сессия. Зимняя сессия по химии. Доказательства сложного строения атома. Опыты Резерфорда
 Скачать 197.13 Kb.
|
|
Доказательства сложного строения атома. Опыты Резерфорда. Планетарная модель строения атома, модель Нильса Бора. Достоинства и недостатки данных моделей. Современные представления о строении атома. Состав атомных ядер: протон, нейтрон, массовое число. Относительная атомная масса. Изотопы, изобары. Атом – это сложная система, которая состоит из положительного заряженного ядра и элементарного частиц электронов, которые вращаются вокруг ядра. В 1911 году английский учёный Резерфорд предложил «планетарную» модель строения атома. Согласно которой в центре атома расположена положительно заряженное ядро, а вокруг ядра подобно планетам солнечной системы вращается электрон. Бо́ровская моде́ль а́тома (Моде́ль Бо́ра) — полуклассическая модель атома, предложенная Нильсом Бором в 1913 г. За основу он взял планетарную модель атома, выдвинутую Резерфордом. Однако, с точки зрения классической электродинамики, электрон в модели Резерфорда, двигаясь вокруг ядра, должен был бы излучать энергию непрерывно и очень быстро и, потеряв её, упасть на ядро. Чтобы преодолеть эту проблему, Бор ввёл допущение, суть которого заключается в том, что электроны в атоме могут двигаться только по определённым орбитам. Порядковый номер элемента показывает заряд ядра, число протонов и число электронов в атоме. Сумма протонов и нейтронов, которые представляют положительное заряженное ядро – нуклон. Масса электрона=1/1843 часть от массы атома Н (массой электрона, как правило пренебрегают). Относительная атомная масса показывает во сколько раз масса атома больше 1/12 массы атома углерода. А.r. величина дробная т.к. это сумма всех природных изотопов с учётом их распространения в природе. Изотопы – вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра, но различное массовое число. Изотопы водорода: 1/1 Н – протий, 2/1 Д – дейтерий, 3/1 Т – тритий, радиоактивный. Изотопы водорода – вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра, но различное число нейтронов. Изобары – вид атомов, которые имеют одинаковое массовое число, но разный заряд ядра. Массовое число (m)=p+n Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням. Понятие энергетический уровень. Понятие об s-, p-, d-, f- электронных облаках.. Ряд наименьшего запаса энергии электронов. Принцип Паули. Электронные и электронно - графические схемы строения атомов. Невозбуждённое и возбуждённое состояние атомов, валентность. Электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням. Энергетический уровень – совокупность электронов с одинаковым запасом энергии. Чем меньше энергия электрона в атоме, тем он ближе располагается к ядру. Чем больше энергия электрона в атоме, тем он дальше располагается от ядра. N (максимальное число электронов на данном уровне) = 2n^2 (n- номер энергетического уровня). 1 – 2 электрона. 2 – 8 электронов 3 – 18 электронов 4 – 32 электрона Кол-во энергетических уровней в атоме определяется номером периода. Номер группы показывает число электронов на внешним энергетическом уровне для элементов главных подгрупп. А у элементов побочных подгрупп идёт достройка пред внешнего уровня, а на внешнем почти у всех 2 электрона. По современным представлениям электрон движется вокруг ядра, очень быстро и хаотично. Поэтому было введено понятие – «электронное облако». Электронное облако – это область пространства вокруг ядра, где вероятность нахождения электрона максимальна. Существует s, p, d, f. S – электронные облака имеют форму шара или сферы, их максимально образуют два электрона. P – электронные облака имеют форму восьмёрки или гантели, их максимально образуют шесть электронов. d и f – электронные облака имеют сложную электронную конфигурацию, d – максимально 10, f – максимально 14. Спин – вращение электрона вокруг собственной оси. Швейцарский физик Паули сформулировал следующий принцип – в одной электронной орбитали максимально располагаются 2 электрона с анти – параллельными спинами. Валентность – 1. Число холостых неспаренных электронов. 