМА. ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ Д.І. МЄНДЕЛЄЄВА

 

Мета заняття: ознайомитись із сучасними уявленням про будову атома. Засвоїти поняття про квантові числа та їх фізичний зміст. Навчитись записувати електронну формулу атома. З’ясувати суть періодичного закону і будову періодичної системи та їх взаємозв’язок з будовою атома. Навчитись характеризувати властивості елемента, виходячи з його місця в періодичній системі.

 

ПИТАННЯ ДЛЯ ПІДГОТОВКИ

 

1. Загальні уявлення про будову атома. Порядковий номер елемента в періодичній системі. Масове число. Ізотопи.

2. Якими квантовими числами характеризується стан електрона в атомі? Які числові значення може приймати кожне квантове число? Який взаємозв’язок між квантовими числами?

3. Принцип несумісності Паулі, принцип найменшої енергії, правило Гунда, правило Клечковського.

4. Cучасне формулювання періодичного закону.

5. Структура періодичної системи: періоди, групи, підгрупи.

6. Зв’язок положення елемента в періодичній системі із будовою його атома. Приклади.

7. Фізичний зміст періодичного закону, номера періоду, номера групи, підгрупи.

8. Розміщення -, -, -,- елементів у періодичній системі.

9. Визначення поняття – «енергія іонізації», «енергія спорідненості до електрона», «відносна електронегативність». Як змінюються названі величини в залежності від радіуса атома елемента в періодах і групах?

10.          Як змінюються властивості елементів у періодах і групах? Місце металів і неметалів у періодичній системі. Хімічний характер оксидів та їх гідратів відповідно до місця елемента в періодичній системі.

          

 

 

ТЕОРЕТИЧНІ ВІДОМОСТІ

 

За сучасними уявленнями атом – електронейтральна система, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно зарядженої електронної оболонки.

Ядро – це центральна позитивно заряджена частина атома, в якій зосереджена його маса. Основні складові ядра – протони, заряджені позитивно і нейтрони з нейтральним зарядом.

Загальне число протонів  і нейтронів  дорівнює масовому числу , що відповідає атомній масі ізотопа (табл. 2).

Таблиця 2

Характеристика основних складових частин атома

Назва	Символ	Маса (а.о.м.)	Заряд	Кількість в атомі
1. Ядро
Протон		1	+1	Z
Нейтрон		1	0	N = A – Z
2. Електронна оболонка
Eлектрон	ē	1/1836	-1	Z

 

Порядковий номер елемента визначає величину позитивного заряду ядра, число протонів у ядрі та число електронів у нейтральному атомі.

Електронна оболонка – це сукупність електронів, що рухаються в атомі навколо ядра.

Простір навколо ядра, де знаходження електрона найбільш ймовірне, називається орбіталлю. Орбіталі знаходяться на певних відстанях від ядра, мають певні форми і спосіб орієнтації в просторі.

Для характеристики стану електронів у атомі використовують набір чотирьох квантових чисел (кв. ч.). За допомогою трьох квантових чисел:  – головного,  – орбітального (побічного),            – магнітного, значення яких одержується із  рівняння Шредінгера, можна описати стан електрона при його русі навколо ядра. Четверте – спінове квантове число  характеризує рух електрона навколо власної осі.

Головне квантове число   характеризує енергію електрона і визначає енергетичний рівень електрона в атомі.

Набуває значень  = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞.

Електрони з однаковим значенням  n перебувають на одному енергетичному рівні.

Максимальне значення головного квантового числа для електронів відповідає кількості енергетичних рівнів в атомі та номеру періоду, в якому знаходиться елемент в періодичній системі елементів.

Енергетичний рівень – це сукупність орбіталей з однаковим значенням головного квантового числа . Відповідні позначення:

Головне квантове число  1  2  3  4  5  6  7;

Енергетичний рівень       K L M N O P Q .

Чим далі від ядра, тим більша енергія енергетичного рівня.

Орбітальне (побічне) квантове число  визначає форму орбіталі і уточнює значення енергії електрона в межах енергетичного рівня. Визначає енергетичний підрівень. Набуває значень від 0 до (). Позначення:

Побічне квантове число :   0  1   2   3;

Енергетичний підрівень:       s   p  d   f .

Кожному енергетичному рівню з пeвним значенням n відповідає набір енергетичних підрівнів із значенням  від 0 до (). Наприклад:

n = 1       l = 0 (s)

n = 2       l = 0 (s);  l = 1 (p)

n = 3       l = 0 (s);  l = 1(p);  l = 2 (d)

n = 4       l = 0 (s);  l = 1(p);  l = 2 (d);  l = 3 (f). 

