WWW.REFERATCENTRAL.ORG.UA - Я ТУТ НАВЧАЮСЬ

... відкритий, безкоштовний архів рефератів, курсових, дипломних робіт

ГоловнаХімія → Будова атома - Реферат

Будова атома - Реферат

Реферат на тему:

Будова атома

Атом - мікрочастинка, яка складається з ядра, що вміщує протони і нейтрони, і електронів, які утворюють зовнішню оболонку

Хімічний елемент - вид атомів з однаковим зарядом ядра

Ізотоп - вид атомів з однаковим масовим числом

Масове число - загальна кількість протонів і нейтронів, що входять до ядра

Квантові числа - параметри, що визначають електронну структуру і властивості електронів атома

n - головне квантове число; визначає енергетичний рівень і енергію електрона

n = 1, 2, ...[1]... ;

l - орбітальне квантове число; визначає енергетичний підрівень, форму орбіталі і енергію електрона

l = 0, 1, ...[1]...n-1;

ml - магнітне квантове число; визначає просторову орієнтацію атомних орбіталей

ml= -1... [1]...+1;

ms - спінове квантове число; визначає власний механічний і магнітний момент електрона

ms= -1/2 або +1/2

Кількість енергетичних підрівнів на енергетичному рівні дорівнює n

Електронна ємність енергетичного рівня дорівнює 2n2

Кількість орбіталей на енергетичному підрівні дорівнює 2l + 1

Електронна ємність енергетичного підрівня дорівнює 2(2l + 1)

Принцип Паулі - в атомі не може бути двох або більше електронів з однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел

Правило Гунда - сумарне спінове число електронів на даному підрівні повинне бути максимальним

Правило Клечковського - енергетичні підрівні заповнюються у порядку зростання величини n+l, а при рівних значеннях - у порядку зростання величини n.

Форма і просторова орієнтація s- і p-орбіталей

Періодичний закон Д.I. Мендєлєєва

Властивості елементів знаходяться у періодичній залежності від заряду ядра їх атомів

Д.I. Менделєєв

Періодична система елементів є графічним відображенням періодичного закону.

У найбільш розповсюдженій – короткій формі таблиці Д.І.Мендєлєєва всі відомі на цей час елементи підрозділяються на сім горизонтальних періодів і вісім вертикальних груп. Елементи великих періодів (починаючи з четвертого) поділяються крім того на два горизонтальних ряди. У кожній групі елементи великих періодів підрозділяються на дві підгрупи: головну (А) і побічну (В). До головних підгруп входять елементи малих (I–Ш) періодів (типові елементи) і подібні до них елементи великих (IV-VII) періодів. Побічні підгрупи складаються із елементів тільки великих періодів.

Енергія іонізації(I) - енергія необхідна для повного видалення електрону з атома

Енергія спорідненості до електрону(Eсп.) - енергія, що виділяється при приєднанні електрону до атома

Електронегативність(ЕН) - здатність атома зміщувати електронну густину при утворенні хімічного зв'язку

Електронні аналоги - елементи, що мають подібну електронну будову

Повні електронні аналоги - елементи, що мають подібну електронну будову у всіх ступенях окислення. Повні електронні аналоги знаходяться в одній підгрупі.

Неповні електронні аналоги - елементи, що мають подібну електронну будову лише у деяких ступенях окислення. Неповні електронні аналоги знаходяться в одній групі.

Як приклад, розглянемо елементи IV групи

Елементи головної підгрупи

Елементи побічної підгрупи

Елементи головної і побічної підгруп мають у вищому ступені окислення електронну конфігурацію інертного газу. Тому, лише у ступені окислення +4 дані елементи є електронними аналогами. Схожість електронної будови у ступені окислення +4 обумовлює і схожість складу і властивостей хімічних сполук. Наприклад, для елементів IV групи характерним є утворення гідроксидів складу H2ElO3, які являють собою або слабкі кислоти, або амфотерні гідроксиди.

