ЗАНЯТТЯ № 2 (практичне – 6 год

ЗАНЯТТЯ № 2 (практичне – 6 год.)

Теми: 1. Будова атома.

           2. Періодичний закон Д.І. Менделєєва.

           3. Природа хімічного зв’язку у і будова хімічних сполук.

МЕТА: Ознайомитися із сучасною квантово-хімічною моделлю будови атома, з’ясувати зв’язок будови атома із властивостями елемента, з періодичним законом і періодичною системою Д.І. Менделєєва, з’ясувати зв’язок розміщення елемента в періодичній системі з його властивостями. Вивчити основні положення МВЗ, навчитися пояснювати утворення молекул речовин на основі МВЗ.

Професійна орієнтація студентів

Знання будови атома необхідні для розуміння утворення елементами зв’язків в сполуках, прогнозування властивостей елементів, іонів та їх сполук: кислотно-основних і окисно-відновних. Знання цієї теми є теоретичною базою фармацевтичної хімії, оскільки питання синтезу біологічно-активних речовин і встановлення зв’язку хімічна будова – біологічна активність неможливі без знань сучасної квантово-хімічної моделі будови атома. Періодичний  закон є одним з найзагальніших законів природи, фундаментальним законом хімії. Знання даного закону дає можливість передбачити властивості елементів на основі їх положення у періодичній системі. Кристалохімічна будова речовин повністю визначає їх фізико-хімічні властивості. Тому вчення про хімічний зв’язок – основа хімії.

Програма самопідготовки студентів

Тема 1. Будова атома.

1.            Основні етапи розвитку уявлень про будову атома (відкриття катодних і рентгенівських променів, радіоактивності). Планетарна модель атома Резерфорда та її обмеження.

2.            Рівняння Планка.

3.            Постулати Бора.

4.            Будова атома Гідрогену з точки зору теорії Бора.

5.            Походження спектра. Корпускулярно-хвильова природа електрона, електронна хмара. Принцип невизначеності Гейзенберга.

6.            Рівняння Шредінгера.

7.            Енергетичні рівні електронів в атомі. Квантові числа. Принцип Паулі. Принцип найменшої енергії. Правило Гунда.

8.            Правила Клечковського. Порядок заповнення енергетичних рівнів, підрівнів.

           Тема 2. Періодичний закон Д.І. Менделєєва.

1.            Періодичний закон Д.І.Менделєєва та його сучасне трактування.

2.            Структура періодичної системи. Варіанти періодичної системи.

3.            Періодичний характер зміни властивостей елементів.

          Тема 3. Природа хімічного зв’язку у і будова хімічних сполук.

1.            Механізм утворення хімічного зв’язку.

2.            Типи хімічного зв’язку його характеристики та властивості сполук.

3.            Механізми утворення ковалентного зв’язку та його характеристики. Метод ВЗ. Визначення кратності та ковалентності методом ВЗ.

4.            Гібридизація атомних орбіталей. Просторова будова молекул. Полярні і неполярні молекули. Йонний зв’язок.

5.            Метод молекулярних орбіталей. Типи МО та їх характеристика. Кратність зв’язку в ММО.

6.            Міжмолекулярні взаємодії. Водневий зв’язок.

Основні поняття

Атом

Ядро

Електрони

Нейтрони

Протони

Спектр атома

Енергія випромінювання

Енергія поглинання

Енергетичний рівень

Головне квантове число

Орбітальне квантове число

Магнітне квантове число

Спінове квантове число

Електронні формули

Електронно-структурні схеми

Великий період

Малий період

Головна група

Побічна група

Родина

Радіус атома

Енергія активації атома

Енергія спорідненості до електрона

Відносна електронегативність

Ковалентний зв’язок

Йонний зв’язок металічний зв’язок

Водневий зв’язок

Енергія зв’язку

Довжин

Направленість насиченість ковалентного зв’язку

Полярність

σ   та π зв’язок

Кратність

Ковалентність

sp³  sp²  sp гібридизації

зв’язуючі МО

розпушуючі МО

незвязуючі МО

Зразки тестових завданьта ситуаційних задач.

