Материал: Альонкіна К. В., Сотниченко Т. Д Хімія. Підготовка до ЗНО

тема 2. хімічна Реакція

Задача 2.4. Дано термохімічне рівняння горіння вуглецю:

С (т) + О2(г) = СО2 (г), ∆Н = -394 кДж.

Обчисліть об’єм вуглекислого газу (н. у), що утворився під час реакції, якщо виділилося 788 кДж теплоти.

Відповідь: V(CO2) = 44,8 л.

виконайте контрольний тест

На його виконання відводиться 15 хвилин. Під час роботи над тестом не можна користуватися слов никами, підручниками, посібниками, довідниками тощо.

тест 4 (контрольний)

20

www.e-ranok.com.ua

тема 3. ПеРіодичний Закон і ПеРіодична система хімічних елементів. будова атома

Тема 3. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І Менделєєва.

Будова атома.

Перевірте свої знання

Виконайте тест 5. На його виконання відводиться 15 хвилин. Під час роботи над тестом не можна користуватися словниками, підручниками, посібниками, довідниками тощо.

тест 5 (вступний)

1. Укажіть число електронів на верхньому енергетичному рівні йонаAl+3:

2. Укажіть орбіталі, на яких розміщуються електрони в атомі Нітрогену:

3.Позначте, що є спільного в будові атомів Нітрогену та Фосфору:

Аоднакова кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні Б однакова кількість енергетичних рівнів В однакові радіуси атомів Г однакові заряди атомних ядер

4.Установіть відповідність між атомами елемента і кількістю електронів на зовнішньому рівні:

5. Указати послідовність зростання електронегативності атомів елементів:

6. Відносна молекулярна маса сполуки елемента п’ятої групи з Гідрогеном дорівнює 34. Визначте елемент і вкажіть його порядковий номер.

теоретична частина

Будова

У 1869 р. Д.І. Менделєєв відкрив періодичний закон.

Сучасне формулювання періодичного закону

Властивості хімічних елементів, а також утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від зарядів їхніх атомних ядер.

Спираючись на періодичний закон, Д. І. Менделєєв побудував класифікацію хімічних елемен - тів, яку називають Періодичною системою. Зазвичай її подають у вигляді таблиці. Якщо записати

21

www.e-ranok.com.ua

тема 3. ПеРіодичний Закон і ПеРіодична система хімічних елементів. будова атома

символи елементів кожного періоду в окремий рядок так, щоб природні родини (лужні метали, галогени, інертні гази) утворювали вертикальні стовпчики, то одержимо довгоперіодний варіант пе - ріодичної таблиці. Д. І. Менделєєв частіше використовував більш компактну коротку форму періодичної таблиці. У ній великі періоди розбиті на два ряди, у кожному з яких вища валентність еле - ментів послідовно зростає від I до VIII. Усього відомо сім періодів: три малих і чотири великих. Останній, сьомий період, не завершений — на сьогодні відкриті ще не всі елементи, які до нього входять.

Періоди

Ряд хімічних елементів, розташованих згідно зі зростанням їхніх атомних мас, який починається з Гідрогену або лужного металічного елемента й закінчується інертним газом, називають періодом.

Властивості елементів, а також утворених ними простих речовин і сполук при збільшенні атомних мас у періоді поступово змінюються.

Вертикальні стовпчики Періодичної системи називають групами. У короткому варіанті таблиці їхнє число дорівнює восьми. Номер групи, як правило, збігається з вищою валентністю хімічного елемента, яку він виявляє в сполуках з Оксигеном. Наприклад, Хлор і Манган розташовані в групіVII і мають вищу валентність VII, елементи V групи Фосфор і Ванадій — валентність V.

Кожну групу поділяють на дві підгрупи — головну й побічну. У головну підгрупу входять елементи як малих, так і великих періодів, а в побічну — тільки великих періодів.

Побічні підгрупи містять тільки металічні елементи (їх називають перехідними металами). Іноді головні підгрупи називають А-групами, а побічні — В-групами. Наприклад, Флуор розташований у групі VII А, а Манган у групі VII В.

