Основные положения атомно – молекулярного учения.

Атомно - молекулярное учение - совокупность законов и аксиом описывающих все вещества как набор молекул, состоящих из атомов. Атомно – молекулярное учение обосновал и развил русский ученый М.В. Ломоносов (корпускулярно – кинетическая теория)

1. Все вещества состоят из атомов.

2. Атомы одного химического вещества (хим. элемент) обладают одинаковыми свойствами, но отличаются от атомов другого вещества.

3. При взаимодействии атомов образуются молекулы (гомоядерные – простые вещества, гетероядерные – сложные вещества)

4. При физических явлениях молекулы не изменяются, при химических происходит изменение их состава.

5. Химическая реакция заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества.

6. Закон сохранения массы – масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

7. Закон постоянства состава (закон кратных отношений) – любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношение их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами.

8. Аллотропия – существование одного и того же химического элемента в виде нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам.

 

4.строение ядра атома. Изотопы. Химический элемент.

Атом – это сложная микро – система элементарных частиц находящихся в постоянном движении и взаимодействии. Атом в целом элементарен. Атом состоит из + заряженного ядра и – заряд элементарной оболочки.

Ядро является фундаментальной основой атома, определяет индивидуальность химического элемента, состоит из + заряженных протонов (р) и нейтральных нейтронов (n). Число ядерных p определяет заряд ядра которое соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе.

Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, т.е. одинаковым числом ядерных протонов.

Атомы одного химического элемента в ядрах которых содержится разное число нейтронов называется изотопами.

Атомные орбитали. Квантовые числа.

Устойчивое состояние электрона характеризуется 4 квантовыми числами.

1. Главное квантовое число(n).

Характеризует размеры электронного облака. Определяет запас энергии на уровне, принимает численные значения от 1 до бесконечности – теоретически, от 1 до 7 – практически. (максимальное значение главного квантового числа совпадает с номером периода)

2. Побочное квантовое число (орбитального) (L)

Характеризует форму электронного облака, определяет запас энергии над подуронем. Принимает все целочисленные значения от 0 до (n – 1), где n - главное квантовое число.

3. Магнитное квантовое число (Me) – характеризует пространственную ориентацию электронного облака, определяет число орбиталей на энергетическом подуровне. Принимает все целочисленные значения от –L до …, 0, …+L

4. Спинное квантовое число (Ms) – определяет вращение электрона вокруг собственной оси, принимает два значения +1/2(по) и -1/2(против).

Атомная орбиталь – пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.

Атомная орбиталь – это функция, которая описывает плотность электронного облака в каждой точке пространства вокруг ядра атома.

Основные правила заполнения электронной оболочки: принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского.

Правило Клечковского: энергетические подуровни заполняются электронами по мере увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l), в случае если для двух или более подуровней сумма главного и побочного квантовых чисел совпадает, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа (n).

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел, следствием является на одной орбитали располагается не более двух электронов и они должны иметь разное значение спинного квантового числа.

Павило Хунда (Гунда): заполнение орбиталей одного энергетичекого подуровня, происходит таким образом, чтобы суммарный спин электронов был максимальным.

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева. Структура периодической системы.

Первый вариант системы элементов, предложены Д.И. Менделеевым, имел так называемую длинную форму, т.е. в ней периоды располагались одной строкой. В декабре 1870г. он опубликовал второй вариант периодической системы – так называемую короткую форму. В этом варианте периоды разбиваются на ряды, а группы – по подгруппам

(главную и побочную). Последний вариант короткой формы (с учетом благородных газов) опубликован в восьмом издании «Основ химии», вышедшем в 1906.

В настоящее время известно более 500 вариантов графического изображения периодической системы; это различные формы передачи периодического закона. Наилучшим из них остаются варианты, предложенные Д.И. Менделеевым.

Говоря о структуре короткой формы периодической системы элементов Д.И. Менделеева прежде всего следует остановиться на периодах. Период — строка периодической системы химических элементов, последовательность атомов по возрастанию заряда ядра и заполнению электронами внешней электронной оболочки. Их семь (обозначены арабскими цифрами), из них первый, второй и третий называют малыми, а четвертый, пятый, шестой и седьмой – большими, так как в первом периоде 2 элемента, во втором и третьем – по 8, в четвертом и пятом – по 18, в шестом – 32, в седьмом (не законченном) – 21 элементы.

Каждый период начинается щелочным металлом (первый период – водород) и заканчивается благородным газом. С ростом порядкового номера металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические усиливаются.

Элементы второго и третьего периодов Менделеев назвал типическими. Свойства их закономерно изменяются от типичного металла до инертного элемента.

В шестом периоде располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 58 - 71, называемые лантаноидами, которые очень сходны с лантаном.

В седьмом периоде из 21 элемента 144 с порядковыми номерами 90 – 103 составляют семейство актиноидов. Они размещаются под лантаноидами, располагаясь в одних и тех же вертикальных колонках. Свойства актиноидов и лантаноидов сходны. Однако в отличие от лантаноидов горизонтальная аналогия у актиноидов выражены слабо. Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно из-за неустойчивости их ядер.

Все элементы периодической системы пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом. Номера элементов называют порядковыми или атомными номерами.

В периодической системе по вертикали расположены группы, которые нумеруют римскими цифрами с буквами А и В.

Как правило, высшая положительная степень окисления элемента равна номеру группы. Исключение составляют фтор (степень окисления -1), медь, серебро и золото (+1,+2,+3); из элементов 8В – подгруппы степень окисления +8 известна только для осмия и рутения. Подгруппа - совокупность элементов группы. Электронное строение и химические свойства элементов главных и побочных подгрупп могут радикально отличаться. Число электронов во внешнем слое у элементов главных подгрупп равно номеру группы.

В 8А – подгруппе размещены инертные элементы или благородные газы (сюда же включен гелий, хотя он является s – элементом), поэтому эта группа Менделеевым была названа нулевой. Ныне химия благородных газов быстро развивается.

Вале́нтность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

Периодическая система раскрывает глубокую связь между химическими элементами.

Классификация элементов на металлы и неметаллы. Электронные семейчтва.

Состоят из атомов одного химического элемента (являются формой его существования в свободном состоянии). Все простые вещества в неорганической химии делятся на две большие группы: Металлы — Неметаллы.

Металлы

Мета́ллы — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск. Из 118[4] химических элементов, открытых на данный момент (из них не все официально признаны), к металлам относят:

6 элементов в группе щелочных металлов,

6 в группе щёлочноземельных металлов,

38 в группе переходных металлов,

11 в группе лёгких металлов,

7 в группе полуметаллов,

14 в группе лантаноиды + лантан,

14 в группе актиноиды (физические свойства изучены не у всех элементов) + актиний,

вне определённых групп бериллий и магний.

Таким образом, к металлам относится 96 элементов из всех открытых.

Неметаллы

Немета́ллы — химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической системы. В молекулярной форме в виде простых веществ в природе встречаются азот, кислород и сера. Чаще неметаллы находятся в химически связанном виде: это вода, минералы, горные породы, различные силикаты, фосфаты, бораты. По распространённости в земной коре неметаллы существенно различаются. Наиболее распространёнными являются кислород, кремний, водород; наиболее редкими — мышьяк, селен, иод. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их бо́льшую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. К неметаллам также относят водород и гелий.