Кожному значенню  відповідають орбіталі певної форми. Орбіталь -підрівня має форму кулі, орбіталі - підрівня – об’ємної «вісімки», - підрівень – комбінація «вісімок» або «вісімки» і тора. Електрони, що перебувають на - підрівнях, називають відповідно - електронами.

Eлектрони, що знаходяться на одному енергетичному підрівні, по різному взаємодіють з магнітним полем атома. Електромагнітні властивості електрона визначає магнітне квантове число.

Магнітне квантове число   показує орієнтацію електронної орбіталі у просторі. Може набувати цілочисельних значень від  до :

.

Сума значень m_l визначає число орбіталей даного виду. Наприклад:     

l = 0(s);  m_l =0                                       (одна -  орбіталь)

l = 1(p);  m_l = -1; 0; 1                            (три -  орбіталі)

l = 2(d);  m_l = -2; -1; 0; 1; 2                  (п’ять -  орбіталей)

l = 3(f);  m_l = -3; -2; -1; 0; 1; 2; 3         (сім -  орбіталей ).

Головне, орбітальне і магнітне квантові числа описують атомну електронну орбіталь.

Спінове квантове число  визначає момент кількості руху електрона при його русі навколо власної осі. Приймає два значення:

, при обертанні навколо своєї осі проти стрілки годинника;          

, при обертанні навколо своєї осі за стрілкою годинника.

Розподіл (заповнення) електронів на енергетичних рівнях атома відбувається відповідно до таких принципів.

Принцип Паулі

В атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел, тобто на одній орбіталі знаходиться не більше 2-х електронів, які мають протилежні спіни.

Орбіталь з 2-ма електронами, спіни яких протилежні – квантова комірка.

За принципом Паулі можна розрахувати максимальне число електронів на орбіталі, підрівні, рівні. На кожній орбіталі – по , тому на  - підрівні – ; на - підрівні – ; на - підрівні – ; на - підрівні – . Максимальне число електронів на енергетичному рівні  , де  – головне квантове число.

Принцип найменшого запасу енергії

Електрони в атомах розміщуються на енергетичних рівнях і підрівнях у порядку зростання їх енергії, починаючи від найменшої.

Перше правило Клечковського:

Меншим значенням енергії відповідає орбіталь з меншим значенням суми головного і орбітального квантових чисел: ().

Друге правило Клечковського:

Якщо для двох орбіталей значення суми ().є однаковим, то менше значення енергії відповідає орбіталь з меншим значенням головного квантового числа n.

Згідно принципу найменшого запасу енергії та правил Клечковського заповнення орбіталей електронами відбуватиметься у такій послідовності:

Напрямок зростання енергії	Þ             Þ             Þ             Þ             Þ              Þ              Þ            Þ
Орбіталь	1s	2s	2p	3s	3p	4s	3d	4p	5s	4d	5p	6s	4f	5d	6p	7s
Сума (n + l)	1	2	3	3	4	4	5	5	5	6	6	6	7	7	7	7
n	1	2	2	3	3	4	3	4	5	4	5	6	4	5	6	7
Максимальна кількість електронів	2	2	6	2	6	2	10	2	2	10	6	2	14	10	6	2

 

Правило Гунда

У межах даного підрівня електрони розміщуються так, щоб сума їх спінових чисел була максимальною. Тому електрони займають орбіталь спочатку по одному з додатнім значенням спінового квантового числа, а потім – по другому електрону з від’ємним значенням спінового квантового числа.

 

Електронні формули атомів

Будову електронних оболонок атомів відображають за допомогою електронних формул або конфігурацій. Електронна формула – це умовне зображення розподілу електронів по орбіталях на енергетичних рівнях і підрівнях. Наприклад:

   енергетичний рівень

Електронні формули атомів Сульфуру і Хрому:

      - стоїть у III періоді, отже має три енергетичних рівні;

     - стоїть у IV періоді, отже має чотири енергетичних рівні.

Графічні зображення враховують значення спінового квантового числа. Наприклад, 2 електрони з протилежними спінами на орбіталі  1s  зображують так: 

↑↓

            1s² 

↑ – позначення електрона з додатнім значенням спінового квантового числа;

↓ – позначення електрона з від’ємним значенням спінового квантового числа.

Наприклад: Описати системою квантових чисел стан електронів:. Для цього спочатку записуємо графічне зображення орбіталей із вказаними електронами, та значенням магнітних квантових чисел над орбіталями:

 

E↑	ml →	-2	-1	0	1	2
	0	↑↓	↑↓	↑	↑	↑
	↑↓	5d7
	6s2

 

Надалі складаємо таблицю з відповідями:

 

ел-ни→	6s2		5d7
кв. чис.↓
n	6	6	5	5	5	5	5	5	5
l	0	0	2	2	2	2	2	2	2
ml	0	0	-2	-1	0	1	2	-2	-1
ms	+1/2	-1/2	+1/2	+1/2	+1/2	+1/2	+1/2	-1/2	-1/2

Сучасне формулювання періодичного закону: властивості елементів та їх сполук перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер атомів.

