ЗАНЯТИЕ № 3 (7 час.)
Тема 5. Строение атома
Тема 6. Периодический закон Д.И. Менделеева
Тема 7. Природа химической связи и строение химических соединений
ЦЕЛЬ:
– Усвоить основные положения современной квантово-механической теории строения атома;
– Применить значения квантовых чисел и правила и принципы, определяющие последовательность заполнения электронами атомных орбиталей, для изображения электронных и электронно-графических формул атомов и ионов элементов;
– Усвоить современное определение периодического закона;
– Трактовать периодичность смены атомных радиусов, энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности и химических свойств простых веществ и соединений элементов на основе электронного строения их атомов;
– Усвоить основные понятия современной теории химической связи;
– Классифицировать типы химической связи, объяснять свойства веществ в зависимости от типа связи в молекуле;
– В зависимости от типа межмолекулярного взаимодействия объяснять свойства веществ в различных агрегатных состояниях.
Профессиональная ориентация студентов
Знание строения атома необходимые для понимания образования элементами связей в соединениях, прогнозирования свойств элементов, ионов и их соединений: кислотно-основных и окислительно-восстановительных. Знание этой темы является теоретической базой фармацевтической химии, поскольку вопросы синтеза биологически активных веществ и установления связи химическое строение – биологическая активность невозможны без знаний современной квантово-химической модели строения атома. Периодический закон является одним из общих законов природы, фундаментальным законом химии. Знание данного закона дает возможность предсказать свойства элементов на основе их положения в периодической системе. Кристаллохимичний строение веществ полностью определяет их физико-химические свойства. Поэтому учение о химической связи – основа химии.
Программа самоподготовки студентов
Тема 5. Строение атома
Основные этапы и диалектика развития учения о строении атома. Спектры атомов. Квантовый характер поглощения и излучения энергии.
Корпускулярно-волновой дуализм микрочастиц. Уравнения де Бройля.
Волновые свойства микрочастиц и принцип неопределенности Гейзенберга. Характер движения электронов в атоме. Волновая функция в системах микрочастиц.
Электронные энергетические уровни атома.
Главное квантовое число. Форма s-, p-и d-орбиталей атома. Орбитальная, магнитное и спиновое квантовые числа. Их физический смысл. Принципы и правила, определяющие последовательность заполнения атомных орбиталей электронами: принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда, правила Клечковского, правило симметрии. Электронные и электронно-графические формулы атомов элементов и их ионов.
Естественная и искусственная радиоактивность. Токсическое действие радионуклидов. Радиофармацевтические препараты, используемые для лечения (препараты кобальта, фосфора, Йода) и диагностики (препараты калия, фосфора) различных заболеваний.
Тема 6. Периодический закон Д.И. Менделеева
Периодический закон Д.И. Менделеева и его объяснение на основе современной теории строения атомов. Периодический закон как пример действия законов диалектики. Структура периодической системы элементов: периоды, группы, семьи. Варианты периодической системы. Периодический характер изменения свойств элементов: радиус, энергия активации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность.
Влияние строения внешних электронных оболочек на химические свойства элементов. Периодический характер изменения свойств простых веществ, гидридов, оксидов. Внутренняя и вторичная периодичность.
Тема 7. Природа химической связи и строение химических соединений
1. Механизм образования химической связи (ХЗ) между атомами. Типы химической связи. Физико-химические свойства соединений с ковалентной, ионной и металлической связью. Экспериментальные характеристики связей: энергия, длина, направленность.
2. Насыщенность, направленность и полярность ковалентной связи. связей.p и sОбразование Метод валентных связей (ВЗ). Определение кратности и ковалентности по методу ВЗ. Донорно-акцепторная механизм образования ковалентной связи.
3. Гибридизация атомных орбиталей. Пространственное строение молекул. Полярные и неполярные молекулы.
4. Ионный связь и его свойства. Строение и свойства соединений с ионной типом связи. Металлическая связь.
5. Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО). Кратность связи в методе МО.
6. Межмолекулярные взаимодействия (ориентационные, индукционные, дисперсные). Водородная связь и его биологическая роль.
Образцы тестовых заданий и ситуационных задач.
1. Укажите электронную формулу иона Na+:
А. 1s23s22p63s2
B. 1s22s22p63s0
C. 1s22s22p63s1
D. 1s22s22p63s23p1.
2. Структура валентного электронного слоя атома элемента выражается формулой: 4s24p5. Определить группу, подгруппу и период в периодической системе:
А. 5 группа, главная подгруппа, 4 период.
