ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ БАШКИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра химии

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

для подготовки к практическим занятиям

по дисциплине

Б2.Б.4 ХИМИЯ

Модуль 3 Строение атома и химическая связь в соединениях

направление подготовки бакалавра

35.03.03 Агрохимия и агропочвоведение

Уфа - 2014

УДК

Рекомендовано к изданию методической комиссией

факультета агротехнологий и лесного хозяйства

(протокол №_______ от «______» ________________________ 2014 г.)

\

Составитель: доцент Ганиева Е.С.

Рецензент:

доцент кафедры химии Шабаева Г.Б.

Ответственный за выпуск:

заведующий кафедрой химии Ярмухамедова Э.И.

Введение

Данное методическое указание составлено для студентов 1 курса факультета агротехнологий и лесного хозяйства направления подготовки 35.03.03 Агрохимия и агропочвоведение для подготовки к практическим занятиям по дисциплине Б2.Б.4 Химия. Оно включает в себя теоретический материал и контрольные задачи по темам «Строение атома», «Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева», «Химическая связь» и «Комплексные соединения». Данные задания помогут усвоить теоретический материал и подготовиться к рубежной контрольной работе по модулю 3.

3.1 Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева

Квантово – механические представления строения атома.

В соответствии с квантово – механическими представлениями невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому в квантово – механической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Вероятность нахождения электрона в определенной плоскости пространства описывается волновой функцией , которая характеризует амплитуду волны, как функцию координат электрона и зависит от трех пространственных координат. Таким образом, область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. Электрон несет отрицательный заряд, поэтому орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облако.

Квантовые числа.

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Оно принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, ….. и характеризует энергетический уровень. Чем больше n, тем выше энергия. Энергетические уровни имеют буквенные обозначения:

К n = 1

L n = 2

M n = 3

N n = 4

Q n = 5

Переходы электронов с одного энергетического уровня на другой сопровождаются выделением квантов энергии, которые могут проявиться в виде линий спектров.

Орбитальное квантовое число l определяют форму атомной орбитали и характеризует энергетические подуровни. Оно принимает значения от 0 до n – 1. Если n = 0, то электроны называются s – электронами, а орбиталь имеет сферическую форму. Если n = 1, то электроны называются p – электронами, а орбиталь принимает форму гантели или восьмерки. Если n = 2, то электроны называются d – электронами, а орбиталь принимает более сложную форму. (рис.1)

На одном и том же энергетическом уровне энергия подуровней меняется следующим образом: E_s < E_p < E_d < E_f

На первом энергетическом уровне (n = 1) один s – подуровень.

На втором (n = 2) – два: s – подуровень, p – подуровень.

На третьем (n = 3) – три: s – подуровень, p – подуровень, d – подуровень.

На четвертом (n = 4) – четыре: три: s – подуровень, p – подуровень, d – подуровень, f – подуровень.

Магнитное квантовое число m_l характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Под воздейсвием внешнего магнитного поля происходит расщепление энергии подуровней. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от –l до +l, включая ноль. Соответственно, на

s – подуровне имеется одна орбиталь (m_l = 0),

p – подуровне – три орбитали (m_l = -1, 0, +1),

d – подуровне – пять орбиталей (m_l = -2, -1, 0,1,2).

Итак, атомная орбиталь (АО) может характеризоваться тремя квантовыми числами n, l, m_l.

Кроме того, каждый электрон характеризуется собственным механическим моментом движения, который получил название спина. Спиновое квантовое число m_s имеет только два значения +1/2 () и -1/2 ().

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии, принцип Паули, правило Гунда и Клечковского.

Принцип минимальной энергии: электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбитали.

Правило В. Клечковского (1954): Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l , а при равной сумме n + l в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд:

1s < 2s < 3s < 3p < 4s  3d < 4p < 5s  4d < 5p < 6s  4f  5d < 6p < 7s

Принцип запрета Паули (1925): В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, m_l, m_s.

Правило Гунда: Электроны заполняют орбитали таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным.

В таблицах 1 – 6 приведены основные сведения по строению атома.

