5. План характеристики химического элемента

Попытки классификации химических
элементов. Открытие периодического
закона
1. Триады Дёберейнера
Попытки классификации химических элементов начались задолго до открытия Д.И.Менделеевым
периодического закона. Естествоиспытатели в начале XIX сталкивались с большими трудностями в
этом направлении, потому что химических элементов было известно всего 63, а атомные массы были
определены для них неточно.
Триады Дёберейнера.
В 1829 году немецкий химик И.В.Дёберейнер заметил, что некоторые сходные по своим свойствам
элементы можно объединить по три в группы. Он назвал их триадами.
Сущность данной классификации заключается в следующем: в каждой триаде есть средний элемент,
масса атома которого будет равна средней арифметической массе двух крайних элементов.
Например, рассмотрим первую триаду: Li, Na, K.
Их атомные массы соответственно равны 7, 23, 39.
Система классификации И.В.Дёберейнера оказалась несовершенной. Некоторые триады не содержали
тех элементов, которые были бы похожи с ними по химическим свойствам.
Так, например, триада, содержащая S, Se, Te , не содержала кислорода O.
Ошибка И.В.Дёберейнера заключалась в том, что он ограничил себя поиском тройственных союзов,
т.е. триад.
Но И.В.Дёберейнер был первым из естествоиспытателей, который связал свойства химических
элементов с их атомными массами. Все дальнейшие попытки классификации химических элементов
основывались на связи масс атомов с их химическими свойствами.
2. Спираль Шанкурту
В середине XIX века появилось много работ ученых, которые пытались классифицировать химические
элементы. Французский геолог и химик А.Э. Шанкуртуа в 1862 году предложил свою классификацию
химических элементов.
Рис. 1. Спираль Шанкуртуа
Он расположил все известные к тому времени химические элементы в порядке возрастания их
атомных масс, а полученный ряд нанес на поверхность цилиндра, по линии исходя из его основания
под углом 45 к плоскости основания, так называемая земная спираль. Рис.1. После развертывания
этого цилиндра оказалось, что на вертикальных линиях, параллельных оси цилиндра, находятся
химические элементы со сходными химическими свойствами. Так на одну вертикаль попадали Li, Na,
K; а также Be, Mg, Ca. Кислород, сера, теллур. Недостатком спирали Шанкуртуа было то, что в
вертикальную группу химических элементов попадали не имеющие ничего сходного с ними
химические элементы. Так в группу щелочных металлов, попадал марганец. А в группу кислорода и
серы, попадал титан.
3. Октавы Ньюлендса
В 1865 году 18 августа английский ученый Дж.А.Ньюлендс расположил химические элементы в
порядке возрастания их атомных масс. В результате он заметил, что каждый восьмой элемент
напоминает по свойствам первый элемент. Найденную закономерность, он назвал законом октав по
аналогии с семью интервалами музыкальной гаммы.Рис.2.Закон октав он сформулировал следующим
образом:
Рис. 2. Октавы Ньюлендса
«Номера аналогичных элементов, как правило, отличаются или на целое число семь или на кратное
семи; другими словами члены одной и той же группы соотносятся друг с другом в том же
отношении, как и крайние точки одной или больше октав в музыке».
Он расположил элементы по семь в группы. Таким образом, он заметил, что вертикальные ряды,
полученные после такого расположения, включают в себя элементы, схожие по своим химическим
свойствам. Дж.А. Ньюлендс был первым, кто соотнес атомные массы химических элементов и их
химические свойства и присвоил каждому элементу порядковый номер. Но все же в его таблице не
было свободных мест. Он ограничил себя семью клетками в каждом периоде ,и некоторые клетки ему
пришлось поместить по несколько элементов. Поэтому научный мир отнесся скептически к его
открытию.
В 1864 году английский химик У. Одлинг опубликовал таблицу, в которой элементы были размещены,
согласно их атомным весам и сходствам химических свойств. Но он не дал никаких комментариев к
своей работе, и она не была замечена.
4. Таблица химических элементов Мейера
Рис. 3. Таблица химических элементов Мейера
В 1870 году появилась первая таблица немецкого химика Ю.Л. Мейера под названием « Природа
элемента, как функция их атомного веса». В неё были включены 28 элементов, размещенные в 6
столбцов, согласно их валентности. Ю.Л. Мейер намеренно ограничил число элементов в таблице,
чтобы подчеркнуть закономерные изменения атомной массы в рядах сходных элементов. Рис.
3.Сходные элементы располагаются в вертикальных рядах таблицы. Некоторые ячейки Ю.Л. Мейер
оставил незаполненными.
5. Открытие периодического закона Д.И.Менделеевым
В марте 1869 года русский химик Д. И. Менделеев представил русскому химическому обществу
сообщение об открытии им периодического закона химических элементов. В том же году вышло
первое издание Менделеевского учебника «Основы химии», в котором была приведена его
периодическая таблица.
