Основы атомно-молекулярного учения

            I       II                                              III    IV    V    VI      VII     VIII

1 Период   1s1  1s2

2 Период   2s1  2s2                                                                                    (1s2)2p1p2p3p4p5p6

3 Период   3s1  3s2                                                                                     (3s2)3p1p2p3p4p5p6    

4 Период   4s1  4s2                                                        3d1d2d3d4d5d6d7d8d9d104p1p2p3p4p5p6

5 Период   5s2   5s2                                                      4d1d2d3d4d5d6d7d8d9d105p1p2p3p4p5p6

6 Период   6s1  6s2         4f1f2f3f4f5f6f7f8f9f10f11f12f13f145d1d2d3d4d5d6d7d8d9d106p1p2p3p4p5p6

7 Период   7s1  7s2                5f1f2f3f4f5f6f7f8f9f10f11f12f13f146d1d2d3d4d5d6d7d8d9d107p1p2p3p4p5p6

 

1. Период- это горизонтальный ряд  элементов, упорядоченных свойства изменяются постепенно от металлических к неметаллическим элементам. Это горизонтальный ряд элементов, у которых последние электроны имеют близкие значения энергии.

2. Периоды имеют различную длину, потому в электромагнитном поле  ядра имеется разное число близких по энергии электронов.

3. Лантанойдов 14 потому , что у них  идет заполнение f подслоя. Значит l=3 (fподслой) ml=7 значен, поэтому f  подслоя з. А.О. По принципу Паули в каждой А.О. имеются 2е с разными спинами. Следовательно, в f подслое 14е. Поэтому лантаноидов 14.

4.По Менделееву: Группа-это вертикальный ряд элементов, проявляющих одинаковую валентность и сходные свойства. Это вертикальный ряд элементов, имеющих подобные электронные конфигурации.

5. Групп в периодической системе 8 потому, что в каждом периоде  имеются лишь 8 элементов, у которых последний электрон располагается в последнем квантовом слое.

6. Группы делятся на подгруппы  из-за различия в электр конфигурациях  атомов. В главных подгруппах  располагаются элементами у которого  последний электрон с расположен  в s или в р подуровне. Номер группы элемента главной подгруппе равен сумме s и р элементов внешнего слоя. В побочных подгруппах располагаются элементы, у которых последний электрон находится в d или f подслоях. Номер группы элемента побочной подгруппы определяют руководствуясь следующими правилами: 1. Если d- подслой заполнен полностью то номер группы образуется сумме S e.

I     Группа  ns1

II    Группа  ns2

III   Группа  ns2np1

IV   Группа   ns2np2

V    Группа   ns2np3

VI   Группа   ns2np4

VI   Группа   ns2np5

VII  Группа   ns2np6

I      Группа   ns1(n-1)d10

II     Группа  ns2(n-1)d10

2. Если  d-подслой не заполнен (d<10), то номер группы элемент побочной подгруппы равен сумме S e внешнего и d е.

III     Группа  ns2(n-1)d1                           V     Группа  ns2(n-1)d3                   VII   Группа  ns2(n-1)d5

IV     Группа  ns2(n-1)d2                          VI    Группа  ns2(n-1)d4                   VIII     Группа  ns2(n-1)d6

3. Если d- подслой не заполнен d<10, а сумма S e внешнего и d е предыдущего слоя больше 8, то элементы остаются в 8 группе образуя триаду.

  VIII  Группа  ns2(n-1)d7

                         ns2(n-1)d8

4. Менделеев в трех случаях  расположения элементов основном  на свойствах, а не на величине Ar.

Ar K    CaN      Fe  I

Ar 39.9 39.8

Связано это с тем, что в процессе эвалюции Земли установилась различное соотношение между долго и коротко живущими изотопами

Ar:     39Ar –короткоживущих           39К – долгоживущих

          40 Ar-долгоживущих                40К- короткоживущих

Периодический закон: 1Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находиться в периодически зависимости от Ar  элементов (по Менделееву)

2. Свойства простых веществ, а  также формы и свойства соединений  элементов находиться в периодической  зависимости от заряда ядер их атомов.

3. С увеличением числа нуклонов  в ядре и элементов в электронной  оболочке периодически повторяются  свойства простых веществ, соединений, а так же свойства ядер.

