Сложность строения атома. Периодическая таблица элементов Д.И. Менделеева. Растворы. Концентрация растворов

Министерство спорта Российской Федерации 

ФГБОУ ВПО «Волгоградская академия физической культуры»

 

 

Кафедра анатомии и физиологии

Реферат на тему:

«Сложность строения атома. Периодическая таблица элементов Д.И. Менделеева. Растворы. Концентрация растворов»

 

 

 

 

 

 

 

 

Выполнил: студент 101группы

Романова Надежда Юрьевна

                                                                                  Проверил: Суслина И.В.

 

г.Волгоград. 2013

Содержание:

1.Сложность строения атомов………………………………........…..3

2. Квантово- механическая  модель атома водорода...........................4

3. Переодическая система элементов Д.И.Менделеева......................6

4.Переодические свойства  элементов..................................................7

5.Химическая связь.Характеристика химических связей................10

6. Типы химических связей. Межмолекулярные  взаимодействия..10

7.Растворы, концентрация  растворов,способы выражения..............14

8.Используемая  литература................................................................16

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Сложность строения атомов.

Атом ( неделимый) — частица вещества микроскопических размеров и массы, наименьшая часть химического элемента.

Атом (от греческого atomos - неделимый)  — одноядерная, химически неделимая частица химического элемента, носитель свойства вещества. Из атомов состоят вещества. Сам атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электронного облака. В целом атом электронейтрален. Размер атома полностью определяется размером его электронного облака, поскольку размер ядра ничтожно мал по сравнению с размером электронного облака. Ядро состоит из Z положительно заряженных протонов (заряд протона соответствует +1 в условных единицах) и N нейтронов, которые не несут на себе заряда (протоны и нейтроны называют нуклонами). Таким образом заряд ядра определятся только количеством протонов и равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Положительный заряд ядра компенсируется отрицательно заряженными электронами (заряд электрона -1 в условных единицах), которые формируют электронное облако. Таким образом количество электронов равно количеству протонов. Массы протонов и нейтронов равны (соответственно 1 и 1 а.е.м.). Масса атома определятся массой его ядра, поскольку масса электрона примерно в 1850 раз меньше массы протона и нейтрона и в расчетах редко учитывается. Количество нейтронов можно узнать по разности между массой атома количеством протонов (N=A-Z).Вид атомов какого-либо химического элемента с ядром, состоящим из строго определённого числа протонов (Z) и нейтронов (N) называется нуклидом

                                  

 

 

 

 

 

 

 

 

Квантово-механическая модель атома водорода.

 Состояние частиц в квантовой  физике описывается с помощью  волновых функций Ψ (пси-функций). Квадрат модуля волновой функции |Ψ|2 пропорционален вероятности нахождения частицы в данной точке пространства. Таким образом, принципиальное отличие квантовомеханического способа описания системы от классического заключается в вероятностном подходе. С помощью пси-функции можно найти только вероятность обнаружения частицы в некоторой области пространства.

Отыскание конкретного вида волновых функций достигается в квантовомеханических задачах путем решения основного уравнения квантовой механики – уравнения Шредингера (1926 г.), которое является математическим выражением фундаментальных свойств микросистем. Уравнение Шредингера позволяет отыскивать вид пси-функции частицы, движущейся в заданных силовых полях. Оказывается, что уравнение Шредингера имеет решение только при определенных значениях полной энергии системы, которые называются собственными значениями. Таким образом, уравнение Шредингера позволяет получить правила квантования полной энергии замкнутой системы.

Так как кулоновское поле ядра атома водорода является сферически симметричным, решение уравнения Шредингера удобно искать в сферической системе координат (r, θ, φ).

Общее решение уравнения Шредингера для атома водорода имеет вид 

Ψn, l, m (r, θ, φ) = Rn, l (r) Yl, m (θ, φ).