В конце 1870 года Д. И. Менделеев делает доклад русскому химическому обществу под названием
«Естественные системы химических элементов и применение её к указанию свойств еще неизвестных
элементов». В этом докладе Д. И. Менделеев предсказывает существование трех еще неизвестных
элементов: экасилиций, экабор и экаалюминий. Он утверждает, что свойства химических элементов,
стоящих в одной группе, будут нечто средним между свойствами элементов, стоящих сверху и снизу
данного элемента. Если рассматривать этот элемент в периоде, то он будет обладать средними
свойствами элементов, стоящими слева и справа от него.
Рис. 4. Таблица химических элементов Менделеева
В 1871 году в итоговой статье « Периодическая закономерность химических элементов» Д. И.
Менделеев дал следующую формулировку периодического закона:
«Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в
периодической зависимости от атомного веса».
Тогда же Д. И. Менделеев придал своей таблице вид, ставшим классическим, так называемый короткий
вариант. Рис.4.
Открытие новых химических элементов
В 1875 году П.Л. Буабодран открыл галлий. В 1879 году Л.Ф. Нильсон открыл скандий, а в 1886 году
К.Винклер откывает германий. Это соответственно были экабор , экаалюминий, экасилиций,
предсказанные Д. И. Менделеевым.
С этого момента периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева становится
общепризнанной всем мировым химическим сообществом. Особая заслуга Д. И. Менделеева
заключается в том, что он не только расположил химические элементы в определенной
последовательности, но и дал описательную характеристику своей периодической системы. При
помощи её можно было предсказывать химические свойства различных химических элементов.
По этому поводу Д. И. Менделеев писал: « Утверждение закона возможно только при помощи вывода
из него следствий, без него невозможных и неожидаемых, и оправдание тех следствий в опытной
проверке. Потому-то, увидев периодический закон, я со своей стороны вывел из него такие логические
следствия, которые могли показать - верен ли он или нет. Без такого способа испытания не может
утвердиться ни один закон природы».
Д. И. Менделеев взял на себя смелость оставить пустые клетки в своей таблице и исправить некоторые
значения атомных масс химических элементов, предсказать свойства еще неоткрытых целых групп
соединений. Таким образом, Д. И. Менделеев является первооткрывателем одного из главных законов
природы.
Подведение итога урока
На уроке по теме «Попытки классификации химических элементов. Открытие периодического закона»
вы познакомились с подробной исторической справкой о попытках классификации химических
элементов учеными-химиками. Узнали о структуре периодического закона химических элементов Д.И.
Менделеева, и огромном значении этого закона для химической науки.
Структура Периодической системы
химических элементов.
Объяснительная и предсказательная
функции Периодического закона
1. Характеристика разных форм таблицы
В начале XX века было открыто строение атома и стало ясно, что свойства химических элементов
находятся в периодической зависимости не от атомных масс, а от заряда ядра атома, т. е. числа
протонов в ядре.
Рис. 1. "Длинная" форма таблицы
Дальнейшее развитие Периодической системы заключалось в том, что ученые заполняли пустые
клетки в таблице Менделеева: открыли семейство благородных газов. Открывались естественно и
искусственно полученные радиоактивные элементы. В 2010 году был открыт последний 117
химический элемент, 7 периода Периодической системы.
Таким образом, перед учеными встал вопрос о нижней границе Периодической системы, который
остается открытым до сих пор.
Чаще всего можно увидеть три формы выражения Периодической системы: короткая или
короткопериодная, длинная или длиннопериодная или сверхдлинная.
В короткой форме таблица изображена на Рис. 2.
1-3 периоды занимают по 1 строке, 4-ый и последующие периоды занимают по 2 строчки. Символы
элементов главных и побочных подгрупп выравниваются относительно разных краев клеток.
Лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы.
В длинном варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, соответственно, так же как
и в короткой, делая её более компактной. Нет главных и побочных подгрупп. Каждый период занимает
ровно одну строчку. Рис. 1.
2. Короткая форма Периодической системы
Рис. 2. "Короткая форма"
Рис. 3. Клеточка таблицы
Каждая клеточка Периодической системы содержит символ одного химического элемента, у которого
указан порядковый номер и значения относительной атомной массы элемента. Рис. 3.
Период начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом.
Всего периодов семь. Исключением является 1-ый период. В его состав входит только 2 химических
элемента: водород, который не считается щелочным металлом, и гелий.
1-ый, 2-ой , 3-ий периоды называются малыми. Они содержат 2 и 8 химических элементов и
состоят из одного ряда.