N(периода)=n(последнего слоя)

Значение периодического закона: 1Научное

1. Позволяет предсказывать свойства некоторых элементов
2. Позволяет вести планомерный поиск новых элементов
3. Способствуют развитию физики
4. Способствуют созданию новых наук (геохимия, нефтехимия)

2. Философское:

1. Подтверждает материнское единство мира.
2. Подтверждает закон перехода количества в качество
3. Подтверждает закон  единства и борьбы противоположений
4. Подтверждает  непрерывность развития материи
5. Подтверждает философский принцип скачкообразности развития материи

 

Свойства атома

1                                                          2

1. заряд                                         1. способность образовать
2. масса                                          оптические секторы
3. радиоактивность                       (переходы внешних е)
4. способность вступать в          2. Способность образ. рентгеновские

ядерные реакции                            спектры (переходы более глубокие е )

                                                        3. Валентность и степень окисления

                                                        4. магнитные свойства наличие или отсутствие

3

1. радиус атома
2. энер. ионизации
3. энер. срадства к е
4. электроотрицательность

 

2  3. Валентность и степень  окисления

Валентность – это способность атома образовывать определенное число хим. связей.

Степень окисления - это заряд, который возник бы на атоме при смещении е к более электроотрицательному атому.

Al,   Al  (III) валентность;    Al+3 –степень окисление; Al+3- заряд ионы

При определении степени окисления необходимо руководствоваться следующими правилами.

1. Ст. окисления элемента в простом  веществе равна нулю

О20   О0::О0

2. Ст. окисления О=-2, кроме переоксидов  и фторида кислорода

3. Ст. окисления Н=+1 кроме гидридов 

4. Ст. окисления атома в сложной  молекуле рассчитывается на основании  правилами. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов составляющих молекулу ровна нулю.

Степень окисления - понятие формальное.

H3+1PO4-2     3(+1)+4(-2)           H-O

                      3+x-8=0               H-O          P=O         +3-8=+5

                       x=+5                   H-O

Валентность и степень окисления могут не совпадать. Значение степени окисления. 1.Позволяет составить соединение   Mn2O7     Ag+3H3-1     H2+S-2

2. Степень окисления позволяет  дать основе характеристику оксидов  и гидроксидов металлов.

а) низкая положительное ст. окисления – основных свойств

б) промежуточная ст. окисления – амфотерные свойства

в) высшая степень окисления – кислот

        CH4                        Cl                         Cl                           IV    +2-2=0    -3+1=-2

          H                            ↑                         ↑

          ↓                    Cl ←C→H           H→C←H

  H←C→H                       ↑                         ↑

          ↑                             H                        H

         H

 Cr  0+2            +3        +4    +5                +6

вос                            амфот.                 Кислот

CrO                  r2O3   CrO2   Cr2O3          CrO3

Cr(OH)2                                                   H2Cr2O7

Cr(OH)Cl                                                  NaHCrO4

Cr(OH)Cl2                                                Na2CrO4

3. Сравнить силу кислорода соединений  кислот. Чем меньше степень окисления, тем сильнее кислота. HCl+1O- Слабая, HClO4-Сильная

4. Степень окисления позволяет  дать окислително-восстановительную  характеристику простых веществ  и соединений 

  а) низкая ст. ок. только восстановитель

  б) промежуточная ст.ок. и восстановитель, и окислитель

  в) высокая ст. ок. только окислитель

5. Степень окисления позволяет  предсказать продукты в окислително-восстановительных  реакциях. HCl-1+HCl+7O4=Cl0+Cl20+H2O

  Cl- Неметалл

-1     |    0        +1         +3          +5          |   +7

HCl  |    Cl2     Cl2O    Cl2O3    Cl2O5   |    Cl2O7

вост |              и вост  и ок                      |    т ок

6.Степнь окисления позволяет  составлять уравнение окислително-восстановительной  реакции методом электронного  баланса

14HCl+2HClO4=7Cl2+Cl2+8H2O

7  | 2Cl- -2e →Cl2

1  | Cl+7+14e→Cl2

 

Составление уравнения ионно-электронным методом

Правило стяжения

1. Катионы с высоким зарядом притягивают «О» с образованием кислорода содержащих молекул.