Волновая функция Ψ зависит от трех целых чисел: n, l и m, которые называются квантовыми числами. Главное квантовое число n определяет квантование энергетических уровней. Оно может принимать значения n = 1, 2, 3, ... . Орбитальное квантовое число l определяет квантование момента импульса атома водорода. Оно может принимать целочисленные значения в пределах от 0 до n – 1. Состояния с l = 0 принято называть s-состояниями, c l = 1 – p-состояниями, с l = 2 – d-состояниями и т. д. В s-состояниях момент импульса атома водорода равен нулю. Квантовое число m определяет квантование в единицах постоянной Планка ħ = h / 2 π проекции момента импульса на выделенное направление в пространстве. Оно называется магнитным квантовым числом и может принимать значения m = 0, ±1, ±2, ..., ±l. Таким образом, атом может находиться в нескольких различных состояниях с одним и тем же значением полной энергии. В возбужденных состояниях (т. е. при n > 0) полная энергия атома водорода равна 

где E1 – энергия атома в основном 1s-состоянии, равная 

Боровских орбит в атоме в действительности не существует. В каждом состоянии может быть указано только распределение вероятности нахождения электрона на различных расстояниях от ядра, которое называют электронным облаком. Наряду с функцией |Ψ|2 графически удобно изображать функцию r2|Ψ|2, которая пропорциональна вероятности нахождения электрона в сферическом слое радиуса r единичной толщины.

Компьютерная модель предназначена для иллюстрации строгого решения задачи о состояниях атома водорода при значениях главного квантового числа n = 1, 2 и 3. При графическом изображении радиальных распределений вероятности удобно в качестве переменной величины использовать безразмерное отношение ρ = r / r1, гдеr1 = 5,29·10–11 м – радиус первой боровской орбиты.

В верхней части экрана высвечиваются радиальные распределения |R(ρ)|2 или ρ2|R(ρ)|2, где функция R является радиальной частью волновой функции Ψ. В нижней части экрана воспроизводится для заданных значений квантовых чисел n, l, m пространственное распределение вероятности |Ψ(r, θ, φ)|2 (электронное облако).

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Периодическая система элементов Д.И.Менделеева.

 

Периодическая система химических элементов — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869 году. Её первоначальный вариант был разработан Д. И. Менделеевым в 1869—1871 годах и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомного веса (по-современному, от атомной массы). Всего предложено несколько сотен[1] вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Периодические свойства элементов.

 

Периодичность свойств атомов элементов можно проиллюстрировать на самых разных их характеристиках. Перечислим важнейшие из них: радиус атома и атомный объем; потенциал ионизации; сродство к электрону; электроотрицательность атома (рис); степени окисления; физические свойства соединений (плотность, температуры плавления и кипения). Потенциал (энергия) ионизации I - энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома: X → Х+ + е. Наименьшие потенциалы ионизации - у щелочных металлов, наибольшие - у инертных газов. Сродство к электрону Е - энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому: X + е → X-. Наибольшее сродство к электрону - у галогенов, наименьшее - у металлов.

Свойства, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

 

1. При перемещении  вдоль периода СПРАВА НАЛЕВО  металлические свойства элементов  УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении  возрастают неметаллические.

 

Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к октету. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.

Например, углерод - более выраженный неметалл, чем его сосед по периоду бор, а азот обладает еще более яркими неметаллическими свойствами, чем углерод.

Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача.

Наоборот, s-элементы в левой части таблицы имеют мало электронов на внешней оболочке и меньший заряд ядра, что способствует образованию именно металлической связи. За понятным исключением водорода и гелия (их оболочки близки к завершению или завершены!), все s-элементы являются металлами; p-элементы могут быть как металлами, так и неметаллами, в зависимости от того - в левой или правой части таблицы они находятся.

 

У d- и f-элементов, как мы знаем, есть "резервные" электроны из "предпоследних" оболочек, которые усложняют простую картину, характерную для s- и p-элементов. В целом d- и f-элементы гораздо охотнее проявляют металлические свойства.

Подавляющее число элементов является металлами и только 22 элемента относят к неметаллам: это H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, а также все галогены и инертные газы.

Некоторые элементы в связи с тем, что они могут проявлять лишь слабые металлические свойства, относят к полуметаллам.

Что такое полуметаллы? Если выбрать из Периодической таблицы p-элементы и записать их в отдельный "блок" (это сделано в “длинной” форме таблицы), то обнаружится закономерность, показанная на рис. 4-7. Левая нижняя часть блока содержит типичные металлы, правая верхняя - типичные неметаллы. Элементы, занимающие места на границе между металлами и неметаллами, иногда называют полуметаллами.

Полуметаллы расположены примерно вдоль диагонали, проходящей от левого верхнего к правому нижнему углу блока р-элементов в Периодической таблице.

Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности). Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной "октетной" ковалентной связи (как в боре), либо они не удерживаются достаточно прочно (как в тeллуре или полонии) из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер.