4-7 периоды называются большими. 4-ый и 5-ый периоды включают в себя 18 элементов. 6-ой и 7-й
состоят из 32 элементов. В 6-ом и 7-ом периодах есть группы, состоящие из 14 элементов. В 6-ом
периоде эти элементы схожи по свойствам с лантаном, а в 7-ом – с актинием. Эти элементы вынесены
за основную таблицу и называются лантаноиды и актиноиды. Они обладают одинаковыми
свойствами.
Совокупность переходных металлов в каждом периоде называется вставной декадой, потому что этих
металлов в каждом периоде 10.
Рис. 4. Вторая группа
Группой называется вертикальный ряд химических элементов. Все элементы группы имеют
одинаковое число валентных электронов.
Группы в короткой форме таблицы делятся на главную «А» и побочную «Б» подгруппы.
В каждой главной подгруппе с ростом порядкового номера элемента химические свойства меняются от
неметаллических на металлические.
В побочную подгруппу включаются только металлы, называемые переходными элементами.
Если подгруппа начинается элементами малого периода – это главная подгруппа. Подгруппа, которая
начинается элементами большого периода, – это побочная подгруппа. Например, рассмотрим II группу
периодической системы. Рис. 4.
Бериллий Be – элемент 2-го периода.
Он начинает столбик элементов главной подгруппы. В её состав входят: Be. Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
Цинк Zn начинает побочную подгруппу, так как он входит в состав 4-го периода. В побочную
подгруппу входит Zn, Cd, Hg.
3. Характеристика химического элемента по положению в таблице
Рис. 5. Химический элемент бром
Рассмотрим элемент Br. Рис. 5. Его порядковый номер – 35, относительная атомная масса – 80.
Находится в 4-ом периоде, в 7-ой главной подгруппе.
Рис. 6. Химический элемент платина
Рассмотрим элемент платину. Рис. 6.
Символ – Pt, порядковый номер – 78, относительная атомная масса – 195. Находится в 6-м периоде, в
8-й побочной подгруппе.
В состав каждой группы входит элементы с одинаковым числом валентных электронов.
Следовательно, они будут обладать схожими химическими свойствами.
4. Названия некоторых групп элементов
Это отражается в названии некоторых групп элементов.
- Например, элементы главной подгруппы 1-ой группы – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr –
называются щелочные металлы.
- Элементы главной подгруппы 2-ой группы – Ca, Sr, Ba, Ra – называются щелочноземельные
металлы.
- Халькогены O, S, Se, Te, Po – элементы 6-й группы главной подгруппы.
- Галогены: F, Cl, Br, J, At – элементы 7-й группы главной подгруппы.
- 8-ю главную подгруппу называют подгруппой инертных или благородных газов. Это He, Ne, Ar,
Kr, Xe, Ra.
Химические свойства в периодах меняются с металлических через амфотерные на неметаллические.
Таким образом, зная химические свойства элемента, можно предположить, где конкретно он находится
в Периодической системе. И наоборот, если знать положение элемента в Периодической системе,
можно предположить его химические свойства.
5. Значение Периодического закона Д.И. Менделеева
С момента открытия Периодического закона и Периодической системы химических элементов Д.И.
Менделеева, химия перестала быть описательной наукой. Теперь при помощи его таблицы можно
предсказывать свойства любого химического элемента. Дальнейшее развитие физики и химии
полностью подтвердило правоту Д.И. Менделеева, так были открыты семейства инертных газов. Для
радиоактивных элементов были сначала описаны свойства, а затем они были получены.
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева носят
фундаментальный характер, являются основным законом природы.
Становление в науке представлений о
строении атома
1. Учение Демокрита
Атом – это мельчайшая химически неделимая частица вещества.
Впервые понятие атом было сформулировано в V- IV веках до нашей эры древнегреческим ученым
Демокритом. Он предполагал, что свойства того или иного вещества определяется формой, массой и
другими характеристиками образующих его атомов. Так по представлению Демокрита у огня атомы
остры, поэтому он и обжигается. Твердые тела состоят из шероховатых атомов, которые позволяют
веществу цепляться друг за друга. Атомы воды имеют гладкую структуру, поэтому она течет. Даже
душа человека, по мнению Демокрита, состоит из атомов.
Рис. 1
Выдающийся американский физик Ричард Фейнман однажды сказал, что если бы всю историю науке
надо было бы свести к одной фразе, то тогда бы она звучала так: « Всё вокруг состоит из атомов».
Атомы – это мельчайшие неделимые частички вещества. Они настолько малы, что представить их
размер очень сложно. Так, например полмиллиона атомов , стоящих плечом друг к другу могли бы
спрятаться за человеческим волосом. Еще пример: если представить, что радиус атома равен толщине
листа бумаги, тогда миллиметр на линейке – это будет высота Empire State Building. Рис.1.
2. Представление о строении атома Джона Дальтона
Научно понимание, что атомы малы и неделимы, впервые пришло в голову английскому ученому
Джону Дальтону. Он в 1808 году издает свой труд под названием : « история химической философии».