Периодический закон Д.И. Менделеева (1869): свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Наглядным выражением закона служит периодическая система элементов Д. И . Менделеева, которая состоит из периодов, групп, подгрупп, триад и семейств.

Период – горизонтальный ряд элементов, расположенный в порядке возрастания атомных масс и характеризующихся определенным заполнением определенного энергетического уровня. В этом ряду свойства элементов закономерно изменяются от типично металлических до типично неметаллических. Период заканчивается инертным газом.

Группа – вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число валентных электронов, одинаковую высшую степень окисления и сходных по своим свойствам (вертикальная аналогия). Группы подразделяются на главные и побочные подгруппы.

Закономерности элементов и соединений.

В периодической системе наблюдается ряд закономерностей, связанных с возрастанием порядкового номера в периоде, группе, подгруппе, по диагонали. В частности, по главной диагонали от франция к фтору наблюдается наиболее резкое изменение свойств элементов от металлических и восстановительных к неметаллическим и окислительным. Другая диагональ: Be, Al (Ge, As), (Sn, Sb, Te), At – объединяют амфотерные металлы.

Строение атома элемента зависит от его порядкового номера (в периоде – слева направо, в группе – сверху вниз):

1. Число протонов и нейтронов в ядре возрастает в периоде, группе. Причем число нейтронов растет быстрее.

2. Общее число электронов возрастает в периоде, группе.

3. Число электронов на внешнем валентном уровне увеличивается в периоде (в малых периодах) и не меняется в группе.

4. Число энергетических уровней возрастает в группе и не меняется в периоде.

Таблица 1 Связь между главным и орбитальным квантовым числами. Число подуровней на уровне.

№ энергетического уровня	1	2	3	4	…	n
Главное квантовое число n	1	2	3	4	…	n
Орбитальное квантовое число l	0	0,1	0,1,2	0,1,2,3	…	0,1,2…(n-1)
Подуровни	s	s,p	s,p,d	s,p,d,f	…
Число подуровней на уровне	1	2	3	4	…	n

Вывод: число подуровней на уровне равно номеру энергетического уровня, равно числовому значению главного квантового числа n.

Таблица 2 Связь между орбитальным и магнитными квантовыми числами. Число орбиталей на подуровне.

Значения l	0	1	2	3	…	(n-1)
Подуровни	s	p	d	f
Значение m1	0	-1,0,+1	-2,-1,0,+1,+2	-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
Орбитали	–	– – –	– – – – –	– – – – – – –
Число орбиталей на подуровне	1	3	5	7	…	(2l+1)

Таблица 3 Число орбиталей и максимальное число электронов на энергетическом уровне

Уровни	Подуровни	Число орбиталей	Число электронов
1	s	1=12	2·12=2
2	s + p	1+3=4=22	2·22=8
3	s + p + d	1+3+5=9=32	2·32=18
4	s + p + d + f	1+3+5+7=16=42	2·42=32
…	…	…	…
		n2	2n2

Таблица 4 Максимальное число электронов на подуровне (электронная емкость подуровня)

Подуровень	Число			Электронная конфигурация завершенного подуровня
	орбиталей	электронов
	на подуровне
s	1	2ē	s2
p	3	6ē	p6
d	5	10ē	d10
f	7	14ē	f14
	…	…
	(2l+1)	2(2l+1)

Таблица 5 Количественная характеристика распределения электронов в атоме

Таблица 6 Физический смысл порядкового номера элемента, номера периода, электронного семейства,

числа элементов в семействе, деления элементов на подгруппы

№ п/п	В таблице ПС	В атоме	Связь с квантовыми числами
1	Порядковый номер элемента Z	Число электронов Nē и число протонов Np+
2	Номер периода	Число энергетических уровней	Главное квантовое число n
3	Электронное семейство элементов: s- p- d- f-	Заполняется электронами подуровень s- p- d- f-	Орбитальное квантовое число l 0 1 2 3
4	Количество элементов в семействе: s – 2 p – 6 d – 10 f – 14	Максимальное количество ē на подуровне:	Сочетание числовых значений l, ml,ms Nē,l,max = 2(2l+1)
5	Главные подгруппы: s-элементы р-элементы	Заполняется внешний энергетический уровень (n=N периода):
6	Побочные подгруппы: d-элементы f-элементы	Заполняются внутренние энергетические уровни:

Свойства атома элемента с ростом его порядкового номера тоже меняются:

1. Размер и заряд ядра увеличивается в периоде и группе.