Підгрупи утворені елементами з подібними властивостями: родини лужних металів, галогенів та інертних газів якраз і представляють окремі підгрупи. Багато властивостей елементів закономірно змінюються в підгрупах зі зростанням відносної атомної маси. У головних підгрупах при збільшенні атомної маси зростають металічні властивості елементів і простих речовин, а неметалічні зменшуються. Наприклад, у підгрупі Карбону (головна підгрупа IV групи) Карбон, Силіцій і Германій є неметалічними елементами, а Станум і Плюмбум — металічними.

Подібні властивості проявляють лише ті елементи, які належать до однієї підгрупи. Властивості елементів головної та побічної підгруп однієї групи можуть істотно відрізнятися. Наприклад, до складу VII групи входять галогени — найбільш типові неметалічні елементи (головна підгрупа) та перехідні металічні елементи Манган, Технецій, Реній (побічна підгрупа).

Окрім сполук з Оксигеном, велике значення мають сполуки з Гідрогеном. Вони відомі майже для всіх елементів Періодичної системи, однак найбільш типові для неметалічних елементів. У сполуках із Гідрогеном неметалічних елементів валентність часто не збігається з валентністю у вищому оксиді. Щоб її визначити, треба від 8 відняти номер групи. Наприклад, Хлор, що розташований у VII групі, у сполуці з Гідрогеном одновалентний: 8 −7 = 1 , тому формула цієї сполуки НСl. Елемент V групи Фосфор у сполуці з Гідрогеном тривалентний: 8 − 5 = 3 , формула речовини PH3 . Для зручності спільні формули вищих оксидів і летких сполук з Гідрогеном винесені в окремі рядки періодичної таблиці.

Атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів.

Ядро атома складається із частинок двох видів — протонів і нейтронів. Протони — це позитивно заряджені частинки із зарядом +1, а нейтрони не мають заряду. Виходить, що весь позитивний заряд ядра створюється протонами. Їхнє загальне число дорівнює заряду ядра. Маси протона й нейтрона приблиз-

22

www.e-ranok.com.ua

тема 3. ПеРіодичний Закон і ПеРіодична система хімічних елементів. будова атома

но дорівнюють 1 а. о. м. Будь-який атом електронейтральний, тобто число протонів із зарядом +1 завжди дорівнює числу електронів із зарядом –1.

Увсіх атомів одного й того самого хімічного елемента число протонів Z завжди однакове (і дорівнює заряду ядра), а число нейтронів N буває різним, тому маса атомів одного й того самого елемента може бути різною. Це означає, що не маса, а саме заряд ядра є основною характеристикою, за якою атоми одного виду відрізняються від атомів іншого виду.

Уході докладнішого вивчення атомів було з’ясовано, що число протонів в атомах не є довільним, а дорівнює порядковому номеру хімічного елемента в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва, адже й заряд ядра також дорівнює порядковому номеру.

Атомні ядра одного й того самого хімічного елемента містять однакове число протонів, що дорівнює порядковому номеру цього елемента в Періодичній системі. Але якщо протонів в атомних ядрах певного хімічного елемента має бути строго визначене число, то число нейтронів у ядрі таких атомів може бути різним. Наприклад, у ядрі атомів Оксигену міститься 8 протонів (порядковий номер Оксигену в Періодичній системі — 8). А число нейтронів може бути 7, 8, 9 і навіть 10, адже серед атомів Оксигену можна виділити чотири різні набори протонів і нейтронів. Кожний такий набір (різновид атомних ядер) називають нуклідом.

Нуклід — це різновид атомів з певним числом протонів і нейтронів у ядрі.

Кожний нуклід характеризують певними числами. Протонне число (або зарядове число, або атомне число) — Z — позначає число протонів у ядрі атома певного нукліда. Нейтронне число — N — указує число нейтронів у ядрі певного нукліда. Масове число — А — це сума протонного та нейтронного чисел:

Масове число = Протонне число + Нейтронне число;

A = Z + N .

Масове число = протонне, число + нейтронне число = нуклонне число.

Оскільки маса кожного протона й нейтрона дорівнює приблизно 1 а. о. м., а електрона — дуже мала, то масове число кожного атома приблизно дорівнює його відносній атомній масі, округленій до цілих чисел.