Этот труд был написан им на 90 страницах. И только на 5 из них Дальтон говорит о том, что все
вещества состоят из мельчайших частиц неделимых и очень маленьких. Но известно, что понятие
«атом» было введено еще древними греками. В чем же заслуга тогда Дальтона? Он был первым, кто
описал свойства атомов, их размеры. Он сказал, что самым легким атомом является атом водорода и
приписал ему атомную массу равную единице.
Рис. 2
Рис. 3
3. Представление о строении атома Джозефа Томсона
В 1897 году английский физик Джозеф Томсон сконструировал прибор, с помощью которого можно
было измерять отклонение катодных лучей в электрическом поле. Рис.2. Прибор состоял из
стеклянной трубки, двух электродов – катода и анода. Противоположная часть стеклянной трубки была
покрыта флуоресцирующим веществом, т.е. она светилась под действием катодных лучей. Этот
эксперимент помог изучить частицы, из которых состоят катодные лучи. Томсон доказал, что катодные
лучи состоят из мельчайших отрицательно заряженных частиц, которые не имеют практически массы.
Эти частички он назвал электронами. Чуть позже при помощи такого же прибора были открыты
другие частицы. Их назвали протонами. Они имели массу в 1823 раза большую, чем электроны. То же
самое значение заряда, только со знаком плюс. Таким образом, Томсон обнаружил 2 частицы,
входящих в состав атома и уже мог создавать какие либо модели атома. Он был первым, кто
предположил, что атом состоит из элементарных частиц: протонов и электронов.
Томсон сказал, что атом представляет собой положительно заряженную сферу с вкраплением в нее
отрицательно заряженных электронов. Его модель ученые назвали «Сливовый пудинг», хотя она
похожа и на булочку с изюмом, где изюм – это электроны или на арбуз с семечками - электронами.
Рис.3.
Первым неопровержимые доказательства существования атома дал Альберт Эйнштейн в своей работе
в 1905 года о броуновском движении. Но эта проблема Эйнштейна привлекала мало, так как он был
занят разработкой теории относительности.
4. Представление о строении атома Эрнеста Резерфорда
Главным героем атомного века стал Эрнест Резерфорд. В 1910 году Эрнест Резерфорд изучал
рассеивание α- частиц, проходящих через тонкую золотую фольгу, падающих на свинцовый экран. αчастицы – это ядра атома гелия. Они обычно чуть отклонялись от первоначального направления.
Некоторые из них резко меняли направление с его движением, будто сталкивались с какой-то
преградой. Некоторые α- частицы, к удивлению Резерфорда летели прямо в противоположном
направлении, словно по его словам, он выстрелил 15-дюймовым снарядом в лист бумаги и снаряд
отскочил ему на колени. Расчеты показали, что такое может произойти только, если в центре атома
есть ядро, в котором сосредоточен весь положительный заряд атома и вся его масса.
Рис. 4
В 1911 году Эрнест Резерфорд создал свою планетарную модель строения атома. Рис.4.
Эта модель предполагает следующее строение атома.
В центре атома находится ничтожное ядро, в состав которого входит положительно заряженные
частицы. Вся масса атома также сосредоточена в ядре. Вокруг этого ядра по орбитам, похожим на
планетарные, как планеты вокруг солнца вращаются электроны. Рис..4.. Планетарная модель атома
Эрнеста Резерфорда была очень наглядной, но сразу же выявились её недостатки.
· Электрон вращается вокруг ядра за счет центростремительной силы, т.е. он движется с ускорением. А
так как электрон является еще и заряженной частицей, то со временем согласно электромагнитной
теории, он должен излучать энергию. Следовательно, электрон должен упасть на ядро, а атом
перестать существовать. Но такое ведь не происходит.
· Еще можно опровергнуть теорию Эрнеста Резерфорда еще и тем, что атом гелия, например, имеет
массу, равную 4, что в 4 раза больше массы одного протона. А известно, что в атоме всего 2 протона.
Следовательно, модель атома Эрнеста Резерфорда была в чем-то ошибочной.
В 1913 году при изучении рентгеновских лучей Генри Мозли предположил, что ядро, кроме протонов
содержит нейтральные частицы с массой равной массе протона. Эта догадка была подтверждена только
в 1932 году Джеймсом Чедвиком.
Сейчас принято называть совокупность протонов и нейтронов в ядре атома - нуклонами и их
массу – массовым числом. Протоны называются порядковым номером элемента или атомным номером.
5. Теория строения атома Нильса Бора
В 1913 году датский физик Нильс Бор предложил свою теорию строения атома. Нильс Бор полностью
не отрицает модель строения атома Эрнеста Резерфорда, но вносит в неё некоторые уточнения. Так по
его мнению электроны вокруг ядра вращаются не произвольным , а по строго определенным орбитам
при этом не поглощают и не выделяют энергию. Следовательно, Нильс Бор утверждает, что электроны
в атоме не подчиняются законам классической физики.
