Home » ЗАНЯТТЯ № 3 (6 год

ЗАНЯТТЯ № 3 (6 год

29 Червня, 2024

ЗАНЯТТЯ № 3 (6 год.)

Тема 5. Будова атома

Тема 6. Періодичний закон Д.І. Менделєєва

Тема 7. Природа хімічного зв’язку і будова хімічних сполук

МЕТА:

– засвоїти основні положення сучасної квантово-механічної теорії будови атома;

– застосувати значення квантових чисел та правила і принципи, що визначають послідовність заповнення електронами атомних орбіталей, для зображення електронних і електроно-графічних формул атомів та йонів елементів;

– засвоїти сучасне визначення періодичного закону;

– трактувати періодичність зміни атомних радіусів, енергії іонізації, спорідненості до електрона, електронегативності і хімічних властивостей простих речовин і сполук елементів на основі електронної будови їх атомів;

– засвоїти основні поняття сучасної теорії хімічного зв’язку;

– класифікувати типи хімічного зв’язку, пояснювати властивості речовин у залежності від типу зв’язку у молекулі;

– у залежності від типу міжмолекулярної взаємодії пояснювати властивості речовин у різних агрегатних станах.

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 5. Будова атома

Основні етапи і діалектика розвитку вчення про будову атома. Спектри атомів. Квантовий характер поглинання і випромінювання енергії.

Корпускулярно-хвильовий дуалізм мікрочастинок. Рівняння де Бройля.

Хвильові властивості мікрочастинок і принцип невизначеності Гейзенберга. Характер руху електронів в атомі. Хвильова функція в системах мікрочастинок.

Електронні енергетичні рівні атома.

Головне квантове число. Форма s-, p– і d-орбіталей атома. Орбітальне, магнітне і спінове квантові числа. Їхній фізичний зміст. Принципи та правила, що визначають послідовність заповнення атомних орбіталей електронами: принцип найменшої енергії, принцип Паулі, правило Хунда, правила Клечковського, правило симетрії. Електронні та електроно-графічні формули атомів елементів та їх йонів.

Природна та штучна радіоактивність. Токсична дія радіонуклідів. Радіофармацевтичні препарати, що використовують для лікування (препарати Кобальту, Фосфору, Йоду) та діагностики (препарати Калію, Фосфору) різних захворювань.

Тема 6. Періодичний закон Д.І. Менделєєва

Періодичний закон Д.І. Менделєєва і його пояснення на основі сучасної теорії будови атомів. Періодичний закон як приклад дії законів діалектики. Структура періодичної системи елементів: періоди, групи, родини. Варіанти періодичної системи. Періодичний характер зміни властивостей елементів: радіус, енергія активації, енергія спорідненості до електрона, відносна електронегативність.

Вплив будови зовнішніх електронних оболонок на хімічні властивості елементів. Періодичний характер зміни властивостей простих речовин, гідридів, оксидів. Внутрішня та вторинна періодичність.

Тема 7. Природа хімічного зв’язку і будова хімічних сполук

1. Механізм утворення хімічного зв’язку (ХЗ) між атомами. Типи хімічного зв’язку. Фізико-хімічні властивості сполук з ковалентним, йонним і металічним зв’язком. Експериментальні характеристики зв’язків: енергія, довжина, напрямленість.

2. Насиченість, направленість і полярність ковалентного зв’язку. Утворення s і p зв’язків. Метод валентних зв’язків (ВЗ). Визначення кратності і ковалентності за методом ВЗ. Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку.

3. Гібридизація атомних орбіталей. Просторова будова молекул. Полярні і неполярні молекули.

4. Йонний зв’язок та його властивості. Будова та властивості сполук з йонним типом зв’язку. Металічний зв’язок.

5. Основні положення методу молекулярних орбіталей (МО). Зв’язуючі, розпушуючі і незв’язуючі МО, їх енергія та форма, енергетичні діаграми МО. Кратність зв’язку в методі МО.