В. 7 группа, главная подгруппа, 4 период.
С. 7 группа, побочная подгруппа, 4 период.
D. 5 группа, побочная подгруппа, 4 период.
3. Укажите соединение с ковалентной неполярным связью:
А. О2
В. HCl
C. K2S
D. HF.
4.Третий период периодической таблицы заполняют:
А. Только s-элементы;
В. Только p-элементы;
С. s-элементы и p-элементы
D. s-элементы и d-элементы
Ответы на тесты:
Тест 1. Ответ С, поскольку натрий находится в третьем периода и первой группе.
Тест 2. Ответ В, поскольку на внешнем энергетическом уровне 7 электронов, это р-элемент, а, следовательно главная подгруппа, 4 период ..
Тест 3. Ответ А поскольку кислород состоит из двух атомов Оксисену. И поскольку эти атомы одинаковы, то их электроотрицательности не отличаются и как следствие ковалентная неполярная связь.
Тест 4. Ответ С, поскольку третий период содержит только и и многие элементы.
1. Ядро атома элемента содержит 10 нейтронов. Электронная оболочка атома содержит 9 электронов. Какой это элемент? Напишите его электронную формулу.
2. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов Титана ? Составьте электронную формулу атома Титана, подчеркните валентные электроны. Распределите электроны внешних уровней этого атома по квантовых ячейках. Составьте электронную формулу Титана в возбужденном состоянии. Которой электронной семьи относится этот элемент?
3. Исходя из положения калия, рубидия, кальция, брома, селена и азота в периодической системе, составьте формулы таких соединений: калий бромида, рубидий селенида, кальций нитрида.
4. В каком периоде и в какой подгруппе находятся элементы, атомы которых имеют такое строение внешнего и предвнешного электронных слоев: а) 2s22p63s23p2 б) 3s23р63d54s1? К какой электронной семье относятся эти элементы? Какая их высшая степень окисления? Составьте формулы оксидов, соответствующих высшим ступеням окисления этих элементов.
5. С помощью главного, орбитального и магнитного квантовых чисел описать подуровни Зр и
6. Какие подуровни в каких электронных уровнях имеют сумму главного и орбитального квантовых чисел, равную 5? В какой последовательности они заполняются электронами?
7. Для электронных структур Зр24s2 и 4d125s2 указать невозможную, причину невозможности их реализации в невозбужденном состоянии атома.
8. Напишите электронные и электронографических формулы атомов Сl и Мn, укажите, к какому электронного семейства (s-, p-, d-, f) они относятся, сравните максимально возможную валентность этих элементов и металлические (неметаллические) их свойства.
9. Составьте электронную формулу атома кремния и графическую схему заполнения электронами внешних орбита лей этого атома в нормальном и возбужденном состоянии. Укажите число неспаренных электронов.
10. Какой подуровень заполняется в атоме после подуровня 3d? Объясните.
11. Составьте электронно-графические схемы для внешнего уровня атома Р, иона P3-. Какой набор квантовых чисел n, l, ml, ms соответствует внешним электронам данного атома?
12. На 1 атом изотопа хлора 37Cl приходится примерно 3 атома хлора изотопа 35Cl. Рассчитайте среднюю относительную атомную массу хлора.
13. Среди приведенных ниже электронных конфигураций указать возможные и невозможные: 2s2, 3s2, 2d5, 5d2, 3f12, 6f3, 1p3, 3p1, 4p4, 4d4, 3f6. Для невозможных указать, почему они невозможны.
14. Чем объяснить возможность в атоме хлора степеней окисления от -1 до +7, а у фтора только -1?
15. Написать электронно-графические схемы ионов Fe2 +, Fe3 +. Чем можно объяснить особую устойчивость электронной конфигурации иона Fe3 +.
16. Какой подуровень заполняется в атоме электронами после заполнения подуровня 4р?
17. Какую самую высокую и самую низкую степень окисления проявляет Арсен и Бром? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
18. Как зависят кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов от степеней окисления атомов элементов, образующих их? Какие гидроксиды называют амфотерными (амфолитом)?
19. На основании чего Хлор и Марганец помещают в одной группе периодической системы? Почему их разместили в разных подгруппах?
20. Символ изотопа элемента 23892Е. Указать: а) название элемента б) число нейтронов и протонов в) число электронов в электронной оболочке атома.
21. Период полураспада радиоактивного изотопа составляет 3 часа. Какая масса не разложится через 18 ч, если начальная масса изотопа составляла
22. Объяснить с помощью электронной структуры способность серы проявлять степени окисления -2, +4, +6.