В последующие годы постулаты Нильса Бора были переработаны, и появилось новое направление в
квантовой химии или физики, которое объясняло строение атома.
Подведение итога урока.
На уроке вы познакомились со становлением в науке представлений о строении атома. Вы узнали
историю открытия строения атома, повторили, как он устроен. Рассмотрели опыты, которые ставились
учеными в прошлом с целью получить все эти знания, и таким образом, помогали им получить
представление о строении атома.
Состав атомных ядер. Изотопы
1. Строение атома
Элементарный атом на самом деле оказался сложной частицей, который состоит из ядра и электронной
оболочки. По своему строению он похож на солнечную систему. В нашей солнечной системе в центре
находится массивное солнце, а в атоме – ядро. Вокруг солнца вращаются планеты, а в атоме –
электроны. Эту модель атома создал в 1910 году Эрнест Резерфорд. И только в 1932 году физики
узнали, что ядро атома состоит из элементарных частиц: протонов – положительно заряженных и
не имеющих заряда – нейтронов.
Атом по догадке Резерфорда почти пустое пространство с ядром посередине. Ядро – очень плотное
образование, состоящее из протонов и нейтронов. Плотность атомного ядра составляет 100 000
тонн/мм3. Добавляя протон в ядро атома, каждый раз получается новый элемент. Если в ядре всего 1
протон, то это водород Н, если 2 – то это гелий Не, если 3- это литий Li. И так далее.
Говорят, что протоны придают атому индивидуальность. А вот нейтроны совершенно не влияют на
индивидуальность атома, а отражаются только на массе данного элемента.
2. Нуклиды
Нуклиды – это частицы, имеющие определенное массовое число и время жизни достаточное для их
изучения. Нуклиды делятся на
- стабильные. Стабильные нуклиды не подвергаются самопроизвольному радиоактивному распаду.
- радиоактивные или радионуклиды. Радионуклиды могут самопроизвольно распадаться, образуя
другие нуклиды.
Радионуклиды делятся на
- Долгоживущие
- Короткоживущие
Долгоживущие радионуклиды.
Долгоживущие радионуклиды возникли вместе с Землей. Их период полураспада составляет 5∙108лет.
Наибольшим количеством радионуклидов по 34 обладает платина Pt и осмий Os. Некоторые элементы
имеют лишь один стабильный нуклид. Например, золото Au и кобальт Co. А максимальным числом
стабильных нуклидов 10 обладает олово Sn. У многих элементов все нуклиды – радиоактивны. Это все
элементы, имеющие атомный номер больше чем у свинца Pb, а также технеций Tc и прометий
Pm.Общее число всех нуклидов всех элементов превышает 3100.
3. Представление об изотопах
Количество нейтронов в ядре атома называется его изотопическим числом и обозначается N.
Если атом содержит одинаковое число протонов, т.е. обладает одинаковым зарядом,
но разное количество нейтронов, то он будет иметь разную массу. Такие атомы
называются изотопами.
N – изотопическое число
А – массовое число
Z – зарядовое число
A=N+Z
При обозначении изотопов рядом с символом химического элемента слева вверху пишется массовое
число, а слева внизу – зарядовое число. 612С. Иногда можно встретить такую запись: углерод -12.
Некоторые изотопы имеют собственное название. Это характерно для изотопов водорода и радона.
Изотоп водорода 1Н – протий, 2Н – дейтерий, 3Н – тритий.
Также можно встретить изотопы кислорода 16О,17О,18О, которые встречаются в природе.
Относительная атомная масса элемента
Рис. 1. Изотопы хлора
Атом очень мал и масса его должна быть ничтожна. В 1961 году на международном съезде
теоретической и прикладной химии физики и химики приняли решение, что массу атома будут
измерять не в кг или г, а в единицах, получивших название атомная единица массы (а.е.м.). Было
принято, что изотоп углерода -12, как самый стабильный в природе будет иметь массу 12 а.е.м.
Атомная единица массы по величине равна:
= 1,66
1 моль любого вещества содержит частиц, равных числу Авогадро
.
4. Изотопы хлора
Относительная атомная масса элемента, которая приводится в периодической системе – это средняя
величина массовых чисел природных изотопов с учетом их процентного содержания в природе.
Например, все атомы хлора представлены в природе изотопами 35Cl(75%) и 37 Сl (25%). Рис.1.
Относительная атомная масса хлора будет вычисляться по формуле
= 35,5.
5. Изотопы водорода
Протий.
Атом водорода, имеющий один протон в ядре и не имеющий нейтронов, называется протий. «Протас»
- это первичный. Так принято называть первый изотоп водорода.