1.                   Вкажіть електронну формулу іону Na⁺ :

А. 1s²3s²2p⁶3s²

B. 1s²2s²2p⁶3s⁰

C. 1s²2s²2p⁶3s¹

D. 1s²2s²2p⁶3s²3p¹.

2.                   Структура валентного електронного шару атома елемента виражається формулою:4s²4p⁵. Визначити групу, підгрупу і період у періодичній системі:

А. 5 група, головна підгрупа, 4 період.

В. 7 група, головна підгрупа, 4 період.

С. 7 група, побічна підгрупа, 4 період.

D. 5 група, побічна підгрупа, 4 період.

3. Вкажіть сполуку з ковалентним неполярним зв’язком:

А. О₂

В. HCl

C. K₂S

D. HF.

4.Третій період періодичної таблиці заповнюють:

А. Тільки s–елементи;

В. Тільки p–елементи;

С. s–елементи і p–елементи

D. s–елементи і d–елементи

1.  Ядро атома елемента містить 10 нейтронів. Електронна оболонка атома містить 9 електронів. Який це елемент? Напишіть його електронну формулу.
2. На 1 атом ізотопу хлору ³⁷Cl припадає приблизно 3 атоми хлору ізотопу ³⁵Cl. Розрахуйте середню відносну атомну масу хлору.
3. Серед приведених нижче електронних конфігурацій вказати можливі і неможливі: 2s², 3s², 2d⁵, 5d², 3f¹², 6f³, 1p³, 3p¹, 4p⁴, 4d⁴, 3f⁶. Для неможливих вказати, чому вони є неможливі.
4. Чим пояснити можливість в атомі хлору ступенів окиснення від –1 до +7, а у фтору лише –1?
5. Написати електронно-графічні схеми іонів Fe²⁺, Fe³⁺. Чим можна пояснити особливу стійкість електронної конфігурації іона Fe³⁺.
6. Який підрівень заповнюється у атомі електронами після заповнення підрівня 4р?
7. Який підрівень заповнюється після рівня 4s?Складіть електронну формулу атома Силіцію, графічну схему заповнення електронами валентних орбіта лей у нормальному та збудженому станах.
8. На підставі чого Хлор та Манган розміщують в одній групі періодичної системи? Чому їх розмістили у різних підгрупах?
9. Символ ізотопу елементу ²³⁸₉₂Е. Вказати: а) назву елементу; б) число нейтронів та протонів; в) число електронів у електронній оболонці атома.
10. Період напіврозпаду радіоактивного ізотопу становить 3 год. Яка маса не розкладеться через 18 год, якщо початкова маса ізотопу складала 200 г?
11. Пояснити за допомогою електронної структури здатність сульфуру проявляти ступені окиснення –2, +4, +6.
12. Який із оксидів проявляє більш чітко виражені кислотні властивості: Cr₂O₃ чи CrO₃, MnO чи Mn₂O₇, As₂O₃ чи As₂O₅, Tl₂O чи Tl₂O₃?
13. Чи можуть бути катіонами солей елементи в наступних ступенях окиснення: Mn⁺⁷, Cr⁺⁶, W⁺⁶, Mn⁺², Fe⁺², Fe⁺⁶, Cr⁺²?
14. Напишіть електронні формули атомів елементів з порядковим номером 23, 42, 36.
15. Опишіть хімічні властивості елементу з порядковим номером 20 та 11.
16. Зобразити будову молекул газів H₂, O₂, Cl₂, N₂ і CH₄ згідно МВЗ. Вказати: 1) тип хімічного зв’язку; 2) кратність.
17. Молекули CO₂ і H₂O містять кожна по два полярних зв’язки. Чому молекула  CO₂ неполярна, а молекула H₂O полярна?
18. Пояснити причину різної просторової структури молекул BCl₃  і NH₃.
19. Порівняти значення валентних кутів у молекулах СН₄, NH₃ і H₂О.
20. Розрахуйте різницю відносних електронегативностей атомів для зв’язків Н-О та О-Е у сполуках Е(ОН)₂, де Е-Mg, Ca, Sr та визначіть: а)який зв’язок Н-О чи О-Е характеризується у кожній молекулі більшою йонністю; б) який характер дисоціації цих молекул у водному розчині?
21. Поясніть механізм утворення молекули SiF₄, йона SiF₆^2-. Чи може існувати йон CF₆^2-?
22. Радіуси йонів Na⁺ та Cu⁺ одинакові (0,098 нм). Поясніть різницю температур плавлення натрію хлориду та хлориду меди (І).
23. Фтори кальцію не дисоціює на атоми навіть при 1000˚С, а йодид купруму (ІІ) нестійкий навіть при звичайній температурі. Чим пояснити різну стійкість цих сполук?
24. Сірководень за звичайної температури газ, а вода-рідина. Як можна пояснити різницю у властивостях?
25. Нижче приведені температури кипіння шляхетних газів у К: He (4.3); Ne (27.2); Ar (87.3); Kr (119.9); Xe (165.0)  Rn (211.2).  Чим пояснити зростання температури кипіння із зростанням порядкового номера елементів?