2. Способность атома одного элемента присоединять строго определённое число атомов другого элемента. 3. Число химических связей, который может образовать данный атом. Под действием энергии электрон с более низкого энергетического подуровня переходит на более высокий энергетический подуровень. Такое состояние атома называется возбуждённым (*). Период возбуждения длиться 10 (-8) сек. Возможность перехода атома возбуждённого состояния определяется наличием электронных пар и свободных орбиталий. Высшая валентность равна номеру группы для элементов главных подгрупп. Доменделеевские классификации химических элементов. Открытие закона Д. И. Менделеевым. Формулировки периодического закона. Структура периодической системы. Физический смысл порядкового номера, номера периода, номера группы. Классификация элементов на металлы и неметаллы по положению в периодической системе. Все элементы делили на металлы и неметаллы. Такая классификация не совсем верна, т.к. существуют благородные газы и амфотерные (переходные): Be, Al, Zn Немецкий химик Деберейнер расположил известные в то время элементы по сходные по свойствам «триадам» (по три элемента в ряд): Li, Na, K, Ca, Sr, Ba, S, Se(селер), Te(телур). При этом оказалось, что полу сумма относительных атомных масс крайних элементов равнялась A.r. среднего элемента. Li Na K – (7+39)/2=23 Эта классификация впервые наметила взаимосвязь между свойствами элементов и A.r. Французский учёный Шанкуртуа расположил известные в то время элементы по винтовой линии, нанесённой на поверхность цилиндра, в порядке возрастания A.r. , при этом оказалось, что сходные по свойству элементы располагаются друг над другом. Эта классификация впервые наметила группы сходные по свойствам элементов. Li Be B Na Mg Al K Ca Sc Английский учёный Ньюлендс расположил известные в то время элементы в порядке возрастания A.r. и заметил, что свойства хим.элементов повторяются через 7 элементов к 8. Такую закономерность он назвал – законом «Октав». Немецкий химик Мейер расположил 28 хим.элементов в шесть групп. Все эти классификации лишь отдалённо напоминали Менделеевскую, т.к. элементы не рассматривались во взаимосвязи и не могли объяснить основные законы природы. 1 марта 1869 года русский химик Д. И. Менделеев изложил периодический закон и его графическое отображение в виде периодической системы элементов. В то время было известно 63 хим.элемента. За основу классификации Менделеев взял Атомную массу и расположил элементы в порядке возрастания Атомных масс с учётом свойств элементов. Для этого ему пришлось исправить атомные массы у 20 хим.элементов (Be в то время считался с атомной массой 13,5 и валентностью равную трём. Менделеев исправил A.r. на 9, а валентность на 2, что впоследствии экспериментально подтвердилось) . Он переставил местами некоторые элементы (Co и Ni, Te и I, и другие). А также он оставил свободные клетки для неизвестных в то время элементы с номерами 21, 31, 32, которые впоследствии были открыты. Эти элементы Менделеев назвал соответственно (экобор, экоалюминий, экосилициум). Формулировка периодического закона Д. И. Менделеева: Свойства химических элементов, а также форма и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов. Современная формулировка периодического закона: Свойства химический элементов, а также форма и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер. Порядковый номер показывает число электронов, нейтронов и протонов атома. Кол-во энергетических уровней в атоме определяется номером периода. Номер группы показывает число электронов на внешнем энергетическом уровне для элементов главных подгрупп. Металлы располагаются в периодической системе с 1-3 А группы, за исключением (Н и B) и до завершения внешнего энергетического уровня электроны отпадают. Неметаллы располагаются в 5-7 А группу и до завершения внешнего энергетического уровня электроны принимают. C и Si из 4 А группы принимают электроны до завершения внешнего уровня – неметаллы. А все остальные элементы этой подгруппы отдают электроны и являются металлами. Все элементы побочных подгрупп это только металлы. *Сравнительная характеристика химических элементов.