Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.
Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.
Атомное ядро – центральная, положительно заряженная, часть атома, состоящая из протонов и нейтронов , связанных между собой ядерными силами.
1/1840 от массы протона
Заряд ядра атома Z равен порядковому номеру элемента в периодической системе.
Химический элемент – вид атомов, с определённым зарядом ядра.
Так как атом – электронейтрален (не заряжен) , то число протонов в атоме равно числу электронов (число + = числу — ) : N(e — ) = N(p) = Z
Массовое число атома А складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного изотопа. Число нейтронов можно найти, вычитая заряд ядра атома из массового числа. А = N(p) + N(n) N(n) = A – Z
Oдин и тот же химический элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов.
ЖИЗА типичная подготовка к егэ
Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т.е разным числом нейтронов в ядре.
Нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов , все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.
Пример 1: Определить число нейтронов у изотопов углерода: 12 С и 14 С.
Решение: у 12 С – 6 нейтронов (12-6=6), у 14 С – 8 нейтронов (14-6=8).
Пример 2: определить число протонов и нейтронов в ядре изотопа мышьяка с массовым числом 75.
Решение: порядковый номер у As – 33. Следовательно, заряд ядра Z= +33, число протонов – 33. Число нейтронов: A – Z = 75 – 33 = 42.
ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА.
В 1913 г датский физик Н. Бор предложил модель атома , в которой электроны вращаются вокруг ядра атома, как планеты обращаются вокруг Солнца.
Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными . Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами: 1, 2, . n, начиная от ближайшей к ядру.
Такие орбиты называют электронными уровнями (слоями) .
Уровни состоят из близких по энергии подуровней (электронных оболочек).
Их обозначают s, p, d, f.
Подуровни состоят из одинаковых по энергии орбиталей .
На каждой орбитали может быть не больше двух электронов.
Они отличаются так называемым СПИНОМ, упрощенно – направлением вращения.
Принцип Паули (запрет Паули) ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали.
Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины.
Правило Хунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.
Согласно правилу Хунда , заполнение орбиталей одного и того же подуровня происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.
Как я сдавала ЕГЭ 2023| результаты,подготовка,советы,онлайн школы| с нуля до 90+?!
Пример: атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Хунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:
Связь между уровнем и подуровнями.
Номер электронного слоя (уровня)
Максимальное число электронов
ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ АТОМОВ
Изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома.
На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона, на каждом p-подуровне (три орбитали) — шесть электронов , на каждом d-подуровне (пять орбиталей) — десять электронов .
Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию.
Энергия подуровней растет в ряду:
Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других — 5d-подуровень.
То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.
ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНОСТЬ ЗАПОЛНЕНИЯ ОРБИТАЛЕЙ У ПЕРВЫХ 36 АТОМОВ.
Электронная формула атома – запись распределения электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . и т.д.
Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.
Водород (1е): Н 1s 1 – заполняется первый уровень.
Гелий (2е) Не 1s 2
ПЕРВЫЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ЗАПОЛНЕН.
Литий (3е) — начинает заполняться второй уровень: Li 1s 2 2s 1
Бериллий на 2s-подуровень приходит второй электрон.
Затем у бора начинается заполнение 2p-подуровня:
В 1s 2 2s 2 2p 1
У следующих за бором пяти атомов продолжается заполнение 2р-подуровня, вплоть до неона: Ne 1s 2 2s 2 2p 6
ВТОРОЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ПОЛНОСТЬЮ ЗАВЕРШЕН.
Начинается третий период – сначала происходит заполнение 3s-подуровня у натрия и магния (это s-элементы) , а потом заполняется 3р-подуровень у шести р-элементов: от алюминия до аргона.
Na 1s 2 2s 2 2р 6 3s 1 Mg 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2
Al 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 1 ….. Ar 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6
У аргона — инертного газа на внешнем слое 8 электронов.
Распределение электронов по электронным уровням у атома № 18 — аргона выглядит так: 2,8,8.
При этом третий электронный уровень ещё не заполнен: в нём есть 3d-подуровень.
Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идёт заполнение 4s-подуровня .
Калий — это s-элемент.
K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
3d-подуровень пока остаётся незаполненным.
4s-подуровень заполняется и у кальция: Са 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
И вот ТОЛЬКО у следующих 10 элементов (от скандия до цинка) происходит заполнение 3d-подуровня. Это d-элементы .
Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2
Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2
V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2
У ванадия на d-подуровне 3 электрона, на 4s — 2 электрона.
Казалось бы, у хрома должно получиться: Сr …3d 4 4s 2
Однако у хрома происходит переход одного электрона с s-подуровня на d-подуровень: Сr. 3d 5 4s 1
Это явление называется ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА , причина такого явления — более выгодная по энергии полузаполненная d-оболочка.
Дальше у марганца снова происходит «возвращение» электрона на 4s-подуровень: Mn. 3d 5 4s 2
У атомов с №26 (железо) до № 28 (никель) происходит дальнейшее заполнение 3d-подуровня.
У никеля на d-подуровне 8 электронов, на 4s — 2 электрона. У меди вновь происходит переход одного электрона с s на d-подуровень: Сu . 3d 10 4s 1
Это снова ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА , причина которого — более выгодная по энергии полностью заполненная d-оболочка .
И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода:
Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2
ТРЕТИЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ только теперь ЗАВЕРШЕН – на нем 18 электронов.
Со следующего элемента 4 периода — галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного уровня (№4), теперь уже 4p-подуровня – от галлия до криптона.
Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 ……… Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6
Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, иногда записывают символ благородного газа, имеющего соответствующую электронную формулу: 1s 2 = [He] 1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne]
Пример: электронная формула атома хлора 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 , или [Ne]3s 2 3p 5 .
ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ ИОНОВ.
Ионы – заряженные частицы ; катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы.
Ионы получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы).
S 0 (атом серы)+ 2e → S 2− (сульфид-анион)
Cu 0 (атом меди) -2е → Cu 2+ (катион меди)
Электронная формула иона получается путём добавления или отнятия электронов в электронной формуле атома.
Электроны сначала уходят с внешнего электронного уровня!
Пример: составить электронные формулы ионов: As 3- ; Cu 2+ .
1) As 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 → As 3- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 (добавились ещё 3 электрона на внешний уровень – их стало 8, а всего – 36е: оболочка инертного газа криптона )
2) Cu 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 → Cu 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 (уходят 2 электрона, сначала ВНЕШНИЙ 4s-электрон , а потом – 3d-электроны! )
Изоэлектронные частицы – это атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки. Например, ион Са 2+ и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.
Пример : какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами: хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция.
NaCl Na + (10e), Cl — (18e), BaF 2 Ba 2+ (54 e), F — (10e);
MgBr 2 Mg 2+ (10e),Br — (36e) CaS Ca 2+ (18e),S 2- (18e) –ионы изоэлектронны . Ответ: CaS
ОСНОВНОЕ И ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ АТОМА.
Основное состояние атома — это наиболее выгодное по энергии состояние , которое получается в результате последовательного заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и принципу минимума энергии.
Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние. При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ.
Пример : у атома углерода на внешнем валентном слое есть 4 электрона. В невозбуждённом (основном) состоянии число неспаренных электронов равно ДВУМ: С … 2s 2 2p 2
При переходе одного электрона с s-оболочки на р – оболочку число неспаренных электронов становится равным ЧЕТЫРЁМ: С* …2s 1 2p 3
Это возбужденное состояние углерода.
Тема 3. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Д.И. Менделеев в 1869 году так сформулировал Периодический закон: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса «.
Менделеев учитывал, что для некоторых элементов атомные массы могли быть определены недостаточно точно. После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил новую формулировку:
«Свойства элементов, а также образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер».
Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период заканчивается 118-м элементом).
Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы — 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном.
В группах, обозначенных буквой А (главных подгруппах), содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-оболочек: s-элементы (IA- и IIA-группы) и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы) . В группах, обозначенной буквой Б (побочных подгруппах) , находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни — d-элементы .
Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами.
Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = номер последнего энергетического уровня
Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов в атомах s- и p-элементов.
ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ СВОЙСТВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ.
1) Атомные и ионные радиусы.
Радиус атома – это расстояние от центра ядра до внешнего уровня (области максимальной электронной плотности внешнего уровня).
В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра уменьшаются , т.к. растет заряд ядра и => притяжение внешнего электронного уровня к ядру.
В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных слоёв.
У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более заметно, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны находятся на внутренних, а не внешних уровнях.
Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием.
Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными.
Радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов.
Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковое электронное строение.
Радиус изоэлектронных ионов уменьшается слева направо по периоду, т.к. заряд ядра увеличивается и растёт притяжение внешнего электронного уровня к ядру.
Пример: изоэлектронные ионы с электронной оболочкой, соответствующей аргону – (18 е): S 2- , Cl — , K + , Ca 2+ и т.п. В этом ряду радиус уменьшается, т.к. растёт заряд ядра.
2) Электроотрицательность — это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи.
Электроны в общей электронной паре смещены к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.
Слева направо по периоду происходит увеличение электроотрицательности , т.к. растёт заряд ядра и внешний уровень притягивается к ядру сильнее.
Сверху вниз по подгруппе электроотрицательность уменьшается , т.к. увеличивается число электронных уровней и увеличение радиуса. Внешние электроны слабее притягиваются к ядру.
На рис. приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу.
-все элементы побочных подгрупп (d-элементы);
-все s- элементы, кроме водорода и гелия.
р-элементы делятся диагональю на металлы и неметаллы:
Источник: nsportal.ru
Медь. Серебро
Медь ($Cu$) — элемент побочной подгруппы первой группы. Электронная формула: ($. 3d^4s^1$). Десятый d-электрон атома меди подвижный, т. к. переместился с $4s$-подуровня. Медь в соединениях проявляет степени окисления $+1(Cu_2O)$ и $+2(CuO)$.
Медь — мягкий, блестящий металл, имеющий красную окраску, ковкий и обладает хорошими литейными качествами, хороший тепло- и электропроводник. Температура плавления $1083°С$.
Как и другие металлы побочной подгруппы I группы Периодической системы, медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:
Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета — гидроксида меди (II), который при нагревании разлагается на основный оксид $CuO$ черного цвета и воду:
Источник: examer.ru
Тренажёр по комплексным соединениям. Подготовка к ЕГЭ по химии.
32 задание высокого уровня сложности. Это задание, проверяет умение — уравнениями реакций подтверждать генетическую взаимосвязь между неорганическими соединениями. Именно в этом задании встречаются свойства комплексных соединений и способы их получения. Средний процент выполнения задания всеми участниками в 2019 году в Краснодарском крае составил всего 50,5%. Теоретический материал по свойствам и способам получения комплексных соединений смотрим здесь.
№32 ЕГЭ химия «Свойства комплексных соединений»
№32 ЕГЭ химия
№32 ЕГЭ химия
№32 ЕГЭ химия «Свойства соединений цинка»
№32 ЕГЭ химия «Свойства соединений меди»
№32 ЕГЭ химия «Свойства соединений серебра»
№32 ЕГЭ химия «Свойства соединений хрома»
Твой репетитор по химии Намёткина Светлана Александровна
Источник: dzen.ru