23. Какой из оксидов проявляет более четко выраженные кислотные свойства: Cr2O3 или CrO3, MnO или Mn2O7, As2O3 или As2O5, Tl2O или Tl2O3?
24. Могут быть катионами солей элементы в следующих степенях окисления: Mn +7, Cr +6, W +6, Mn +2, Fe +2, Fe +6, Cr +2?
25. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковым номером 23, 42, 36.
26. Опишите химические свойства элемента с порядковым номером 20 и 11.
27. Изобразить строение молекул газов H2, O2, Cl2, N2 и CH4 согласно МВЗ. Указать: 1) тип химической связи, 2) кратность.
28. Радиусы ионов Na + и Cu + одинаковые (0,098 нм). Объясните разницу температур плавления натрия хлорида и хлорида меди (I).
29. Фторид кальция не диссоциирует на атомы даже при 1000 ˚ С, а йодид меди (II) неустойчив даже при обычной температуре. Чем объяснить различную устойчивость этих соединений?
30. Сероводород при обычной температуре газ, а вода-жидкость. Как можно объяснить разницу в свойствах?
31. Ниже приведены температуры кипения благородных газов в К: He (4.3); Ne (27.2) Ar (87.3) Kr (119.9) Xe (165.0) Rn (211.2). Чем объяснить рост температуры кипения с ростом порядкового номера элементов?
32. Физический смысл главного квантового числа. Приведите значение орбитального квантового числа для значений главного квантового числа= 2 и= 4. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 25 и 33.
33. Напишите электронно-графические формулы атомов магния, кислорода, хрома. Укажите валентные электроны. Сформулируйте принцип Паули и правило Хунда.
34. Приведите электронную конфигурацию следующих атомов и ионов:
а) Cr0, Cr3 +
б) Fe0, Fe2 +
в) W0, W6 +
г) Ag0, Ag +
35. Запишите электронографических структуру атома Серы и укажите:
а) число электронных уровней и подуровней;
б) суммарное число s-, p-и d-электронов (отдельно)
в) число неспаренных электронов в стационарном состоянии;
г) высокий и самый низкий степени окисления;
д) число протонов, электронов и нейтронов у атома и в иона;
е) электронный структуру иона и число электронов на 4d-подуровне.
35. Пользуясь правилами Клечковского, определите последовательность заполнения атомных орбиталей Калия, Скандия, Гaлию. Напишите их электронные формулы. Объясните, к которому электронного семейству принадлежат эти элементы.
36. Напишите электронные формулы атомов Калия и Меди. Укажите, почему они находятся в разных подгруппах и отличаются по химическим свойствам.
37. Укажите число свободных валентных d-орбиталей и число неспаренных электронов в атомах Фосфора, Серы и Хлора в возбужденном состоянии. Укажите, к какому электронного семейству принадлежат эти элементы.
38. Напишите электронные формулы атомов Магния и Меди, ионов Mg2 + и Cu2 +. Укажите, к которому электронного семейства относятся эти элементы и у которого из них более выражены металлические свойства.
39. Определения энергии ионизации и сродства с электроном. Единицы измерения. Укажите порядок изменения этих величин у элементов III периода и III A группы периодической системы.
40. Какова роль валентных электронов при образовании химической связи на примере SO3.
41. Молекулы CO2 и H2O содержащие каждая по две полярных связи. Почему молекула CO2 неполярная, а молекула H2O полярная?
42. Объяснить причину различной пространственной структуры молекул BCl3 и NH3.
43. Сравнить значения валентных углов в молекулах СН4, NH3 и H2О.
44. Рассчитайте разницу относительных электроотрицательности атомов для связей Н-О и О-Е в соединениях Э(ОН)2, где Е-Mg, Ca, Sr и определите: а) связь Н-О или О-Е характеризуется в каждой молекуле большей ионностью б) какой характер диссоциации этих молекул в водном растворе?
45. Как изменяется прочность связи атома водорода в ряду H2O – H2S – H2Se – H2Te?
46. Указать типы химических связей в молекулах следующих веществ: H2O, CO, HCl, BCl3, LiH, CH4, Na, NaCl, CaF2, O2, Cl2.
47. Какая из связей H – N, H – S, H – Te, H – Li наиболее полярная? К какому атому смещено электронное облако в каждом случае?
48. Объясните механизм образования молекулы SiF4 и иона SiF62-.
