Загальні фізико-хімічні явища у поліграфічних прицесах.

Лекція.

Тема: Періодичний закон і періодична система хімічних елементів. Теорія будови елементів на основі електронної будови атомів.

План

1. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів.

2. Теорія будови елементів на основі електронної будови атомів.

Теоретичні відомості

Вчення про будову атомів розкрило глибокий фізичний зміст періодичного закону. Головною характеристикою атома є позитивний заряд його ядра. Заряд ядра визначає число електронів в електронній оболонці атома,її будову,а цим самим – усі властивості елемента і його положення в періодичній системі. У зв’язку з цим зазнало змін і формулювання закону.

Сучасне формулювання закону Д.І.Менделєєва таке:

Властивості елементів, а також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів.

На підставі закону періодичностіД.І.Менделєєв у 1869 р. створив періодичну систему хімічних елементів, яка стала графічним відображенням відкритого ним закону.Періодична система віддзеркалює періодичний закон, а водночас і будову атомів елементів.

Теорія будови атомів пояснює періодичну зміну властивостей елементів. Збільшення позитивних зарядів атомних ядер від 1 до 107 спричиняє періодичне повторення будови зовнішнього енергетичного рівня. А оскільки властивості елементів залежать в основному від числа електронів на зовнішньому рівні їх атомів, то вони також періодично повторюються. У цьому фізичний зміст періодичного закону.

У малих періодах зі збільшенням позитивного заряду ядер атомів збільшується число електронів на зовнішньому рівні (від1 до 2 – у І періоді і від 1 до 8 – у ІІ та ІІІ періодах), чим пояснюється зміна властивостей елементів: на початку періоду (крім І періоду) розташований лужний метал, далі металічні властивості поступово слабшають і посилюються властивості неметалічні.

У великих періодах зі збільшенням зарядів ядер заповнення рівнів електронами відбувається складніше, чим пояснюється і складніша зміна властивостей елементів порівняно з елементами малих періодів.

У світлі вчення про будову атомів набуває обґрунтованості поділ Д.І.Менделєєвим всіх елементів на сім періодів. Номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів атомів, що заповнюються електронами. Тому S-елементи містяться в усіх періодах; p-елементи – в ІІ і наступних, d-елементи – в ІV і наступних, f- елементи – в VІ і VІІ періодах.

Легко пояснюється і поділ груп на підгрупи, який ґрунтується на різному заповненні електронами енергетичних рівнів. У елементів головних підгруп заповнюються або S-підрівні, або p- підрівні зовнішніх рівнів.

У елементів побічних підгруп заповнюються d – підрівень другого ззовні рівня. В кожній підгрупі об’єднано елементи, атоми яких мають подібну будову зовнішнього енергетичного рівня. Причому атоми елементів головних підгруп містять на зовнішніх рівнях число електронів, що дорівнює номеру групи. До побічних підгруп належать елементи, атоми яких містять на зовнішньому рівні два або по одному електрону. У елементів побічних підгруп валентними є електрони не тільки зовнішніх, а й передостанніх рівнів, у чому і полягає основна відмінність у властивостях елементів головних і побічних підгруп.

Номер групи, як правило, вказує на число електронів, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв’язків. У цьому фізичний зміст номера групи.

Отже, будова атома зумовлює дві закономірності: 1) зміна властивостей по горизонталі – в періоді зліва направо послаблюються металічні і посилюються неметалічні властивості; 2) зміна властивостей елементів по вертикалі – у підгрупі з ростом порядкового номера посилюються металічні властивості і послаблюються неметалічні. В такому випадку елемент перебуває на перетині горизонталі й вертикалі, що визначає його властивості.

З позицій будови атома можна пояснити положення Гідрогену в періодичній системі. Атом Гідрогену має один електрон, який він може віддавати атомам інших елементів. Оскільки подібну властивість виявляють атоми всіх елементів, які починають періоди, - Li, Na, K,Rb, Cs, Fr, то й Гідроген повинен міститися у головній підгрупі І групи. З другого боку, оскільки атом Гідрогену здатний приєднувати один електрон (Н + е = Н^-), тобто виявляє неметалічні властивості, він повинен міститися у головній підгрупі VІІ групи. Така двоїстість у хімічній поведінці Гідрогену є причиною того,що його розташовують у двох підгрупах. При цьому в одній з підгруп символ елемента беруть у дужки.