2. Размер атома уменьшается в периоде, растет в группе.

3. Потенциал ионизации (энергия, затрачиваемая на удаление одного электрона из атома или иона) возрастает в периоде, уменьшается в группе.

4. Сродство к электрону (энергия, выделяющаяся (или поглощающаяся) при присоединении одного электрона к атому) увеличивается в периоде, уменьшается в группе.

5. Восстановительная способность элемента уменьшается в периоде, растет в группе, а окислительная способность – наоборот.

6. Электроотрицательность увеличивается в периоде и уменьшается в группе.

7. Металличность уменьшается в периоде, растет в группе, неметалличность – нооборот.

С ростом порядкового номера элемента связаны закономерности соединений:

1. Способность к образованию оксидов уменьшается в периоде, возрастает в группе (в главной подгруппе).

2. Свойства оксидов и гидроксидов в периодах изменяются от основных к амфотерным и далее к кислотным, в главных подгруппах – наоборот.

3. Высшая степень окисления элемента в оксиде возрастает в периоде, постоянна в группе.

4. Способность к образованию гидридов возрастает в периоде, уменьшается в группе.

5. Высшая валентность элемента в гидриде проходит через максимум в периоде, не изменяется в группе.

6. Способность к проявлению высшей степени окисления атома в соединении возрастает в группе.

7. Способность элементов к комплексообразованию возрастает в группе.

8. Распространенность элемента в природе, как правило, уменьшается с ростом его порядкового номера.

Руководствуясь положением элемента в периодической системе, можно охарактеризовать состав и строение элемента, а также состав и свойства образуемых элементом веществ.

Алгоритм характеристики элемента по положению его в периодической системе.

1. Электронная формула атома элемента;

2. Учитывая номер периода, тип подгруппы и число электронов на внешнем уровне, определить металличность элемента;

3. Написать электронно-структурные формулы валентного уровня атома элемента в нормальном и возбужденном состояниях;

4. Определить значения отрицательной и положительной степеней окисления для р-элементов, значения высшей и низшей положительных степеней окисления для d – элементов, значение положительной степени окисления для s – элементов;

5. Привести химическую формулу водородного соединения, дать название;

6. Привести химическую формулу оксидов и соответствующие им формулы гидроксидов с указанием их химического характера (кислотный, основной и амфотерный), назвать вещества;

7. Привести химические формулы некоторых солей и назвать их.

Характеристика р – элемента серы:

1. ₁₆S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴;

6

2. …3s²3p⁴

р - элемент

неметалл

n= 3 III период

3. Нормальное состояние:

для завершения

p – подуровня атом может принять 2

…3s²3p⁴

S⁰ + 2 S^2

Отрицательную степень окисления (-2) сера проявляет в соединениях с менее электроотрицательными элементами (H, Me, P…)

4. Возбужденные состояния:

3d S⁰  4 S⁺⁴

S* 3p

3s

3d S⁰  6 S⁺⁶

S** 3p

3s

Положительные значения степеней окисления (+4 и +6) сера проявляет в соединениях с более электроотрицательными элементами (O, F, Cl….).

5. S^-2  H₂S^-2 – сероводород, газообразное соединение, водный раствор сероводорода является слабой кислотой ( < 2 %). Соли сероводородной кислоты называются сульфидами K₂S.

6. S⁺⁴  SO₂  H₂SO₃  соли - сульфиты

диоксид серы сернистая кислота

кислотный оксид

K₂SO₃ – сульфит калия

7. S⁺⁶  SO₃  H₂SO₄  соли - сульфаты

триоксид серы серная кислота

кислотный оксид

CuSO₄ – сульфат меди (II)

Открытие Периодического закона и создание Периодической системы определили развитие химии и других наук на много лет вперед. Этот закон имеет значение для понимания мира, его явлений и закономерностей.