6. Міжмолекулярні взаємодії (орієнтаційні, індукційні, дисперсні). Водневий зв’язок і його біологічна роль.

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-графічні формули

Великий період

Малий період

Головна група

Побічна група

Принцип Паулі

Правило Хунда

Правила Клечковського

Правило симетрії

Радіоактивність

Родина

Радіус атома

Енергія активації атома

Енергія спорідненості до електрона

Відносна електронегативність

Ковалентний зв’язок

Донорно-акцепторний механізм

Йонний зв’язок

Металічний зв’язок

Водневий зв’язок

Енергія зв’язку

Довжина зв’язку

Направленість ковалентного зв’язку

Насиченість ковалентного зв’язку

Полярність зв’язку

Полярність молекули

σ та π зв’язок

Кратність зв’язку

Ковалентність зв’язку

sp³, sp², sp-гібридизації атомних орбіталей

Зв’язуючі МО

Розпушуючі МО

Незвязуючі МО

Міжмолекулярна взаємодія

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

Відповіді на тести:

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.

Домашнє завдання: 1, 13, 16, 19, 22, 23, 25, 33, 50, 63, 68.

1. Ядро атома елемента містить 10 нейтронів. Електронна оболонка атома містить 9 електронів. Який це елемент? Напишіть його електронну формулу.

2. Скільки протонів і нейтронів містять ядра ізотопів Титану і ? Складіть електронну формулу атома Титану, підкресліть валентні електрони. Розподіліть електрони зовнішніх рівнів цього атома по квантових комірках. Складіть електронну формулу Титану у збудженому стані. До якої електронної родини відноситься цей елемент?

3. Виходячи з положення Калію, Рубідію, Кальцію, Брому, Селену та Нітрогену в періодичній системі, складіть формули таких сполук: калій броміду, рубідій селеніду, кальцій нітриду.

4. В якому періоді та в якій підгрупі знаходяться елементи, атоми яких мають таку будову зовнішнього і передзовнішнього електронних прошарків: а) 2s²2p⁶3s²3p²; б) 3s²3р⁶3d⁵4s¹? До якої електронної родини належать ці елементи? Який їх вищий ступінь окиснення? Складіть формули оксидів, що відповідають вищим ступеням окиснення цих елементів.

5.За допомогою головного, орбітального й магнітного квантових чисел описати підрівні Зр і 3f, вказати кількість атомних орбіталей у цих підрівнях.

6.Які підрівні в яких електронних рівнях мають суму головного й орбітального квантових чисел, рівну 5? В якій послідовності вони заповнюються електронами?

7.Для електронних структур Зр² 4s² і 4d¹² 5s² вказати неможливі й причину неможливості їх реалізації в незбудженому стані атому.

8.Напишіть електронні й електронографічні формули атомів Сl і Мn, укажіть, до якого електронного сімейства ( s-, p-, d-, f) вони належать, порівняйте максимально можливу валентність цих елементів і металічні (неметалічні) їх властивості.

9.Складіть електронну формулу атома Силіцію та графічну схему заповнення електронами зовнішніх орбіта лей цього атома у нормальному та збудженому стані. Вкажіть кількість неспарених електронів.

10. Який підрівень заповнюється у атомі після підрівня 4p? Поясніть це.

11. Складіть електронно-графічні схеми для зовнішнього рівня атома Р, іона P³⁻. Який набір квантових чисел n, l, m_l, m_s відповідає зовнішнім електронам даного атома?

12. На 1 атом ізотопу хлору ³⁷Cl припадає приблизно 3 атоми хлору ізотопу ³⁵Cl. Розрахуйте середню відносну атомну масу хлору.

13. 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.

14. Чим пояснити можливість в атомі хлору ступенів окиснення від –1 до +7, а у фтору лише –1?

15. Написати електронно-графічні схеми іонів Fe²⁺, Fe³⁺. Чим можна пояснити особливу стійкість електронної конфігурації іона Fe³⁺.

16. Який підрівень заповнюється у атомі електронами після заповнення підрівня 4р?