49. Составьте электронную схему строения молекулы HCl. Как изменяется полярность связи в ряду молекул HCl, HBr, HI?
50. На основании относительной электроотрицательности элементов укажите тип химической связи в молекуле BeCl2. Приведите схему перекрывания электронных облаков. Укажите, каким типом гибридизации атомных орбиталей бериллия описывается образование этой молекулы.
51. Укажите тип химической связи в молекулах СН4 и CCl4. Приведите схему перекрывания электронных облаков. Укажите, каким типом гибридизации атомных орбиталей углерода описывают эти молекулы.
52. Согласно методу ВЗ объясните тип химической связи и тип гибридизации АО кислорода в молекуле воды. Водородная связь.
53. Укажите тип гибридизации АО азота в молекуле аммиака. Какая геометрическая конфигурация этой молекулы? Чему равна валентность и степень окисления азота в аммиаке?
54. В соединениях вычислите разницу относительных электроотрицательности атомов для связей Н – О и О – Г (где Г – это Cl, Br, I) и определите:
а) какой из связей в каждой молекуле характеризуется большей степенью ионности;
б) какой характер диссоциации этих молекул в водном растворе.
55. Примеры ионных соединений. Уравнение преобразования атомов в соответствующие ионы на примере магния, алюминия, серы и хлора.
Студент должен знать:
1. Основные этапы развития представлений о строении атома (открытие катодных и рентгеновских лучей, радиоактивности). Планетарную модель атома Резерфорда и ее ограничения. Уравнения Планка. Постулаты Бора.
2. Строение атома водорода с точки зрения теории Бора.
3. Происхождение спектра. Корпускулярно-волновая природа электрона, электронное облако. Принцип неопределенности Гейзенберга. Уравнения Шредингера.
4. Энергетические уровни электронов в атоме. Квантовые числа. Принцип Паули. Принцип наименьшей энергии. Правило Хунда.
5. Правила Клечковского. Порядок заполнения энергетических уровней, подуровней.
6. Периодический закон Д. И. Менделеева и его современная трактовка.
7. Структура периодической системы. Варианты периодической системы.
8. Периодический характер изменения свойств элементов.
9. Механизм образования химической связи.
10. Типы химической связи его характеристики и свойства соединений.
11. Механизмы образования ковалентной связи и ее характеристики. Метод ВЗ. Определение кратности и ковалентности методом ВЗ.
12. Гибридизация атомных орбиталей. Пространственное строение молекул. Полярные и неполярные молекулы. Ионный связь.
13. Метод молекулярных орбиталей. Типы МО и их характеристика. Кратность связи в ММО.
14. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь.
Студент должен уметь:
1. Определять свойства веществ пользуясь знаниями о химической связи и строение кристаллической решетки.
Источники информации:
а) Основные:
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая шк., 2003. – 743 с.
- Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – 25-е изд., стереотип. – Л.: Химия, 1987. – 272 с.
- Державна Фармакопея України / Державне підприємство «Науковий-експертний фармакопейний центр». – 1-е вид. – Харків: РІРЕГ, 2001.– 556 с.
- Практикум по неорганической химии. Под ред. Бабич Л.В., Балезина С.А., Гликиной Ф.Б., Зак Э.Г. – М.: Просвещение, 1991. – 321 с.
б) Дополнительные:
- Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия, 1981. – 632 с.
- Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии. – М.: Мир, 1979, – 678 с.
- Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. – М.: Высшая шк., 1979, – 293с.
- Угай М.А. Общая химия. – М.: Высшая шк., 1989. – 460 с.
- Гольбрайх Э. Е. Практикум по неорганической химии. – М.: Высшая шк., 1986, – 350 с.
- Некрасов В.В. Основы общей химии. – М.: Химия, 1983, – 412 с.
- Рэмсдэн Э.Н. Начала современной химии. – Л.: Химия, 1989. – 784 с.
- Хухрянский В.Г., Циганенко А.Я., Павленко Н.В. Химия биогенных элементов. – К.: Высшая школа, 1990. –208 с.
- Новиков Г.И. Основы общей химии. – М.: Высшая школа, 1988. – 432 с.
- Бабков А.В., Горшкова Г.Н., Кононов А.М. Практикум по общей химии с елементами количественного анализа. – М.: Высшая школа,1978. – С. 27-29.
Автор: к.х.н., доц. Демид А.Е.
Обсуждены и утверждены на заседании кафедры
_____ ________2013г. протокол № ___
Пересмотрены на заседании кафедры
_____ ________20__ г. протокол № ___