( на примере двух неметаллов и металлов). План характеристики элемента. Образец. Дать характеристику элементам № 11и №17 по плану: а) место положения в Периодической системе (№ группы, подгруппа, что означает; № периода, что означает) б) метал или неметалл г) распределение е по уровням д) электронная формула е) энергетическая диаграмма ж) валентность в основном и в * состояниях з) формула оксида, соответсвующая элемету и его характер и) формула гидрата оксида ( кислота или основание) *Электронные формулы для элементов малых периодов. Энергетические диаграммы для элементов малых периодов. *Характеристика элемента в свете учения строения атома. Пример вопроса сравнения элементов а) Сравнить у какого элемента ярче выражены металлические свойства: у №11 или № 19(подробный ответ) Чем меньше заряд ядра атома, и больше его радиус, тем слабее связь ядра с электронами внешнего уровня, тем легче электроны отдавать, а следовательно ярче металлическая активность. б) Сравнить у какого элемента ярче выражены неметаллические свойства: у №7 или № 8 ( подробный ответ) Чем больше заряд ядра атома, и меньше его радиус, тем сильнее связь ядра с электронами внешнего уровня, тем легче электроны принимать, а следовательно ярче неметаллические свойства. Причины образования химических связей между атомами элементов. *Ионная связь. Понятие об электроотрицательности. Схемы образования ионных соединений. Ионная кристаллическая решетка. Причины образования химической связи: неустойчивость атомов с незавершённым внешним уровнем и стремление к его заполнению; стремление к минимуму энергии. По современным данным химическая связь определяется взаимодействием положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов. Значит, природа химической связи электростатическая. В свободном атоме электроны притягиваются только к ядру собственного атома. Когда два атома приближаются друг к другу, между их ядрами и электронами начинают действовать силы отталкивания. Но появляются также силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого. Силы отталкивания уравновешиваются силами притяжения, и атомы удерживаются вместе. Так возникает химическая связь. *Ионная связь. Коренная причина образования химической связи заключается в стремлении атома завершить свой внешний энергетический уровень до 8 электронов. Электроотрицательность(ЭО) – способность атома принимать электроны. За единицу ЭО принимают Li=1 Самое высокое значение ЭО у фтора, т.к. у него самый большой заряд из элементов 2 периода и самый маленький радиус атома. Поэтому фтор легко притягивает электроны. Самое низкое значение ЭО у франция, т. к. у него самый маленький заряд ядра из элементов 7 периода и самый большой радиус атома. Поэтому францию трудно притягивать электроны. Образование химической связи возможно, когда: ЭО между элементами очень сильно различается (Эта связь возможна между металлами и неметаллами.) Ионная связь – связь, которая образуется за счёт электро-статического притяжения положительных и отрицательных заряженных ионов. + ион=катион. – ион=анион Ион – это + и – частица, которая образуется из атома при принятии или отдачи электрона. Отличие иона от атома: Атом электро нейтрален, а ион имеет заряд. У атома внешний уровень не завершён, а у иона всегда завершён внешний уровень Cl2 – газ жёлто-зелёного цвета. Ядовит. А ионы Cl входящие в состав поваренной соли бесцветны и не ядовиты. Ион свойствами простого вещества не обладает. Вещества с ионом типом связи имеют ионно-кристаллическую решётку, в узлах которой располагаются чередующиеся между собой + и – ионы. Такие вещества твёрдые, кристаллические и сравнительно-тугоплавкие. Для неметаллов количество неспаренных электронов определяется по формуле 8-(номер группы), где находится элемент. *Ковалентная неполярная и полярная химическая связь. Составление схем образования веществ с ковалентной связью. Атомная и молекулярная кристаллические решетки. Ковалентная связь образуется в следующих случаях: Когда ЭО между элементами не сильно различается (неметаллы) Когда ЭО между элементами одинаковая или приблизительно одинаковая (H, Cl, N) Ковалентная связь образуется за счёт перекрывания электронных облаков с анти-параллельными спинами и образования общих электронных пар (связь только между неметаллами). Ковалентная связь: - полярная - неполярная Ковалентная связь образуется между неметаллами с несильно различающимися значениями. Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов с одинаковой или приблизитель0но одинаковой ЭО. (Cl2 – Ков. Неп. Связь.) Электронная плотность в ковалентной неполярной связи никуди не смещается, она располагается симметрично. Вещества с ковалентным типом связи могут иметь молекулярную, либо атомную кристаллическую решётку. Если крист.решётка молекулярная, то в узлах располагаются молекулы. Такие вещества легкоплавкие, нестойкие, летучие (обладают запахом) – (сахар, спирт, СO2, сухой лёд –применяется для хранения пищевых продуктов). Если крист.решётка атомная, то в узлах располагаются атомы. Такие вещества твёрдые, кристаллические, очень тугоплавкие – (графит, алмаз – самый твёрдый минерал на земле). Степень окисления. Правила расстановки степеней окисления. Составление формул бинарных соединений по степени окисления, на примере оксида алюминия. Определение степени окисления по формулам на примере P2O5 и KMnO4. Номенклатура бинарных соединений. Степенью окисления (СО) или окислительным числом называют условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Правила расстановки СО: СО простых веществ всегда равна 0. Например: Cu=0. СО кислородов в соединениях всегда равна -2. Исключение: Н2О2 – пероксид водорода. ОF2 – дифторит кислорода. СО водорода в соединениях всегда равна +1. Исключение: NaH – гидрид натрия. CaH2 – гидрид кальция. Высшая СО = номеру группы, где находится данный элемент (для элементов А группы). N= 5 Низшая СО определяется только для неметаллов по формуле: номер группы – 8. Например: N= -3 Алгебраическая сумма степеней окисления в молекуле всегда равна нулю. Задание 1. О и Al Al2O3 (Al=+3, O=-2). Алгоритм составления Бинарных соединений. Выбрать из двух элементов наиболее электроотрицательный и поставить на 2 место. Проставить СО Найти НОК Определить индексы для каждого атома. Индекс 1 не пишется. Номенклатура бинарных соединений. Для того чтобы назвать бинарное соединение, нужно корню слова латинского название элемента ставшего на втором месте добавить суффикс ИД. И добавить название элемента стоящего на 1 месте в Р.П. Например: K2S – сульфид калия.
Все неметаллы имеют переменную СО, поэтому она указывается в названии соединения. Металлы стоящие с 1 по 3 А группу имеют постоянную СО, поэтому она не указывается в СО. Металлы, которые располагаются в побочных подгруппах, имеют переменную СО, поэтому она всегда указывается в названиях соединения. Исключения в соединениях: Zn пост. СО=+2. Ag пост. СО=+1. Всегда переменная СО в соединениях Fe=+2,+3. Cu=+1,+2. Валентность. Составление формул бинарных соединений по валентности. Структурные формулы. На современном этапе существуют три определения валентности. Число холостых неспаренных электронов. Способность атома одного элемента присоединять строго определенное число атомов другого элемента. Число химических связей, который может образовывать данный атом. Чтобы составить химическую формулу по валентности пользуемся правилами составления формул бинарных соединений. 1. Выбрать из двух элементов наиболее электроотрицательный и поставить на 2 место. 2. Указать Валентность. 3. Найти НОК 4. Определить индексы для каждого атома. Индекс 1 не пишется. Структурные формулы – это такая, которая показывает порядок соединений атомов в молекуле, согласно валентности. Одновалентные элементы: K, Na, Ag, c H за одно. Двухвалентные элементы: Ca, Mg, Ba, c O в паре. Трёхвалентные элементы: Al, B – трёхвалентны до сих пор. *Химические уравнения. Закон сохранения массы веществ. *.