17. Яку найвищу та найнижчу степінь окиснення проявляє Арсен та Бром? Складіть формули сполук даних елементів, що відповідають цим степеням окиснення.

18. Як залежать кислотно-основні властивості оксидів та гідроксидів від степенів окиснення атомів елементів, що утворюють їх? Які гідроксиди називають амфотерними (амфолітами)?

19. На підставі чого Хлор та Манган розміщують в одній групі періодичної системи? Чому їх розмістили у різних підгрупах?

20. Символ ізотопу елементу ²³⁸₉₂Е. Вказати: а) назву елементу; б) число нейтронів та протонів; в) число електронів у електронній оболонці атома.

21. Період напіврозпаду радіоактивного ізотопу становить 3 год. Яка маса не розкладеться через 18 год, якщо початкова маса ізотопу складала 200 г?

22. Пояснити за допомогою електронної структури здатність Сульфуру проявляти ступені окиснення –2, +4, +6.

23. Який із оксидів проявляє більш чітко виражені кислотні властивості: Cr₂O₃ чи CrO₃, MnO чи Mn₂O₇, As₂O₃ чи As₂O₅, Tl₂O чи Tl₂O₃?

24. Чи можуть бути катіонами солей елементи в наступних ступенях окиснення: Mn⁺⁷, Cr⁺⁶, W⁺⁶, Mn⁺², Fe⁺², Fe⁺⁶, Cr⁺²?

25. Напишіть електронні формули атомів елементів з порядковим номером 23, 42, 36.

26. Опишіть хімічні властивості елементу з порядковим номером 20 та 11.

27. Зобразити будову молекул газів H₂, O₂, Cl₂, N₂ і CH₄ згідно МВЗ. Вказати: 1) тип хімічного зв’язку; 2) кратність.

28. Радіуси йонів Na⁺ та Cu⁺ одинакові (0,098 нм). Поясніть різницю температур плавлення натрію хлориду та хлориду меди (І).

29. Фторид кальцію не дисоціює на атоми навіть при 1000˚С, а йодид купруму (ІІ) нестійкий навіть при звичайній температурі. Чим пояснити різну стійкість цих сполук?

30. Сірководень за звичайної температури газ, а вода-рідина. Як можна пояснити різницю у властивостях?

31. 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?

32. Фізичний зміст головного квантового числа. Наведіть значення орбітального квантового числа для значень головного квантового числа= 2 та= 4. Напишіть електронні формули атомів елементів з порядковими номерами 25 та 33.

33. Напишіть електронно-графічні формули атомів Магнію, Оксигену, Хрому. Укажіть валентні електрони. Сформулюйте принцип Паулі та правило Хунда.

34. Приведіть електронну конфігурацію наступних атомів та йонів:

а) Cr⁰, Cr³⁺

б) Fe⁰, Fe²⁺

в) W⁰, W⁶⁺

г) Ag⁰, Ag⁺

д) Cu⁰, Cu²⁺

е) Mo⁰, Mo³⁺

ж) Cd⁰, S^2–

з) Pb⁰, Cl^–

и) Mn⁰, N^3–

к) Hg⁰, P^3–

35. Запишіть електронографічну структуру атома та вкажіть:

а) число електронних рівнів та підрівнів;

б) сумарне число s-, p- та d-електронів (окремо);

в) число неспарених електронів у стаціонарному стані;

г) найвищий і найнижчий ступені окиснення;

д) число протонів, електронів та нейтронів у атома та в йону ;

е) електрону структуру йону та число електронів на 4d-підрівні.

36. Запишіть електронографічну структуру атома та вкажіть:

а) число електронних рівнів та підрівнів;

б) сумарне число s-, p- та d-електронів (окремо);

в) число неспарених електронів у стаціонарному стані;

г) найвищий і найнижчий ступені окиснення;

д) число протонів, електронів та нейтронів у атома та в йону ;

е) електрону структуру йону та число електронів на 5d-підрівні.