Дейтерий.
Рис. 2. Изотоп водорода дейтерий
Если в атом водорода кроме протона входит еще и 1 нейтрон, то он будет называться дейтерий.
Газ дейтерий, как и водород, имеет двухатомную молекулу D2.
Этого газа очень мало в атмосфере, всего 0,012 от всей массы газа водорода. Дейтерий входит в состав
тяжелой воды. Её формула D2O. Её физические свойства отличаются от физических свойств обычной
воды. Таб.1.
Сравнение физических свойств тяжелой воды с обычной.
Свойства
Н2О
D2O
1г/см3 1,1г/см3
0
-3,8
+100
+101,4
6. Война за тяжелую воду
Рис. 3. Завод по производству тяжелой воды в Норвегии
В 30-х годах XX столетия тяжелую воду впервые стали применять для получения ядерного оружия.
Первым государством, которое производило тяжелую воду в промышленных масштабах, была
Норвегия. С началом Второй Мировой войны, Норвегия в 1940 году была захвачена немцами. И немцы
использовали Норвежский завод в своих нуждах.В 1943 году англичане и американцы задумались над
тем, как уничтожить завод в Норвегии, производящим тяжелую воду. Они предприняли несколько
попыток к уничтожению этого заволда. Наиболее мощная – это была бомбордировка данного завода в
1943 году. Но немцы уже успели забетонировать все цеха этого завода и эта бомбордировка не нанесла
существенного урона производству тяжелой воды.Но англичане и американцы применчяли следующие
попытки по дистабилизации работы по этому производству. В 1944 году немцы решили вывести все
запасы тяжелой воды из этого завода. Через озеро на пароме они хотели переправить эти запасы в
Германию. Но 20 февраля 1944 года паром, везший этот груз, был подвергнут бомбордировке и пошел
ко дну. Все цистерны оказаллись на глубине более 400 м. Таким образом англичане уничтожили все
запасы тяжелой воды. Немцы были вынуждены прекратить исследования по использованию тяжелой
воды для создания ядерного оружия.
Тритий.
Рис. 4. Тритий
В состав трития входит 2 нейтрона и 1 протон. Обозначается Буквой Т.
. Тритий – это
короткоживущий изотоп водорода. Он рождается в верхних слоях атмосферы под действием
космических лучей.
Рождается, чтобы тут же умереть – превратиться в гелий-3.
Его всего 6 грамм во всей нашей атмосфере. 1 атом трития приходится на 10 см3 воздуха.
7. Где применяют тритий?
Запасы природного трития ничтожны. Поэтому весь тритий, который используется в промышленности,
получают искусственно. Путем бомбардировки нейтронами атомов лития. Тритий используется для
создания светочувствительных красок, которые наносятся на различные приборы. Например, это
можно увидеть на люминофорных часах, у которых светятся стрелки в темноте. Запасы трития в
организме человека ничтожны. Но все-таки мы получаем тритий в организм из воздуха и с пищей.
Газообразный тритий в 500 раз менее токсичен, чем тритий ,входящий в состав сверхтяжелой воды для
человеческого организма. Это объясняется тем, что газообразный тритий выводится из организма через
три минуты, а тритий, входящий в состав сверхтяжелой воды, через 10 суток. Таким образом, люди,
которые иногда поглощают сверхтяжелую воду, повышают уровень радиации своего организма. Надо
отметить, что если человек носит часы, стрелки которых покрыты люминофором с использованием
трития, в 5 раз более подвержен радиации, чем обычный человек.
То, что водород имеет три изотопа, не выделяет его среди химических элементов. Изотопы водорода
отличаются друг от друга и по физическим и по химическим свойствам. Это не характерно для других
атомов. Изотопы водорода отличаются друг от друга и по физическим и по химическим свойствам,
потому что имеют очень различную массу. Изучая изотопы водорода, ученые пришли к выводу, что
химические свойства элемента удобно изучать на примере их изотопов.
Так родилась новая область химии – химия изотопов.
8. Ядро атома
Ядра, имеющие одинаковое число нейтронов, но разное количество протонов называются изотоны.
Изотон. Название «изотон» было придумано на основе слова «изотоп». Путём замены «п»
(протон) на «н» (нейтрон). Примерами изотонов могут служить изотопы
посчитать, что в этих изотонах по 7 нейтронов.
и
. Несложно
Изобары.
Нуклиды с одинаковым массовым числом называются изобары. Изобар; др.-греч. ἴσος (isos) —
«одинаковый» + βάρος (baros) — «вес»). Например:
нейтронов в изобарах разное.
. Количество и протонов и
Атомное ядро состоит из протонов, положительно заряженных и нейтронов, не имеющих заряда.