Експериментальне визначення заряду яден елемента дало змогу визначити число елементів між Гідрогеном і Ураном а також число лантаноїдів. Тепер усі місця в періодичній системі заповнено і нові елементи в проміжку від Z=1 до Z=107 не можна відкрити ні на Землі, ні в космосі.

Дійсно, хімічним аналізом грунту Місяця, доставленого на Землю, виявлено лише ті елементи, які є в періодичній системі. Однак періодична система не закінчена. Можливе відкриття трансуранових елементів.

Завдання для самоконтролю:

1. Наведіть менделєєвське та сучасне формулювання

періодичного закону.

2. Який зв'язок існує між будовою атома елемента і його місцем у періодичній системі?

3. Поясніть структуру періодичної системи у світлі теорії будови атома.

4. Фізичний зміст періодичного закону.

 

Задача1. В якій групі і в якому періоді періодичної системи елементів перебуває елемент з порядковим номером:а) 42 б) 23

Розвязування:

а) Розміщення елементів у періодичній системі відповідно до будови їх атомів таке: у першому періоді – 2, у другому – 8, у третьому – 8. Третій період закінчується елементом з порядковим номером 18 (2+8+8=18). У четвертому періоді 18 елементів, тобто він закінчується елементом з порядковим номером 36. У п’ятому періоді також 18 елементів, тому елемент з порядковим номером 42 потрапляє в п’ятий період. Він займає шосте місце, отже, перебуває в шостій групі.

 

Задача 2. Який з елементів – Натрій чи Цезій – має більш виражені металічні властивості?

Розвязування:

Будову електронних оболонок атомів Натрію і Цезію можна зобразити так:

Nа 1S ²2S² 2p⁶ 3S¹,

Сs 1S²2S² 2p⁶3S²3p⁶3d¹⁰4S²4p⁶3d¹⁰5S²5p⁶ 6S¹

Як бачимо, в обох атомів на зовнішньому енергетичному рівні перебуває по одному електрону. Однак у атома Цезію зовнішній електрон розміщений далі від ядра і, отже, легше відривається. Металічні властивості зумовлені здатністю віддавати електрони, вони сильніше виражені у Цезію.

 

Рекомендована література:

1. В.П.Басов.Хімія:Навчальний посібник:К.:Каравела,Львів,2003 р.- ст.19-24.

2. Г.П. Хомченко.Посібник з хімії.-К.:Видавництво АСК.,2003р.-ст. 46-49.

3. Н.М.Буринська. Основи загальної хімії, 11клас:Підручник з поглибл. Вивченням хімії.-Київ;Ірпінь:ВТФ «Перун»,1997.- ст.45-47.

4.В.В.Сухан.Хімія:Посібник для вступників до вузів.-К.Либідь,1993.-ст.47-53.

5.І.А.Гройсман.Хімія.Закони, схеми, формули, рівняння.Київ: «Логос»,1998р.- 10-15.

6. Матеріали з Інтернету.

 

Самостійне вивчення.

Тема: Будова електронних оболонок атомів.

План:

1. Головне квантове число.

2. Типи та число орбіталь.

3. Максимальне число електронів на підрівнях.

4. Принцип Паулі.

5. Сучасні уявлення про стан електронів у атомі.

Теоретичні відомості

Згідно з сучасними уявленнями, періодичність зміни властивостей елементів, розміщення у порядку зростання заряду ядра, зумовлена періодичністю змін у будові електронної оболонки атомів. У моделі атома запропонованій Е. Резерфордом, електрони розглядались як частинки, що рухаються по плоских орбітах навколо ядра. Пізніше було доведено, що це не так. Виявилось, що рух електронів, як і інших елементарних частинок, неможливо пояснити правилами класичної механіки. Адже характерною особливістю електронів є двоїстість їхньої поведінки в атомі, яка виявляється в тому, що електрони одночасно виявляють властивості і частинок, і хвиль. Як частинки, електрони мають певні масу та заряд. Разом з тим потік електронів, що рухається, виявляє хвильові властивості.