Mn+7 → MnO4-

  S+4→SO32-      PbO2

          SO2           MnO2

          CO2

          SiO2

2. Источником «О» является

Среда 1. кислая 2. нейтральная  3. щелочь

Является вода (с образованием ионов водорода)

H2O→ “O”+2H+

2OH- → “O”+H2O

Связывает «О» Среда 1. кислая 2. нейтральная  3. щелочь

( связывает ионы водорода с  образованием водорода)

(связывает молекулы воды образованием ОН-)

4. При одновременном присутствии  Н+ОН-=Н2О (ионы водорода и гидроксида ионы дают воду)

Алгоритм составления уравнения ионно-электронным методом.

(метод полуреакции)

1. Составить схему и определить в каком виде частицы существует в водных растворах. K++MnO4-+2Na++SO32-+2H++SO42-=Mn2++SO42-+Na++K++H2O
2. Используя правило « сжатия» составить ионное уравнение процессов окисления и восстановления.
3. В полученных ионных уравнениях рассчитать суммарный заряды слева и справа от знака равенства и определить число е участвуют в процессе окисления и восстановления.
4. Найти общие количество числа е и коэффициенты перед ионно-электронными уравнениями.
5. С учетом найденных коэффициентов   просуммировать левые и правые части уравнения
6. Просмотреть есть ли справа одновременно «Н» и «ОН» ион. Если есть, то образовать соответствующие число молекул Н2О. Одинаковые частицы сократить слева и справа от знака равенства.
7. Дописать ионы противоположенного знака слева и справа от знака равенства.
8. Составить молекулярное уравнение окислително-восстановительной реакции.

Na2SO3+NaClO3=Na2SO4+Cl2O

4|  4SO32-+H2O-2e=SO42-+2H+              -2+2=0

1|  ClO3-+5H2O=Cl2O+KOH-

       4SO32-+4H2O+2ClO3-+5H2O=4SO42-+8H++Cl2O+16OH-+8H2O

       4Na2SO3+2NaClO3=4Na2SO4+H2O+2NaOH

Валентность элементов главной подгруппы  

Валентность определяться не спаренными е S и р подслоев внешнего слоя в основном и возбужденном состоянии.

Валентность: 1 максимальная валентность равна номеру группы

                        2. максимальная валентность изменяетесь периодическим ростом

                        порядкового номера (заряда чдра)

Валентность элементов побочных групп:

1. Валентными являются S электроны внешнего и d электроны предыдущего квантового слоя
2. Неспаренные d электроны не образуют связей до тех пор пока, не распарятся S электроны внешнего слоя
3. У  f электронов f электроны становятся валентными лишь при переходе в d подслой
4. Магнитные свойства

3. Радиусы атомов. Границы радиуса  атома не определяются.

 Н  по Бору                                        Н2

                                                       → Н½0,74А½←Н     Ra=0,37

                                                                                          Н немет

                        0,53 Ант                  →Н½0,56А½←Н     Ra=0,28

                  1,4А

Радиус атома

 

                  Орбитальный                                                     эффективный

         (теоретический  расчет)                                   (Ra связан определенным типом  свзи)

                                                                 металлическая               ковалентная                 ионная

Ra измеряется а А0 (ангистрем), нм

Ra зависит:

1. от  заряда ядра, чем больше заряд, тем R  меньше Ra
2. от суммы квантового слоев, чем больше слоев, тем больше радиус.
3. от суммы внешних е (до 7 не влияет, затем увеличивается)
4. от эффекта экранирования (приводит к уменьшению энергии)

Чем больше эффекта экранирования, тем меньше Ra

 Постоянная  экранирования е  одного и того же слоя равна 0,35; у переднего слоя равна 0,85; у более глубоких слоев равна1.

||

||

||

N 1s22s22p3   Z +1-4(0.35)-2(0.85)=3.9             Nе 1s22s22p6

||

||

|

|

|

||

 

Ra в периоде уменьшается 1,3,4

В главной подгруппе Ra увеличивается

В побочных   1     увеличивается

                        2     постоянна (из-за лантоноидного  ряда)

                        3

3. 2. Энергия ионизации- это энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать 1е от нейтрального атома.