Будова атома

План

Джерела інформації: Волков Е.П. «Енергетичні установки» ст.1-24

Контрольні питання

1. Що таке термодинаміка, термодинамічні процеси та термодинамічні системи?

2. Охарактеризувати два основних закони термодинаміки?

3. Коротка характеристика ізобарного та ізохорного процесів?

4. Термодинамічні властивості води і водяної пари?

5. Основні цикли теплових двигунів?

1. Періодичний закон та періодична система елементів.

2. Природа хімічного зв’язку.

3. Будова атома.

4. Оксиди: кислотні, основні, амфотерні.

5. Основні луги.

6. Кислоти: їх класифікація, номенклатура.

1. Періодичний закон та періодична система елементів.

Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва — так називають упорядковану множину хімічних елементів та їх класифікацію. У короткій формі цієї системи чітко простежується розташування хімічних елементів у восьми вертикальних стовпчиках — групах, кожний з яких має свій номер і поділяється на головну та побічну підгрупи, і в семи горизонтальних рядах — періодах, з яких перші три дістали назву малі, а решта — великі.

Група — це вертикальний стовпчик хімічних елементів, подібних за властивостями утворених ними сполук.

Період — це горизонтальний ряд хімічних елементів, розміщених у порядку зростання їх атомних мас, що розпочинається лужним металічним елементом, а завершується інертним елементом.

Підтвердженням періодичної зміни властивостей хімічних елементів, форм і властивостей їх сполук є те, що кожна група має елементи з подібними властивостями й однаковою формою оксидів, гідратів оксидів, летких водневих сполук. Тому не випадково в нижній частині системи для кожної групи часто зазначають загальні формули вищих оксидів і летких водневих сполук неметалічних елементів.

Місце кожного хімічного елемента в періодичній системі чітко визначене (виняток становить Гідроген, його розташовують і в першій, і в сьомій групах), за кожним елементом закріплений його порядковий номер.

Сучасне формулювання періодичного закону: властивості хімічних елементів, а також утворених ними сполук перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їх атомів.

З’ясування фізичної суті періодичного закону значно розширило інформаційну функцію періодичної системи. Відомо, що:

Ä порядковий номер хімічного елемента вказує на величину заряду ядра атома, кількість протонів у ядрі — на кількість електронів у електронній оболонці атома;

Ä кількість нейтронів у ядрі атома дорівнює різниці між відносною атомною масою хімічного елемента та його порядковим номером;

Ä номер періоду збігається з кількістю енергетичних рівнів (електронних шарів) в електронній оболонці атома;

Ä хімічні елементи однієї підгрупи мають однакову електронну формулу зовнішнього енергетичного рівня (електронного шару);

Ä в елементів головних підгруп кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні збігається з номером групи;

Ä вища валентність атомів хімічного елемента в оксидах дорівнює номеру групи (існують винятки);

Ä кількість неспарених електронів в атомах неметалічних елементів V–VІІ груп можна визначити дією віднімання: 8 — номер групи.

2. Природа хімічного зв’язку.

Основою теорії хімічного зв’язку є положення про те, що утворення хімічних зв’язків супроводжується досягненням атомами завершеної будови зовнішнього енергетичного рівня.

Хімічний зв’язок за допомогою спільних електронних пар називається ковалентним. Якщо спільні електронні пари рівновіддалені від ядер обох атомів, він — неполярний, а якщо зміщені в бік більш електронегативного атома — полярний.

Зв’язок, що утворюється в речовинах за рахунок притягування різнойменно заряджених йонів, називається йонним зв’язком.

Атоми складаються з ядра та електронної оболонки. У ядрі містяться протони та нейтрони.

Електронні формули атомів.

В атомі не існує навіть двох однакових електронів. Це є підставою для написання електронних формул атомів, у яких відображено відмінності між формою атомних орбіталей (геометричних образів об’єму навколо ядерного простору, у якому ймовірність перебування електрона дорівнює 90–95 %), указано кількість електронів на підрівнях і рівнях.

Електронна формула атома — це запис розподілу електронів в атомі, у якому числами позначають енергетичні рівні (1, 2 …), літерами — підрівні (s, p, d, f),а верхніми індексами — кількість електронів на підрівнях. Наприклад: ₁₄Si 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p².

4. Оксиди: кислотні, основні, амфотерні.

Оксиди — це складні речовини, які складаються з двох елементів, одним із яких є Оксиген.

За сучасною науковою українською номенклатурою при побудові назви оксиду спочатку називають катіон, а потім додають назву аніона — оксид. Якщо елемент, що утворює оксид, виявляє змінну валентність, то її обов’язково зазначають у назві оксиду. Атоми таких хімічних елементів як Гідрогену, Літію, Натрію, Калію, Рубідію, Цезію, Флуору виявляють сталу валентність один. Атоми Берилію, Магнію, Кальцію, Стронцію, Барію, Цинку виявляють сталу валентність два. Атоми Алюмінію та Бору виявляють сталу валентність три. Атоми інших хімічних елементів виявляють змінну валентність.

Оксиди поділяють на дві групи: солетворні та несолетворні.

Несолетворними називають оксиди неметалів, яким не відповідають кислоти, та які не вступають у хімічні реакції, що супроводжуються утворенням солей. Наприклад, карбон (II) оксид, CO, нітроген (II) оксид NO, нітроген (I) оксид N₂O.

Солетворні оксиди поділяють на три групи: основні, кислотні та амфотерні. До основних належать оксиди типових металів, їм відповідають гідроксиди, що виявляють властивості основ. Наприклад, магній оксид, MgO, натрій оксид Na₂O, барій оксид BaO. До кислотних належать оксиди неметалів, їм відповідають гідроксиди, що виявляють властивості кислот. Наприклад, карбон (IVоксид CO₂, фосфор (V) оксид P₂O₅, сульфур (VI) оксид SO₃. Амфотерними називають оксиди, які мають двоїсту природу: вони одночасно здатні до хімічних реакцій, у які вступають як кислотні, так і основні оксиди. До амфотерних оксидів належать алюміній оксид Al₂O₃, цинк оксид ZnO, берилій оксид BeO, хром (III) оксид Cr₂O₃, ферум (III) оксид Fe₂O₃ та ряд інших.

5. Основні луги.

6. Кислоти: їх класифікація, номенклатура.

Кислоти – це сполуки, які при електролітичній дисоціації утворюють іони водню. У водневих розчинах кислоти дисоціюють на іони водню і кислот ний залишок. Кількість атомів водню, яка здатна заміщуватись металами з утворенням солей, визначає основність кислот.

Розрізняють кислоти одноосновні (HCl, HNO₃), двохосновні (H₂SO₄) і трьохосновні (H₃PO₄).

За походженням кислоти бувають органічні (оцтова, лимонна) і неорга-нічні (сірчана, соляна, азотна), за агрегатним станом – тверді (борна, лимонна, стеаринова та ін.) і рідкі (соляна, азотна, фосфорна, сірчана та ін.).

Серед неорганічних кислот найбільше значення мають сірчана, азотна і соляна кислоти.

Дата добавления: 2014-01-04