Під час руху навколо ядра електрон являє собою електронну хмару, густина негативного заряду якої у різних місцях простору різна.

Простір навколо ядра, в якому перебування електрона найбільш ймовірне, називають орбіталлю. Поведінка електронів в атомі описується законами квантової механіки. Для нас важливо знати, що електрони в атомах розміщуються шарами.

Електронний щар – це сукупність електронів, що розміщені на певній відстані від ядра і один від одного і які мають певний запас енергії, тому електронні шари ще називають енергетичними рівнями.

Число енергетичних рівнів у атомі дорівнює номеру періоду, в якому розміщується елемент у періодичній системі.

Найбільше число електронів на енергетичному рівні дорівнює подвоєному квадрату номера рівня, тобто

N = 2n² , де N – число електронів; n - номер рівня.

Номер рівня характеризує запас енергії електронів, які займають даний енергетичний рівень.

Стан електронів у атомі виражають електронними формулами.

Буквено-цифрове позначення розміщення електронів у атомі називається електронною формулою, або електронною конфігурацією, атома. Наприклад, електронні формули атома Гідрогену - 1S¹, Нітрогену - 1S ²2S² 2p³.

Елетронна структура атома.

Відповідно до сучасної теорії атом складається з ядра й електронів.Електрони розташовуються навколо ядра.Кількість електорнів в атомів визначає порядковий номер елемента. Рух навіть одного електрона біля ядра є складним. Цей рух пояснює квантова механіка. У 1927 році було експерементально доведено,що електрон має подвійну природу. Йому притаманні властивості частинки(маса спокою) і властивості хвилі(довжина хвилі,частота коливання). Однак,кожному електрону в атомі дозволено займати тільки певну частину простору,а ймовірність перебивання в інших частинах навколо ядерного простору прямує до нуля. Для визначення положення електрона навколо ядра вводять поняття електронної орбіталі. Електронна орбіталь- це частина простору навколо ядра, у якому ймовірність перебування електрона максимальна.Поверхня,що має 90-95% електронної густини, називається граничною поверхнею електронної орбіталі. Датський фізик Н.Бор у 1913 році запропонував теорію,що об`єднала ядерну модель атома(модель Е.Резерфорда) із квантовою механікою.

Основні постулати цієї теорії:

1.Електрон може обертатися навколо ядра на певній траєкторії-орбіті(стаціонарній орбіті).

2.Електрон не випромінює енергію,що рухається на певній орбіті.

3.Електрон випромінює або поглинає квант енергії при переході з однієї стаціонарної орбіти на іншу.

Величина кванта енергії (Δ Е) пов`язана з частотою випромінювання v

або з довжиною хвилі λ таким рівнянням: Δ E=h×v=(hc) / λ, де h -стала Планка,

що дорівнює 6,63× 10^-34 Дж×с;

Де с - швидкість світла у вакуумі. Стан атома,у якому енергія електронів найменша, властивий нормальному (основному) стану.У цьому стані електрон найміцніше зв`язаний з ядром. У нормальному стані атом існує тривалий час. Стан атома, у якому енергія електронів найбільша,називається збудженим станом. Збудження атома може відбуватися при нагрівання, поглинанні світлової енергії тощо.У збудженому стані зв`язок електрона з ядром послаблюється і може відбутися відрив електрона від атома. Час збудженого стану становить частки секунди.Так, для атома Гідрогена цей час становить 10^-8 с.

Енергія і полодення електрона в атомі визначаються чотирма квантовими числами:

N, l, m, s.