37. Запишіть електронографічну структуру атома та вкажіть:

а) число електронних рівнів та підрівнів;

б) сумарне число s-, p-, d- та f-електронів (окремо);

в) число неспарених електронів у стаціонарному стані;

г) найвищий і найнижчий ступені окиснення;

д) число протонів, електронів та нейтронів у атома та в йону ;

е) електрону структуру йону та число електронів на 4f-підрівні.

38. Запишіть електронографічну структуру атома та вкажіть:

а) число електронних рівнів та підрівнів;

б) сумарне число s-, p- та d-електронів (окремо);

в) число неспарених електронів у стаціонарному стані;

г) найвищий і найнижчий ступені окиснення;

д) число протонів, електронів та нейтронів у атома та в йону ;

е) електрону структуру йону та число електронів на 6p-підрівні.

39. Запишіть електронографічну структуру атома та вкажіть:

а) число електронних рівнів та підрівнів;

б) сумарне число s-, p- та d-електронів (окремо);

в) число неспарених електронів у стаціонарному стані;

г) найвищий і найнижчий ступені окиснення;

д) число протонів, електронів та нейтронів у атома та в йону ;

е) електрону структуру йону та число електронів на 5d-підрівні.

40. Запишіть електронографічну структуру атома та вкажіть:

а) число електронних рівнів та підрівнів;

б) сумарне число s-, p- та d-електронів (окремо);

в) число неспарених електронів у стаціонарному стані;

г) найвищий і найнижчий ступені окиснення;

д) число протонів, електронів та нейтронів у атома та в йону ;

е) електрону структуру йону та число електронів на 5р-підрівні.

41. Запишіть електронографічну структуру атома та вкажіть:

а) число електронних рівнів та підрівнів;

б) сумарне число s-, p- та d-електронів (окремо);

в) число неспарених електронів у стаціонарному стані;

г) найвищий і найнижчий ступені окиснення;

д) число протонів, електронів та нейтронів у атома та в йону ;

е) електрону структуру йону та число електронів на 4d-підрівні.

42. Запишіть електронографічну структуру атома та вкажіть:

а) число електронних рівнів та підрівнів;

б) сумарне число s-, p- та d-електронів (окремо);

в) число неспарених електронів у стаціонарному стані;

г) найвищий і найнижчий ступені окиснення;

д) число протонів, електронів та нейтронів у атома та в йону ;

е) електрону структуру йону та число електронів на 5d-підрівні.

43. Запишіть електронографічну структуру атома та вкажіть:

а) число електронних рівнів та підрівнів;

б) сумарне число s-, p- та d-електронів (окремо);

в) число неспарених електронів у стаціонарному стані;

г) найвищий і найнижчий ступені окиснення;

д) число протонів, електронів та нейтронів у атома та в йону;

е) електрону структуру йону Ag⁺та число електронів на 4d-підрівні.

44. Користуючись правилами Клечковського, визначте послідовність заповнення атомних орбіталей Калію, Скандію, Гaлію. Напишіть їх електронні формули. Поясніть, до якого електронного сімейства належать ці елементи.

45. Напишіть електронні формули атомів Калію та Купруму. Укажіть, чому вони знаходяться в різних підгрупах та відрізняються за хімічними властивостями.

46. Укажіть число вільних валентних d-орбіталей та число неспарених електронів в атомах Фосфору, Сульфуру та Хлору в збудженому стані. Укажіть, до якого електронного сімейства належать ці елементи.

47. Напишіть електронні формули атомів Магнію та Купруму, іонів Mg²⁺ та Cu²⁺. Укажіть, до якого електронного сімейства належать ці елементи та в якого з них більш виражені металічні властивості.

48. Напишіть електронні формули атомів Магнію та Стронцію, іонів Mg²⁺ та Sr²⁺. Укажіть, до якого електронного сімейства належать ці елементи та в якого з них більш виражені металічні властивості.