Понятие о типах химических реакций. *Реакции соединения, разложения, замещения и обмена. Химическое уравнение – условная запись химической реакции с помощью химической формулы, химических знаков и коэффициентов. Реакция соединения – это такие реакции, в которые вступают несколько более простых по составу веществ и в результате образуется одно более сложное по составу вещество. Например: 2H2+O2=2H2O Реакция разложения – это такие реакции, в которые вступают одно сложное вещество, в результате чего оно разлагается на несколько более простых по составу веществ. Например: 2H2O=2H2+O2 Реакция замещения – это такие реакции, в которые вступают одно простое и одно сложное вещество, в результате чего атомы простого замещает один из элементов сложного. Например: Zn+2HCl=ZnCl2+H2 Реакция обмена – это такие реакции, в которые вступают два сложных вещества, в результате чего они обмениваются своими составными частями. Например: BaCl2+H2SO4=BaSO4+2HCl Исключительное значение для развития химии имел открытый М.В. Ломоносовым «Закон сохранения массы веществ». Благодаря этому открытию удалось избавиться от почти векового господства флогистонной теории. Опыты по сжиганию веществ, которые проводились до Ломоносова наводили на мысль о том, что масса веществ в процессе реакций не сохраняется. При нагревании на воздухе – ртуть превращалась в красную окалину, масса который была больше массы металла. Масса золы, образующаяся при сгорании дерева, напротив всегда меньше массы исходного вещества. Немецкий врач и химик Эрнест Шталь пытался объяснить эти явления тем, что горючие вещества содержат некую субстанцию – флогистон, которая в процессе горения улетучивается или передаётся от одного вещества к другому. Это означало, что горение вещества – есть реакция разложения на флогистон и не горючий остаток. Но тогда получалось, чтЗо есть положительный флогистон (содержится в дереве), который приводит к уменьшению массы при горении. И отрицательный флогистон (в металлах), который даёт увеличение массы. Сторонников флогистонной теории не смущало, что при горении металлов происходит увеличение массы. Они утверждали, что флогистон обладает особой легкостью и в противоположность другим телам не притягивается к земле, а отталкивается от неё. Поэтому тела, присоединяющие флогистон, теряют в массе, а отдающий флогистон увеличивается в массе. Например: CuO+H2=Cu+H2O (масса металла уменьшилась, флогистон присоединился); 2Cu+O2=2CuO (масса металла увеличилась, значит флогистон улетучился). Флогистонная теория давала неправильное объяснение химических процессов – эта теория тормозила развитие науки. Первые попытки измерения веса веществ, участвующих в реакции, были предприняты во второй половине 17 века Робертом Бойль. Он проводил прокаливание металлов в закрытом сосуде – реторте, и взвешивал его до нагревания. Затем реторта вскрывалась и снова взвешивалась. Бойль отмечал увеличение веса металла после прокалывания и объяснял это тем, что в ходе нагревания происходило соединение металла с некоторой огненной материей. Ломоносов повторил опыт Бойля по прокалыванию металлов (через 100 лет), но взвешивание Ломоносов проводил без вскрытия сосудов и заметил, что вес вещества до и после реакции не изменился. Ломоносов сформулировал закон: Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакций «Ничто не исчезнет бесследно и не возникает из ничего». Закон сохранения массы веществ имел огромное значение для атомной теории. Он подтвердил, что атомы являются неделимыми и при химических реакциях не изменяются. Молекулы при реакциях обмениваются атомами, но общее число атомов каждого вида не изменяется, и поэтому общая масса веществ в процессе реакции сохраняется. Согласно достижениям физики 20 века, закон сохранения массы веществ должен быть заменён законом сохранения материи. Только материя во всех процессах остаётся постоянной, а масса, которая является одной из характеристик материи, может переходить в другую её форму, энергию. Эту связь можно выразить уравнением Эйнштейна E=mc^2. Примеры показывают, что хотя закон сохранения массы веществ является приблизительным, его можно принять при расчётах по химическим уравнениям. Наиболее правильно будет использование термо-химических уравнений, которые одновременно удовлетворяют, и закон сохранения массы веществ, и сохранения энергии, т.е. иллюстрирует закон сохранения материи. |