Хімічний зв'язок

- Взаємодія атомів, що призводить до утворення ядерно-електронних систем, що вміщують два або більше атомних ядер.

Відповідно до методу валентних зв'язків (ВЗ), хімічний зв'язок є двохелектронним і доцентровим. Тобто утворюється внаслідок узагальнення електронної пари двома атомами. Типи хімічного зв'язку

Ковалентний - узагальнена електронна пара локалізована між ядрами з двох атомів, що утворюють хімічний зв'язок. Характеризується направленістю і насиченістю.

Іонний- узагальнена електронна пара локалізована на одному з двох атомів, що утворюють хімічний зв'язок. Характеризується ненаправленістю і ненасиченістю.

Металічний - зовнішні електрони делокалізовані в межах кристалу і об'єднують позитивно заряджені іони атомів металу.

Розрізняють два механізми утворення хімічного зв'язку.

Утворення хімічного зв'язку за обмінним механізмом

H• + •H = H2;

Утворення хімічного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом

H + H = H2.

Способи перекривання атомних орбіталей

-зв'язок - область перекривання лежить на лінії, яка з'єднує центри атомів

-зв'язок - область перекривання лежить по обидві сторони від лінії, яка з'єднує центри атомів.

Поняття по ступінь окислення елемента

Ступінь окислення - умовний заряд атома елемента, який визначається з положення, що речовина має іонний тип хімічного зв'язку.

Правила визначення ступеня окислення.

Правила вміщують перелік елементів, які мають або один, або декілька найбільш характерних ступенів окислення у складі хімічних сполук:

1. Прості речовини.

(речовини, до складу яких входить лише один елемент)

Ступінь окислення дорівнює нулю, наприклад: Fe0, O20, Ca0 та інші.

Зверніть увагу!

* Як виняток, слід запам'ятати молекулу озону O3, яка містить атоми кисню, що займають у структурі нееквівалентні позиції.

Центральний атом кисню має ступінь окислення +4, а периферійні - (-2).

2. Складні речовини.

(речовини, до складу яких входить два або більше хімічних елементів)

а) Лужні метали Li, Na, K, Rb, Cs, Fr у складі хімічних сполук проявляють виключно ступінь окислення +1.

б) Be, Mg і лужноземельні метали (Ca, Sr, Ba,Ra) - (+2).

Zn і Cd - (+2).

Hg може проявляти ступені окислення +1 і +2.

Зверніть увагу!

* У ступені окислення +1 Ртуть утворює катіон диртуті Hg22+.

в) B, Al - (+3).

г) Найбільш характерним ступенем окислення Гідрогену є +1.

З найбільш активними металами, наприклад, лужними або лужноземельними Гідроген утворює солеподібні сполуки - гідриди, в яких він проявляє ступінь окислення -1.

NaH, CaH2, та інші.

д) Кисень може проявляти різноманітні ступені окислення, але найбільш характерними є -2 і -1.

Ступінь окислення -1, Кисень проявляє у складі пероксидів - сполук, що вміщують пероксид-іон O22-. Утворення пероксидів є характерним для Гідрогену, лужних і лужноземельних металів, наприклад: H2O2, Na2O2, CaO2.

Зверніть увагу!

* Ступінь окислення Сірки у складі піриту (персульфіду Заліза (ІІ)) FeS2 дорівнює (-1)

* У складі магнетиту (ферату (ІІІ) Заліза (ІІ)) Fe3O4 Залізо має ступені окислення +2 і +3.

При розв'язанні завдань, для яких має значення ступінь окислення, формулу магнетиту слід записувати наступним чином: Fe+2(Fe+3O2)2.

Класи неорганічних сполук

Класи неорганічних сполук.

Оксиди - бінарні (подвійні) сполуки Кисню з іншими елементами, в яких Кисень проявляє ступінь окислення -2.

Класифікація оксидів за кислотно-основними властивостями

Утворюють солі

Основні

K2O, MgO, CuO

Амфотерні

Loading...

 
 

Цікаве