Періодична система є графічним відображенням періодичного закону. Вона складається із семи періодів і восьми груп.

Період – це горизонтальний ряд (чи два ряди), де елементи розміщені в порядку зростання порядкового номера (протонного числа). Період, який складається з одного ряду – малий, з двох рядів (парного і непарного) – великий.

Група – це вертикальний стовпчик, у якому розміщені подібні за властивостями елементи. Група складається з підгруп: головної і побічної. У підгрупах розташовані елементи, що є електронними аналогами. Будова зовнішнього енергетичного рівня їх атомів повторюється.

Елементи, в атомах яких останнім заповнюється - підрівень, називаються s- елементами, вони розміщуються в головних підгрупах I-II груп. Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня  .

Елементи, в атомах яких останнім заповнюється - підрівень, називаються - елементами, вони розміщуються в головних підгрупах III-VIII груп. Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня  .

Елементи, в атомах яких останнім заповнюється - підрівень, називаються  -  елементами, вони  займають всі побічні підгрупи. Електронна формула  .

-  елементи – лантаноїди, актиноїди, знаходяться у ІІІ групі, побічній підгрупі, виділені в окремі ряди у кінці таблиці. Електронна формула:  .

Електронна будова зовнішнього енергетичного рівня атома визначає хімічний характер елемента. Елементи, атоми яких мають 1 - 2 електрони на зовнішньому -  підрівні, проявляють металічні властивості. Таку будову мають -  і  -  елементи.

- елементи – типові метали (крім  і ), їх оксиди – основні, а гідрати оксидів – основи. Металічні властивості елементів і основний характер сполук посилюється у групах із збільшенням порядкового номера.

Виняток: оксид і гідроксид берилію мають амфотерні властивості.

- елементи – перехідні метали. У низьких ступенях окиснення (+1, +2) їх оксиди і гідроксиди основні, у вищих ступенях окиснення (+5, +6, +7, +8) – оксиди та гідроксиди кислотні. У проміжних ступенях окиснення (+3, +4) оксиди та гідроксиди переважно мають амфотерний характер.

-  елементи – як -  елементи.

- елементи: діагональ В – At ділить - елементи на - метали і - неметали. Верхній правий кут-неметали, лівий нижній – - метали. Оксиди і гідрати оксидів - неметалів виключно кислотні, а - металів, як правило, амфотерні. Виняток становить VIII група – інертні гази, через завершеність зовнішнього енергетичного рівня вони не утворюють сполук валентного характеру.

ЗАДАЧІ ТА ВПРАВИ

 

1. Яке максимальне число електронів можуть мати -,-, -, -, орбіталі? Чому? Записати електронні формули атомів елементів з порядковим номером 4,9,21. До якого електронного сімейства відноситься кожний із цих елементів?

2. Скласти електронні формули атомів елементів ІІІ періоду. В чому подібність і відмінність в будові їх атомів?

3. Скласти електронні формули елементів IV групи: ; ; . В чому подібність і відмінність електронних структур атомів елементів головної та побічної підгруп?

4. Зобразити графічно електронні структури атомів Фосфору та Ванадію, обґрунтувати подібність та різницю в їх властивостях.

5. Описати системою квантових чисел стан електронів: ; ; .

6. Визначити місце в періодичній системі елементів, атоми яких мають електронні структури вираженні електронними формулами ; ; .

7. Виходячи із положення елементів Фосфору, Магнію і Мангану в періодичній системі, дати їх загальну характеристику за таким планом:     

а) електронна формула атома та розподіл електронів по енергетичних комірках;

           б) положення в періодичній системі (період, група, електронне сімейство, підгрупа);

           в) вищий та нижчий ступені окиснення елемента, відповідні сполуки з Оксигеном  та Гідрогеном.

           г) хімічний характер оксидів та їх гідратів.

8.  Охарактеризувати властивості елемента, який має електронну конфігурацію: ; ; ; Назвати ці елементи.

9.  Виходячи з положення Молібдену, Ренію і Телуру в періодичній системі, cкласти формули таких сполук: молібденової та телурової кислот, вищого оксиду ренію, водневої сполуки телуру.

Який нижчий та вищий ступінь окиснення проявляють Карбон, Фосфор, Сульфур, Іод? Чому? Скласти формули сполук цих елементів, які відповідають таким ступеням окиснення.