Каждая из этих частиц имеет массу 1 а.е.м. Количество протонов и нейтронов в ядре определяет
массовое число атома. Если число протонов в ядре постоянно, а количество нейтронов разное, такие
атомы называются изотопами.
Подведение итога урока.
На уроке вы повторили, что собой представляет элементарная модель атома, ее строение, похожее на
нашу Солнечную систему. Узнали, в каком году физики узнали на опыте Резерфорда, из чего на самом
деле состоит атомное ядро, его плотность, как можно получить новый элемент путем добавления к
нему протона.
Электронные оболочки атома.
Атомные модели Бора
1. Постулаты Н. Бора
Атомное ядро состоит из протонов – положительно заряженных частиц и нейтронов – частиц, не
имеющих заряда. На этом уроке мы рассмотрим строение электронной оболочки атома.
Рис. 1. Планетарная модель атома
В 1913 году датский физик Нильс Бор предположил, что атом по строению похож на строение
солнечной системы. Внутри атома, также как и внутри солнечной системы солнце находится массивное
ядро, в котором сосредоточена вся масса атома. А вокруг этого ядра, как и планеты вокруг солнца,
вращаются электроны. Рис.1. Электрон имеет массу в 1832 раза меньшую, чем протон или нейтрон.
Модель Нильса Бора была основана на модели его учителя Эрнеста Резерфорда.
Нильс Бор предположил, что электроны в атоме не хаотично движутся, а движутся по определенным
орбитам. Он постулировал, то есть принял без доказательства два положения.
Постулаты Нильса Бора.
1. В атоме существуют орбиты, находясь на которых, электрон не излучает энергию. Эти орбиты
называются стационарными.
2. Излучение происходит только при перескоке электрона с одной стационарной орбиты на другую.
2. Строение электронной оболочки атома
Согласно квантовой теории строения атома, все электроны в атоме движутся по энергетическим
уровням или орбитам. Эти уровни состоят из подуровней. В свою очередь подуровни состоят из
атомных орбиталей. Такое строение легко себе представить, если предположить, что электронная
оболочка атома – это дом, который стоит на ядре. Дом состоит из многих этажей – уровней. Каждый
уровень имеет подуровни – это квартиры. В квартирах есть атомные орбитали, т.е. комнаты. Мы может
определить не конкретное местонахождение электрона на орбиталях, а определить вероятность его
нахождения на атомных орбиталях.
Уровни.
Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами:1, 2, 3, 4,… и так до n, или
латинскими буквами по алфавиту, начиная с буквы K, L, M, N, O P, Q. Начиная от ближайшего к ядру
уровня. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты - уровни.
Подуровни.
Рис. 2. Формы атомных орбиталей
Уровни в свою очередь состоят из подуровней. Число подуровней на каждом уровне равно номеру
уровня. Подуровни имеют названия.
1ый подуровень каждого уровня называется S,
2-ой подуровень каждого уровня называется P,
3-ий подуровень каждого уровня называется d,
4-ий подуровень каждого уровня называется f
Орбитали существуют разной формы.
s- орбиталь сферической формы, p-орбиталь имеет форму объёмной восьмерки.d и f –орбитали еще
более сложной формы. Рис 2.
Все эти фигуры очерчивают область наибольшей вероятности нахождения электронов в атоме.
Волновая модель атома – это не физическая модель, а скорое абстрактная или математическая модель
строения атома, расположения электронов в нем.
S – элементы.
Это элементы, которые на внешнем уровне содержать только s –электроны.
Если это р – электроны, то тогда это р – элемент.
Чем дальше энергетический уровень расположен от ядра, тем больше на нем может разместиться
электронов, потому что каждый последующий энергетический уровень имеет большее количество
подуровней. Так на каждом N уровне может быть n2 подуровней. Следовательно, электронов может
разместиться 2n2. Почему мы умножили n2 на 2? Потому что на каждой атомной орбитали может
находиться не более 2 х электронов .
Наибольшее число электронов на каждом уровне приведено в таб.1.
Электронный
уровень (n)
Сколько может разместиться электронов на данном уровне
2n2
1
2
2
8
3
18
4
32
Рис. 3. Орбитальная диаграмма
Все эти сведения нужны нам для того, чтобы научиться расселять электроны по атомным уровням,
подуровням и по орбиталям.
3. Квантовая диаграмма
Существует условное изображение электронных уровней и подуровней. Это орбитальная или
квантовая диаграмма. На такой диаграмме орбитали условно изображаются квадратиками, а электроны
стрелочками. Рис. 3. Если в одной клеточке находится две стрелочки, то они будут обозначены
стрелочками, направленными в разные стороны. Это свойство электронов называется спином.
После того, как вы заполнили все атомные орбитали электронами, вы должны написать «электронный
паспорт» элемента или его электронную формулу. Для этого нужно обозначить каждый
энергетический уровень цифрой 1, 2, 3,…, подуровень буквой s, p, d…
В качестве степени выносите число электронов на данном подуровне.