Некоторые полуметаллы (кремний, германий) являются полупроводниками. Полупроводниковые свойства этих элементов объясняются многими сложными причинами, но одна из них - существенно меньшая (хотя и не нулевая) электропроводность, объясняемая слабой металлической связью. Роль полупроводников в электронной технике чрезвычайно важна.

 

2. При перемещении  СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ  МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже  в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много  заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся  дальше от ядра. Они отделены  от ядра более толстой "шубой" из нижних электронных оболочек  и электроны внешних уровней  удерживаются слабее.

 

б) Закономерности, связанные с окислительно-восстановительными свойствами. Изменения электроотрицательности элементов.

3. Перечисленные  выше причины объясняют, почему  СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ  свойства, а при движении СВЕРХУ  ВНИЗ - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства  элементов.

Последняя закономерность распространяется даже на такие необычные элементы, как инертные газы. У "тяжелых" благородных газов криптона и ксенона, которые находятся в нижней части группы, удается "отобрать" электроны и получить их соединения с сильными окислителями (фтором и кислородом), а для "легких" гелия, неона и аргона это осуществить не удается.

4. По той  же причине, что и окислительные  свойства элементов, их ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ  ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО, достигая максимума у галогенов.

5. При перемещении  СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ  УМЕНЬШАЕТСЯ. Это связано с возрастанием  числа электронных оболочек, на  последней из которых электроны  притягиваются к ядру все слабее  и слабее.

 

Свойства, связанные с размерами атомов.

 

6. Размеры  атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении  СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода  УМЕНЬШАЮТСЯ. Это объясняют тем, что электроны все сильнее  притягиваются к ядру по мере  возрастания заряда ядра. Даже  увеличение числа электронов  на внешней оболочке (например, у  фтора по сравнению с кислородом) не приводит к увеличению размеров  атома. Наоборот, размеры атома фтора  меньше, чем атома кислорода 

 

7. При перемещении  СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ  элементов РАСТУТ, потому что заполнено больше электронных оболочек.

 

Свойства, связанные с валентностью элементов.

 

8. Элементы  одной и той же подгруппы (в  короткой форме таблицы) или группы (в длинной) имеют аналогичную  конфигурацию внешних электронных  оболочек и, следовательно, одинаковую  валентность в соединениях с  другими элементами.

 

9. s-Элементы  имеют валентности, совпадающие  с номером их группы (в любой  форме таблицы).

 

10. p-Элементы  имеют наибольшую возможную для  них валентность, равную номеру  группы в короткой форме Периодической  таблицы. Кроме того, они могут  иметь валентность, равную разности  между числом 8 (октет) и номером  их группы в короткой форме  таблицы (этот номер совпадает  с числом электронов на внешней  оболочке).

 

11. d-Элементы  обычно обнаруживают несколько  разных валентностей, которые нельзя  точно предсказать по номеру  группы.

 

Химическая связь. Характеристика химических связей.

 

Химическая связь - это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в результате действия между атомами электрических сил притяжения.

Появление атомной модели Бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки, способствовало созданию представления о химической связи и её электронной природе. В соответствии с моделью Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают определенные энергетические состояния, т. е. энергетические уровни

Валентность элементов главных подгрупп Периодической системы зависит от числа электронов, находящихся на внешнем электронном слое. Поэтому эти внешние электроны принято называть валентными. Для элементов побочных подгрупп в качестве валентных электронов могут выступать как электроны внешнего слоя, так и электроны внутренних подуровней.

Типы химических связей. Межмолекулярные взаимодействия.

 

Различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Ковалентная связь.

 

Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов.

 

Она может быть образована атомами одного итого же элемента и тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов H2, O2, N2, Cl2 и др.

Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах H2O, NF3, CO2. Ковалентная связь образуется между атомами элементов, обладающих электроотрицательным характером.

Электроотрицательность - это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.

Элементы, стоящие левее, будут оттягивать общие электроны от элементов стоящих правее.

 

Для наглядного изображения ковалентной связи в химических формулах используются точки ( каждая точка отвечает валентному электрону, а также черта отвечает общей электронной паре ).

Пример. Связи в молекуле Cl2 можно изобразить так:

 

 

 

Такие записи формул равнозначны. Ковалентные связи обладают пространственной направленностью. В результате ковалентного связывания атомов образуются либо молекулы, либо атомные кристаллические решётки со строго определенным геометрическим расположением атомов. Каждому веществу соответствует своя структура.