Студент повинен знати:

1.      Основні етапи розвитку уявлень про будову атома (відкриття катодних і рентгенівських променів, радіоактивності). Планетарну модель атома Резерфорда та її обмеження. Рівняння Планка.Постулати Бора.

2. Будова атома Гідрогену з точки зору теорії Бора.
3. Походження спектра. Корпускулярно-хвильова природа електрона, електронна хмара. Принцип невизначеності Гейзенберга. Рівняння Шредінгера.
4. Енергетичні рівні електронів в атомі. Квантові числа. Принцип Паулі. Принцип найменшої енергії. Правило Гунда.
5. Правила Клечковського. Порядок заповнення енергетичних рівнів, підрівнів.
6. Періодичний закон Д.І.Менделєєва та його сучасне трактування.
7. Структура періодичної системи. Варіанти періодичної системи.
8. Періодичний характер зміни властивостей елементів.
9. Механізм утворення хімічного зв’язку.
10. Типи хімічного зв’язку його характеристики та властивості сполук.
11. Механізми утворення ковалентного зв’язку та його характеристики. Метод ВЗ. Визначення кратності та ковалентності методом ВЗ.
12. Гібридизація атомних орбіталей. Просторова будова молекул. Полярні і неполярні молекули. Йонний зв’язок.
13. Метод молекулярних орбіталей. Типи МО та їх характеристика. Кратність зв’язку в ММО.
14. Міжмолекулярні взаємодії. Водневий зв’язок.

Студент повинен вміти:            

1.                 Визначати властивості речовин користуючись періодичним законом.

Відповіді на тести і ситуаційні задачі:

Тест 1. Відповідь С, оскільки натрій знаходиться у третьому періоду та першій групі.

Тест 2. Відповідь В, оскільки на зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів, це є р-елемент, а ,отже головна підгрупа, 4 період..

Тест 3. Відповідь А, оскільки кисень складається з двох атомів Оксисену. І оскільки ці атоми однакові, то їх електронегативності не відрізняються і як наслідок ковалентний неполярний зв’язок.

Тест 4. Відповідь С, оскільки третій період містить лише і та з елементи.

Джерела інформації:

а) Основні:

1. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Ірпінь, 1998.–С.32-63.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1981. –С. 7-20.
3. Григор’єва В.В., Самійленко В.М., Сич А.М. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1991. – С. 21-51.

б) Додаткові:

1. Глінка М.Л. Загальна хімія.- К.: Вища школа, 1976. – С.48-95.

2. Николаев Л.А. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия, 1974. – С.48-64, 86-101.

Автор: асис. Демид А.Є.

Обговорено і затверджено на  06  травня____2009 р. протокол № 9