🗊Презентация Основные химические понятия

Модуль 1 План 1. Основные химические понятия и законы. 2. Строение атома. 3. Периодический закон Д.И. Менделеева.

Основные химические понятия Химическое вещество Атом. Молекула. Индекс. Химический элемент Относительная атомная масса Молекулярные - Немолекулярные вещества Ион Простое вещество Сложное вещество Химическая формула Эквивалент

Атомно-молекулярное учение (АМУ) Все вещества состоят из молекул. Молекулы состоят из атомов. Атомы характеризуются определенными размерами и весом. Частицы (молекулы, атомы и т.д.) находятся в постоянном тепловом движении. Тепловое состояние тел есть результат движения этих частиц. Между молекулами есть промежутки, размеры которых зависят от агрегатного состояния вещества и температуры. Атомы одного вида отличаются от атомов другого массой и свойствами. При химических явлениях молекулы разрушаются, но при этом образуются новые молекулы. Молекулы простых веществ состоят из атомов одного химического элемента, молекулы сложных веществ – из различных атомов.  

Основные химические законы Закон сохранения массы веществ закон сохранения энергии Закон постоянства состава Законы стехиометрии: Закон эквивалентов Рихтера. Закон кратных отношений Дальтона. Газовый закон Авогадро и уравнение Клапейрона-Менделеева. Закон объемных отношений Гей-Люссака. Закон удельных теплоемкостей Дюлонга и Пти.

Уравнение (М. Планк, 1900) атомы излучают энергию порциями, кратными некоторой минимальной величине - кванту, фотону – h h = 6,626•10-34(Дж•c)–пост. Планка

Принцип корпускулярно-волнового дуализма При движении электронов проявляются их волновые свойства При взаимодействии с веществом – корпускулярные волновые и корпускулярные свойства присущи электронам одновременно (Л.Де-Бройль)

Принцип неопределенности (В. Гейзенберг, 1925) Движение электрона в атоме не может быть описано определённой траекторией Положение и скорость движения электрона в атоме можно найти лишь с определенной долей точности

Квантовые числа Главное квантовое число (целое число, обозначающее номер энергетического уровня) – характеризует энергию электрона в атоме (n). В Главное квантовое число принимает целочисленные значения от 1 до бесконечности (+ ∞). Значения n численно совпадают с номером периода в периодической системе (ПС) Менделеева. Орбитальное (побочное) квантовое число – характеризует энергию электронов в пределах каждого подуровня (l) и определяет форму электронного облака. Оно принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1). Магнитное квантовое число – характеризует ориентацию орбиталей различной формы в околоядерном пространстве при помещении атома в электромагнитное поле (ml). Принимает все целочисленные значения от –l через 0 до +l. Спиновое квантовое число – характеризует спин электрона (ms). Спин электрона – направление вращения электрона вокруг своей оси при его движении в околоядерном пространстве. Направление вращения электрона может быть двух типов. Приблизительно типы вращения можно охарактеризовать так: по часовой стрелке и против часовой стрелки. Спиновое квантовое число, поэтому может принимать только два возможных значения: +1/2, -1/2. При этом на одной орбитали максимально могут располагаться только два электрона с противоположными спинами.

Орбитальное (побочное) квантовое число

Магнитное квантовое число

Ёмкость энергетических уровней и подуровней определяется количеством электронов, способных разместиться на них. Ниже приводится таблица ёмкостей открытых на данный момент энергетических уровней (2хn2 ) Ёмкость энергетических уровней и подуровней определяется количеством электронов, способных разместиться на них. Ниже приводится таблица ёмкостей открытых на данный момент энергетических уровней (2хn2 ) :

Размещение электронов по энергетическим уровням и подуровням подчиняется следующим положениям: Принцип наименьшей энергии – каждый электрон в атоме в первую очередь занимает орбиталь с наиболее низкой энергией. Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырёх квантовых чисел. Следствие: на одной атомной орбитали может располагаться максимально два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами. Правило Хунда – заполнение вырожденных орбиталей осуществляется в соответствии с максимальным суммарным спином, (то есть электроны, сначала заполняют свободные орбитали по одному, а затем происходит их спаривание). Вырожденные орбитали – это орбитали, имеющие одинаковую форму и энергию. Например, три р-орбитали одного энергетического уровня, пять d-орбиталей одного энергетического уровня.

Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырёх квантовых чисел. Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырёх квантовых чисел. Следствие: на одной атомной орбитали может располагаться максимально два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами.

Правила Клечковского Правило первое: электроны заполняют энергетические уровни в направлении увеличения суммы значений главного и орбитального квантовых чисел. В соответствии с этими правилами очерёдность заполнения энергетических уровней атома электронами следующая (электронная формула):

Периодический закон Д.И.Менделеева Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от атомных весов этих элементов. Современная формулировка периодического закона выглядит следующим образом: Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомных ядер. Физический смысл периодического закона: Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены повторением по определенной закономерности электронной конфигурации валентных электронов, т.е. строения внешнего и предвнешнего энергетических уровней их атомов с увеличением заряда ядра.

Физический смысл цифровых обозначений в периодической системе

Период Период – это горизонтальный ряд химических элементов, атомы которых отличаются числом электронов на внешнем или предвнешнем электронном слое и у которых происходит заполнение одинакового числа электронных слоёв. Возрастает значение энергии ионизации; Увеличивается значение энергии сродства к электрону; Возрастает валентность в высших оксидах от I до VIII; Валентность в водородных соединениях возрастает от I до IV, а затем убывает до I; Характер кислородсодержащих соединений изменяется от основного через амфотерный к кислотному; Агрегатное состояние водородных соединений и оксидов изменяется от твёрдых к газообразным.

Группа Группа – это вертикальный ряд элементов с одинаковой степенью окисления в высших оксидах. Каждая группа делится на главную и побочную. Главная включает s- и p-элементы, побочная –d и f- элементы. Изменения свойств по группе: С увеличением порядкового номера элемента металлические свойства усиливаются; Уменьшается сродство к электрону. Энергия ионизации уменьшается. Увеличивается атомный радиус. Элементы в группе обладают сходными свойствами, но проявляют их с разной силой.

Значение периодического закона Исходя из расположения химических элементов в периодической системе, периодичность их свойств объясняется электронной структурой их атомов. На основе периодического закона продолжается открытие радиоактивных изотопов. В периодической системе находят подтверждение диалектические законы. Закон единства и борьбы противоположностей (двойственность природы – амфотерность, строение атома – положительно заряженное ядро и отрицательно заряженные электроны). Закон перехода количественных изменений в качественные (при изменении величины заряда ядра элемента изменяются и его свойства). Закон отрицания отрицания (при переходе от периода к периоду свойства элементов повторяются, но на другой ступени).

ЛИТЕРАТУРА Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов/Под ред. А.И. Ермакова. – М.: Интеграл-Пресс, 2008. – 728 с.. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для технических направ. и спец. вузов/Н.В.Коровин. – М.: Высш. шк., 2007. – 557 с.