С позиции теории Бора образование ковалентной связи объясняется тенденцией атомов преобразовывать свой внешний слой в октет ( полное заполнение до 8 электронов).Оба атома представляют для образования ковалентной связи по одному неспаренному электрону, и оба электрона становятся общими.

Точками обозначены электроны. При расстановке следует соблюдать правило: электроны ставятся в определённой последовательности-слева, сверху, справа,снизу по одному, затем добавляют по одному, неспаренные электроны и принимают участие в образовании связи.

Новая электронная пара, возникшая из двух неспаренных электронов, становится общей для двух атомов хлора. Существует несколько способов образования ковалентных связей за счёт перекрывания электронных облаков.

σ - связь значительно прочнее  π-связи, причём π-связь может быть только с σ-связью, За счёт этой связи образуются двойные и тройные кратные связи.

 

 

Полярные ковалентные связи образуются между атомами с разной электроотрицательностью.

За счёт смещения электронов от водорода к хлору атом хлора заряжается частично отрицательно, водорода-частично положительно, т.е. молекула станет диполем.

Ионная связь.

Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Примером может служить соединение CsF, в котором "степень ионности" составляет 97%.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей, то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

       А• + •В = А+ + [:В]-

                       ионы

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшими отличиями ионной связи от других типов химических связей заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т.д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, "растаскивают" молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окруженные диполями растворителя.

При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). 

Металлическая связь.

Металлическая связь— связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.

Металлическая связь отличается от ковалентной также и по прочности: ее энергия в 3-4 раза меньше энергии ковалентной связи.

Межмолекулярные взаимодействия

 

Межмолекулярные взаимодействия- взаимодействия  молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых хим. связей. Межмолекулярное взаимодействие определяет отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и кристаллов. От межмолекулярного взаимодействия зависят мн. структурные, спектральные, термодинамичные, теплофизические и другие свойства веществ. Появление понятия межмолекулярного взаимодействия связано с именем Й. Д. Ван-дер-Ваальса, который для объяснения свойств реальных газов и жидкостей предложил в 1873 уравнение состояния, учитывающее межмолекулярное взаимодействие. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия часто называют ван-дер-ваальсовыми.

 

Виды межмолекулярного взаимодействия. Основу межмолекулярного взаимодействия составляют кулоновские силы взаимодействующие между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. В экспериментально определяемых свойствах вещества проявляется усредненное взаимодействие, которое зависит от расстояния R между молекулами, их взаимной ориентации, строения и физических характеристик (ди-польного момента, поляризуемости и др.). При больших R, значительно превосходящих линейные размеры l самих молекул, вследствие чего электронные оболочки молекул не перекрываются, силы межмолекулярных взаимодействий можно достаточно обоснованно подразделить на три вида: электростатические, поляризационные (индукционные) и дисперсионные. Электростатические силы иногда называют ориентационными, однако это неточно, поскольку взаимная ориентация молекул может обусловливаться также и поляризационными силами, если молекулы анизотропны.

 

Растворы, концентрация растворов, способы выражения.

Раствор- это гомогенная (однородная) система, состоящая из 2-х или нескольких веществ, причем одно ( или несколько)-растворенное вещество равномерно распределено в другом веществе- растворителе. Растворы можно классифицировать по агрегатному состоянию (жидкие - растворы солей, твердые – сплавы металлов, газообразные – воздух); по концентрации растворенного вещества ( ненасыщенные, насыщенные, перенасыщенные).

 Относительное содержание компонента в растворе характеризуется его концентрацией При этом преобладающий компонент обычно называют растворителем, остальные компоненты-растворенными веществами. При определенных температуре и давлении растворение одного компонента в другом происходит в некоторых пределах изменения концентрации, т.е.смешение является ограниченным. По наличию или отсутствию ЭД молекул (электролитической диссоциации) растворенных веществ различают два основных класса растворов: растворы электролитов и растворы неэлектролитов. Классификация растворов может быть основана также и на др. признаках. Так, в зависимости от концентрации растворенного вещества различают растворы концентрированные и разбавленные; в зависимости от природы растворителя выделяют водные и неводные растворы; в зависимости от концентрации ионов Н+ и ОН- - кислые, нейтральные и щелочные (основные).

При малых концентрациях растворенных веществ в растворах сохраняется структура, характерная для чистого растворителя, с увеличением концентрации структура растворов изменяется.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Литература:

 

1. Менделеев Д. И., — Периодическая законность химических элементов // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
2. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов.-М.:

Высшая школа,1999.-679с.

3. http.www.xumuk.ru/