Енегрією електрона характеризує n - головне квантове число. Воно може набувати позитивних цілих значень: 1, 2, 3, … n енергія електрона зростає. Електрони, що мають однакові значення n, утворюють один електронний шар або однакові значення n, утворють один електронний шар, або енергетичний рівень. Різні значення n мають літерні позначення: K (1), L (2), M (3), N (4), O (5), P (6), Q (7). Кількість електронних шарів в атомі дорівнює номеру періоду, в якому перебуває даний елемент. Отже, поняття енергетичного рівня розкриває фізичний зміст номеру періодуу в періодичній системі Д. І. Менделеєва. Електронна ємність шару визначається формулою: N= 2n²,

де N - кількість електронів, n - головне квантове число. На першому рівні (К) може бути не більше двох електронів, на другому (L)- 8 на третьому (M) – 18, на четвертому (N)- 32 тощо. Головне квантове число визначає розмір електронної орбіталі. Більшому розміру електронної орбіталі відповідає більше значення голоного квантового числа.

Форма електронної орбітала характеризує l-орбітальне (побічне) квантове число.

Це число може набувати значень цілих позитивних числе від 0 до (n-1). Різні

значення характеризують енергетичні підрівні. Підрівні мають літерні позначення:

0(s), 1(p),2(d), 3(f),4(g) тощо. При n=1 орбітальне квантове чило l має значення 0.

Електронна орбіталь має форму кулі і називається s-орбіталлю. Елекрони цієї

хмари називають s-електронамими. При n=2 орбітальне квантове число l може

мати два значення: 0 і 1 (s- підрівень і p-підрівень); p- орбіталь має форму

витягнутої симетричної 8. Електрони цієї орбіталі називаються p- електрони.

На третьому енергетичному рівні n=3 можуть знаходитися s-, p-, d- електрони;

d-орбіталь має більш складну форму. На четвертому енергетичному рівні n=4

може знаходитися s-, p-, d-, f- електрони; f- орбіталь має більш складну форму,

ніж d- орбіталь.

Таким чином, в кожному значенні n відповідає певне значення l:

n=1, l=0,1s-орбіталь;

n=2, l=0, 2s-орбіталь; l=1, 2p-орбіталь;

n=3, l=0, 3s-орбіталь; l=1, 3 p-орбіталь; l=2, 3 d-орбіталь;

n=4, l=0, 4 s-орбіталь; l=1, 4 p-орбіталь; l=2, 4 d-орбіталь; l=3, 4 f-орбіталь тощо.

Орієнтацію(розташування)електронної орбіталі в просторі (три координатна система) характеризує магнітне квантове число m.

Воно може набувати значень цілих чисел – як позитивних,так і негативних,від –l до +l (включаючи 0).

Магнітне квантове число є вектор,тому має не тільки числове значення,але й напрямок, що виражається знаками (+) і (-).

Воно визначає кількість можливих орбіталей на підрівні і дорівнює 2l+1.

Таким чином, s-підрівень має одну орбіталь, р-підрівень –три орбіталі, d-підрівень-п`ять орбіталей, f –підрівень-сім орбіталей.

Орбіталі одного підрівня енергетично рівноцінні.Кожному значенню числа l відповідає певне значення числа m:

0 (s-підрівень)→m=0→всього 1 орбіталь;

1 (р-підрівень)→m=-1,m=0,m=+1,→всього 3 орбіталі;

2 (d-підрівень)→m=-2,m=-1,m=0,m=+1,m=+2→всього 5 орбіталей;

3(f –підрівень)→m=-3,m=-2,m=-1,m=0,m=+1,m=+2,m=+3→всього 7 орбіталей тощо.

Власний магнітний момент електрона визначає спінове квантове число, що має тільки два значеня: ^+1/2 або -^1/2 .

Ці значення також зображуються вертикальними стрілками ↑ або ↓. Два електрона,що відрізняються один від одного тільки значенням s,називаються спареними електронами і позначаються ↓↑.

У 1925р. швейцарський фізик Паулі сформулював принцип: В атомі не може бути двох електронів,у яких усі чотири квантових числа були б однаковими.

З цього випливає,що на кожній орбіталі може перебувати лише два електрони, які мають протилежні спіни.Таким чином,максимальна кількість електронів на s-підрівні дорівнює двом; на р-підрівні-шести; d-підрівні-десяти; на f –підрівні-чотирнадцяти.

Завдання для самоконтролю:

1.Як визначити число енергетичних рівнів у електронній оболонці атома?