Знаючи порядковий номер елемента та масове число нукліда, неважко обчислити, скільки електронів, протонів та нейтронів містить певний атом. Число електронів дорівнює числу протонів Z, що збігається з порядковим номером (зарядом ядра), а число нейтронів N дорівнює різниці між масовим числом А та зарядом ядра:

N = A − Z .

Усі нукліди, які мають однаковий заряд (протонне число) і різне нейтронне число, називають ізотопами. Оскільки нукліди з однаковим протонним числом належать до одного хімічного елемента, то: різ ні нукліди одного хімічного елемента є ізотопами.

Зазвичай нукліди хімічних елементів не мають власних назв, єдиним винятком серед них є Гідроген. Його нукліди позначаються спеціальними символами й мають різну назву. Звичайний Гідроген Н — Протій, ядра його атомів складаються тільки з одного протона. Важкий Гідро - ген D — Дейтерій, у ядрах його атомів, окрім одного протона, міститься ще один нейтрон. І надважкий Гідроген Т — Тритій, у ядрах його атомів, окрім одного протона, міститься два нейтрони.

23

www.e-ranok.com.ua

тема 3. ПеРіодичний Закон і ПеРіодична система хімічних елементів. будова атома

Ядерні перетворення

Усі нукліди поділяють на стабільні та нестабільні. Стабільні нукліди існують нескінченно довгий час. Переважне число атомів, які нас оточують, відносяться до стабільних нуклідів. Нестабільні нукліди піддаються радіоактивному розпаду й утворюють атоми інших елементів.

23892U→23490Th+24He.

Процеси перетворення ядер атомів (ядерні реакції) супроводжуються випромінюванням. Розрізняють три види радіоактивного випромінювання: α-, β- і γ-випромінювання. α-Випромінювання являє собою ядра атомів Гелію 42 He , β-випромінювання — це потік швидких електронів, а γ-випроміню- вання являє собою електромагнітне випромінювання, таке саме, як і звичайне світло, але невидиме для неозброєного ока й надзвичайно руйнівне. Кожному з них відповідає свій тип радіоактивного перетворення.

Рух електронів в атомі. Орбіталі

В атомі електрон перебуває не в одній конкретній точці, а рухаючись, утворює електронну хмару, густина якої (електронна густина) показує, в яких місцях електрон буває частіше, а в яких — рідше. Ту частину електронної хмари, в якій електрон проводить найбільший час й у якій електронна щільність досить велика, називають атомною орбіталлю.

Орбіталь — це область простору, в якій ймовірність перебування електрона становить понад 90%. Електронні хмари, утворені окремими електронами в атомі, у сумі утворюють спільну електронну

хмару атома — електронну оболонку.

Типи орбіталей

Кожна орбіталь має певну форму. Орбіталі різної форми позначають різними літерами: s, р, d та f. s-Орбіталі мають форму кулі, інакше кажучи, електрон, що перебуває на такій орбіталі (його називають s-електроном), більшу частину часу проводить усередині сфери. р-Орбіталі мають форму об’ємної вісімки. Форми d- і f-орбіталей більш складні:

Структура орбіталей в атомі

Орбіталі характеризуються не тільки формою, але й енергією. Кілька орбіталей, що мають однакову або приблизно однакову енергію, утворюють енергетичний рівень, або енергетичний шар.

Кожний енергетичний рівень позначають числом n (n = 1, 2, 3,…) або великою латинською літерою (К, L, М і далі за абеткою). Для першого (найближчого до ядра) рівня n = 1, його позначають літерою К, для другого n = 2 (рівень L), для третього n = 3 (рівень М) тощо. Шарувату будову електронної оболонки атомів можна показати так: окружністю позначене ядро, що має певний заряд, а дугами — енергетичні рівні:

n = 3

n = 2 M

n = 1

L

K

+Z

Рівеньізномеромnвключає n2 орбіталей.Такимчином,першийенергетичнийрівеньвключаєодну орбіталь, другий — чотири, третій — дев’ять тощо.

24

www.e-ranok.com.ua