49. Визначення енергії іонізації та спорідненості з електроном. Одиниці виміру. Укажіть порядок зміни цих величин у елементів III періоду та III A групи періодичної системи.

50. Яка роль валентних електронів при утворенні хімічного зв’язку на прикладі SO₃.

51. Напишіть електронну формулу атома Нітрогену. Укажіть валентні електрони та кількість зв’язків у молекулі азоту з позиції методу ВЗ. Дайте визначення s– та p– зв’язку. Укажіть, який зв’язок міцніший.

52. Молекули CO₂ і H₂O містять кожна по два полярних зв’язки. Чому молекула CO₂неполярна, а молекула H₂O полярна?

53. Пояснити причину різної просторової структури молекул BCl₃і NH₃.

54. Порівняти значення валентних кутів у молекулах СН₄, NH₃ і H₂О.

55. 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?

56. Як змінюється міцність зв’язку атому Гідрогену в ряду H₂O – H₂S – H₂Se – H₂Te?

57. Вказати типи хімічних зв’язків у молекулах наступних речовин: H₂O, CO, HCl, BCl₃, LiH, CH₄, Na, NaCl, CaF₂, O₂, Cl₂.

58. Який із зв’язків H – N, H – S, H – Te, H – Li найбільш полярний? До якого атома зміщена електронна хмара у кожному випадку?

59. Поясніть механізм утворення молекули SiF₄ та іона SiF₆²^–. Чи може існувати іон CF₆²^–?

60. Складіть електронну схему будови молекули HCl. Як змінюється полярність зв’язку в ряду молекул HCl, HBr, HI?

61. На підставі відносної електронегативності елементів укажіть тип хімічного зв’язку в молекулі BeCl₂. Наведіть схему перекривання електронних хмар. Укажіть, яким типом гібридизації атомних орбіталей Берилію описується утворення цієї молекули.

62. Укажіть тип хімічного зв’язку в молекулах СН₄ та CCl₄. Наведіть схему перекривання електронних хмар. Укажіть, яким типом гібридизації атомних орбіталей Карбону описують ці молекули.

63. Згідно з методом ВЗ поясніть тип хімічного зв’язку та тип гібридизації АО Оксигену в молекулі води. Водневий зв’язок.

64. Укажіть тип гібридизації АО Нітрогену в молекулі аміаку. Яка геометрична конфігурація цієї молекули? Чому дорівнює валентність та ступінь окиснення Нітрогену в аміаку?

65. Приклади іонних сполук. Запишіть рівняння перетворення атомів у відповідні іони на прикладі Магнію, Алюмінію, Сульфуру та Хлору.

66. Укажіть тип хімічного зв’язку в молекулах NaCl, MgCl₂, AlCl₃, SiCl₄. Відповідь підтвердіть розрахунком різниці відносних електронегативностей взаємодіючих атомів.

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.

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

Студент повинен вміти:

1. Визначати властивості речовин користуючись знаннями про хімічний зв’язок та будову кристалічної гратки.

Джерела інформації:

а) Основні:

Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.
Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підруч. Для студ. вищ. навч. закл. –ВТФ «Перун», 2004. – 480 с.

3. Рейтер Л.Г. Степаненко О.М., Басов В.П. Теоретичні розділи загальної хімії: Навчальний посібник. – К.: Каравела, 2003. – 344 с.

4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая шк., 2003. – 743 с.

Загальна та неорганічна хімія: У 2-х ч./О.М.Степаненко, Л.Г.Рейтер, В.М.Ледовских, С.В.Іванов. – К.: Пед. Преса, 2002.– Ч. І.– 520 с.
Каличак Я.М., Кінжибало В.В., Котур Б.Я. та ін. Хімія. Задачі, вправи, тести: Навчальний посібник. – Львів: Світ, 2001. – 176 с.
Державна Фармакопея України / Державне підприємство «Науковий-експертний фармакопейний центр». – 1-е вид. – Харків: РІРЕГ, 2001.– 556 с.
www.tdmu.edu.te.ua/education.php.