2.Як визначити максимальео можливе число електронів на певному енергетичному рівні?

3.Як визначити число підрівнів на енергетичному рівні?

4.На якому енергетичному рівні енергія електрона більша: на першому чи на четвертому? Чому?

5.Що таке орбіталь? Яку форму мають орбіталі?

6.В якому періоді, групі й підгрупі знаходяться елементи, електронні формули яких мають закінчення: а)...3d⁶4S² б)...3р⁶4S² в)...4S²4р⁶

7.Який фізичний зміст: а) номера групи; б) номера періоду.

 

Задача 1.

Напишіть електронну формулу елемента, атом якого містить на 3d-підрівні один електрон. В яких періоді, групі і підгрупі він перебуває і як цей елемент називається?

Розвязування.

Відповідно до шкали енергії 3d-підрівнь заповнюється після

заповнення підрівня 4S²: 1S²2S²2р⁶3S²3р⁶3d¹4S²

Загальне число електронів у атомі, яке визначає порядковий номер елемента в періодичній системі, - 21. Це - скандій. З електронної формули випливає, що цей елемент перебуває в VI періоді, третій групі (три валентних електрони 3d¹4S²), побічній підгрупі (елемент d-родини).

Задача 2.

Складіть електронну формулу елемента з порядковим номером 20. Зазначте розподіл електронів за квантовими комірками (орбіталями).

 

Рекомендована література:

1. В.П.Басов.Хімія:Навчальний посібник:К.:Каравела,Львів,2003 р.- ст.19-24.

2. Г.П. Хомченко.Посібник з хімії.-К.:Видавництво АСК.,2003р.-ст. 61-64.

3. Н.М.Буринська. Основи загальної хімії, 11клас:Підручник з поглибл. Вивченням хімії.-Київ;Ірпінь:ВТФ «Перун»,1997.- ст.47-54.

4.В.В.Сухан.Хімія:Посібник для вступників до вузів.-К.Либідь,1993.-ст.61-72.

5. Матеріали з Інтернету.

 

Самостійне вивчення.

Тема: Рівні організації речовини.

План:

1. Речовина – як вид матерії.

2. Атом – найменша хімічно неподільна електронейтральна частинка матерії.

3. Молекула – найменша електронейтральна частинка речовини.

Теоретичні відомості

Увесь світ, що нас оточує,є матерією, яка постійно рухається.

Матерія - це безліч існуючих у світі об’єктів і систем, це основа будь-яких властивостей, зв’язків. Відношень і форм руху.

Сучасна наука розрізняє такі типи матеріальних систем і відповідні їм структурні рівні матерії: елементарні частинки, атоми, молекули, макроскопічні тіла, геологічні системи, пилові і газові туманності, Галактика і такі особливі типи матеріальних систем, як жива матерія (сукупність організмів, здатних до само відтворення) і соціально-організована матерія (суспільство).

Матерія включає в себе не тільки всі ті об’єкти і тіла природи, що ми можемо безпосередньо спостерігати, а й усі ті, що в принципі можуть бути пізнані в майбутньому завдяки вдосконаленню засобів спостереження та експерименту.

Згідно з класичними науковими уявленнями розрізняють дві форми існування матерії – речовину і поле.

Речовина – це вид матерії, яка має масу спокою. Поле (електромагнітне, гравітаційне тощо) маси спокою не має.

Раніше поняття речовина і поле протиставлялися одне одному як дві форми матерії, з яких одна (речовина) має дискретну структуру, а друга (поле) – неперервну.

Сучасне природознавство (на основі досягнень квантової фізики) вважає, що і речовина, і поле складаються з окремих частинок, які мають двоїсту природу, тобто виявляють властивості як частинки, так і хвилі.

Отже, виявлено тісний взаємозв’язок речовини і поля, що поглибило наші уявлення про структуру матерії. На цій основі поняття речовина і матерія, які протягом багатьох віків ототожнювалися, були розмежовані. Філософське значення залишилося за поняттям матерії, а поняття речовина зберегло свій науковий зміст у фізиці й хімії.