Строение атома часть 6

Реферат на тему:

Строение атома < / p>

Атом  — микрочастица, которая состоит из ядра, содержит протоны и нейтроны, и электронов, которые образуют внешнюю оболочку < / p>

Химический элемент  — вид атомов с одинаковым зарядом ядра

Изотоп  — вид атомов с одинаковым массовым числом

Массовое число  — общее количество протонов и нейтронов, входящих в ядро ​​

< I> Квантовые числа  — параметры, определяющие электронную структуру и свойства электронов атома

n  — главное квантовое число; определяет энергетический уровень и энергию электрона

n = 1, 2,. [1]. ;

l  — орбитальное квантовое число; определяет энергетический подуровень, форму орбитали и энергию электрона

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

m l  — магнитное квантовое число; определяет пространственную ориентацию атомных орбиталей

m l = — 1 . [1]. + 1 ;

m s  — спиновое квантовое число; определяет собственный механический и магнитный момент электрона

m s = ½ или +½

Количество энергетических подуровней на энергетическом уровне равно n

Электронная емкость энергетического уровня равен 2 < b> n 2

Количество орбиталей на энергетическом подуровне равно 2 l + 1

Электронная емкость энергетического подуровня равно 2 (2 l + 1)

Принцы п Паули  — в атоме не может быть двух или более электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел

Правило Гунда  — суммарное спиновое число электронов на данном подуровне должно быть максимальным

Правило Клечковского  — энергетические подуровни заполняются в порядке возрастания величины n < / I> + l , а при равных значениях — в порядке возрастания величины n .

Вид и пространственная ориентация s- и p-орбиталей

Периодический закон Д.И. Менделеева

Свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов

Д.I . Менделеев

Периодическая система элементов является графическим отображением периодического закона.

В наиболее распространенном — короткой форме таблицы Д.И.Менделеева все известные в настоящее время элементы подразделяются на семь горизонтальных периодов и восемь вертикальных групп. Элементы больших периодов (начиная с четвертого) делятся кроме того на два горизонтальных ряда. В каждой группе элементы больших периодов подразделяются на две подгруппы: главную (А) и побочную (В). К главным подгрупп входят элементы малых (I-III) периодов (типичные элементы) и подобные им элементы больших (IV-VII) периодов. Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов.

Энергия ионизации ( I )  — энергия необходима для полного удаления электрона из атома

Энергия сродства к электрону ( < b> E сп. )  — энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому

Электроотрицательность (ЕН)  — способность атома смещать электронную плотность при образовании химической связи

< b> Электронное и аналоги — элементы, имеющие подобную электронное строение

Полные электронные аналоги  — элементы, имеющие подобную электронное строение во всех степенях окисления.

купить вьетнам
Полные электронные аналоги находятся в одной подгруппе.

Неполные электронные аналоги  — элементы, имеющие подобную электронное строение только в некоторых степенях окисления. Неполные электронные аналоги находятся в одной группе.

В качестве примера, рассмотрим элементы IV группы

Элементы главной подгруппы

Элементы побочной подгруппы

Элементы главной и побочной подгрупп имеют в высшей степени окисления электронную конфигурацию инертного газа. Поэтому, только в степени окисления +4 данные элементы являются электронными аналогами. Сходство электронного строения в степени окисления +4 обусловливает и сходство состава и свойств химических соединений. Например, для элементов IV группы характерно образование гидроксидов состава H2ElO3, которые представляют собой или слабые кислоты, или амфотерные гидроксиды.

Химическая связь

 — взаимодействие атомов, что приводит к образованию ядерно-электронных систем, содержащих два или более атомных ядер.

В соответствии с методом валентных связей (ВЗ), химическая связь является двухэлектронными и центростремительным. То есть образуется в результате обобщения электронной пары двумя атомами. Типы химической связи

Ковалентный  — обобщенная электронная пара локализована между ядрами из двух атомов, образующих химическую связь. Характеризуется направленностью и насыщенностью.

Ионный  — обобщенная электронная пара локализована на одном из двух атомов, образующих химическую связь. Характеризуется ненаправленистю и ненасыщенностью.

Металлический  — внешние электроны делокализованных в пределах кристалла и объединяют положительно заряженные ионы атомов металла.

Различают два механизма образования химической связи.

Образование химической связи по обменному механизму

H + H = H2;

Образование химической связи по донорно-акцепторных механизмом

H + H = H2.

Способы перекрывания атомных орбиталей

' Связь  — область перекрывания лежит на линии, соединяющей центры атомов

< p> ' Связь  — область перекрывания лежит по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов.

Понятие по степени окись ние элемента

Степень окисления — условный заряд атома элемента, который определяется из положения, что вещество имеет ионный тип химической связи.

Правила определения степени окисления.

Правила содержат перечень элементов, которые имеют либо один, либо несколько наиболее характерных степеней окисления в составе химических соединений:

1 Простые вещества.

(вещества, в состав которых входит только один элемент)

Степень окисления равна нулю, например Fe0, O20, Ca0 и другие.

Обратите внимание!

* Как исключение, следует запомнить молекулу озона O3, которая содержит атомы кислорода, занимающих в структуре эквивалентны позиции.

Центральный атом кислорода имеет степень окисления +4, а периферийные — (2).

2. Сложные вещества.

(вещества, в состав которых входит два или более химических элементов)

< I> а ) щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr в составе химических соединений проявляют исключительно степень окисления +1.

б ) Be, Mg и щелочноземельные металлы (Ca, Sr, Ba, Ra) — (2).

Zn и Cd — (2).

Hg может проявлять степени окисления +1 и +2.

Обратите внимание!

* В степени окисления +1 Ртуть образует катион диртути Hg22 +.

в ) B, Al — (3).

г ) Наиболее характерным степенью окисления водорода является 1.

С наиболее активными металлами, например, щелочными или щелочноземельными водород образует солеподобные соединения — гидриды, в которых он проявляет степень окисления -1.

NaH, CaH2, и другие.

д ) Кислород может проявлять различные степени окисления, но наиболее характерны -2 и -1.

Степень окисления -1, Кислород проявляет в составе пероксидов — соединений, содержащих пероксид-ион O22- . Образование пероксидов характерно для водорода, щелочных и щелочно-земельных металлов, например H2O2, Na2O2, CaO2.

Обратите внимание!

* Степень окисления серы в составе пирита (персульфиду Железа (II)) FeS2 равна (-1)

* В составе магнетита (Ферати (ИИИ ) Железа (II)) Fe3O4 Железо имеет степени окисления +2 и +3.

При решении задач, для которых имеет значение степень окисления, формулу магнетита следует записывать следующим образом: Fe + 2 (Fe + 3O2) 2.

Классы неорганических соединений

Классы неорганических соединений.

Оксиды — бинарные (двойные) соединения Кислорода с другими элементами, в которых Кислород проявляет степень окисления -2.

Классификация оксидов кислотно-основными свойствами

образуют соли

Основные

K2O, MgO, CuO

Амфотерные