4. Электронное строение атома азота
Пример №1.
Рис. 4. Электронная формула азота
Запишите электронную формулу химического элемента с порядковым номером 7.
В атоме такого элемента должно быть 7 электронов. Заполним электронами орбитали, начиная с
нижнего 1s.
Рис. 5. Схема расположения электронов в атоме
Получится такая электронная конфигурация: 1s22s22p3.Рис.4.
После этого нужно зафиксировать расположение электронов по энергетическим уровням. Для этого
нужно схематично изобразить ядро, указать его заряд и определить число энергетических уровней.
Напомню, что у азота их всего 2. Рисуем 2 дуги, а под этими дугами пишем число электронов, которые
располагаются на них. Тогда мы получим такую схему электронного расположения в атоме. Рис.5.
5. Электронное строение атома аргона
Пример №2.
Запишите электронную формулу химического элемента с порядковым номером 18.
Действуя также как и в первом случае, мы расположим электроны по атомным орбиталям.
1s22s22p63s23p6. Это элемент аргон. Рис.6. В переводе с греческого «недеятельный». Это название он
получил, потому что не вступает в взаимодействие ни с одним химическим элементом.
Рис. 6. Электронная конфигурация аргона
Элементы с завершенной внешней электронной оболочкой.
Входит в подгруппу благородных или инертных газов. Их инертность вызвана строением их атома. Эти
газы имеют завершенную внешнюю энергетическую оболочку – ns2np6. Инертные газы образуют
одноатомную молекулу. Все остальные газы в природе имеют только двухатомную молекулу.
Например, О2, Н2.причина устойчивости химических элементов с завершенной электронной оболочкой
пока не ясна. Но химики воспринимают это просто как закон природы. Все другие элементы будут
стремиться к завершению своей внешней электронной оболочки.
6. Этимология обозначений электронных орбиталей
Интересно будет узнать, почему подуровни определенных уровней названы определенными буквами
английского алфавита. Любой атом испускает энергию. Эту энергию можно зафиксировать в спектрах
испускания атомов. Различные спектры испускания атомов имеют различный вид. Их линии
различаются друг от друга. Так наиболее узкие резкие линии были названы буквой s. От английского
слова «шар».
s- подуровень назван по «резкой» (sharp) линии
p- подуровень назван по «главной» (principal) линии
d- подуровень назван по «диффузной», «размытой» (diffuse) линии
f- подуровень назван по «фундаментальной» (fundamental) линии
7. Некоторые сведения об инертных газах
Из-за своей химической инертности благородные газы долго не были известны в химии. Только в 1892
году был получен первый инертный газ аргон. Он был получен Д. Рэлеем. Получил он его при опытах
с азотом. Д. Рэлей заметил, что если получать азот из воздуха, то этот газ азот будет иметь массу
большую, чем, если получать азот при различных химических опытах. Если 1 литр азота получить из
воздуха, то он будет иметь массу 1,2572 г, а если получить азот при разложении азотистых соединений,
то масса будет 1,2505 г. Откуда же берется такая разность? Многие ученые подумали, что они просто
провели опыт и перестали взвешивать воздух, полученный таким путем. Д. Рэлей со своим другом У.
Рамзаем. Провели множество опытов и подтвердили, что газ азот, полученный из воздуха содержит в
своем составе еще какой-то газ , который был в 20 раз тяжелее водорода. Так впервые был выделен
аргон. До 60-х годов XX столетия ни одно соединение инертных газов не было получено. Сейчас
научились получать искусственно соединения инертных газов с фтором и кислородом. Если разобрать
обычную лампочку накаливания, то вы столкнетесь с газом аргоном. Но делать этого не следует,
потому что вы можете пораниться.
Подведение итога урока.
На этом уроке вы узнали об электронных оболочках атома, что такое атомные модели Бора. Вы
повторили строение атомного ядра, рассмотрели современные взгляды при изучении электронных
оболочек атома, условные изображения электронных уровней и подуровней. Рассмотрели атомные
модели Бора. Более подробно строние ядра мы рассмотрим на уроках химии в 11 классе.
Описание элемента по положению в
Периодической системе элементов
Д.И. Менделеева
1. Какие характеристики атома меняются в Периодической системе
периодически
В 1869 году Д.И.Менделеев на основе данных накопленных о химических элементах сформулировал
свой периодический закон. Тогда он звучал так: « Свойства простых тел, а также формы и свойства
соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс
элементов». Очень долго физический смысл закона Д.И.Менделеева был непонятен. Всё встало на
свои места после открытия в XX веке строения атома.
Современная формулировка периодического закона: « Свойства простых веществ, также формы и
свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра
атома».
Заряд ядра атома равен числу протонов в ядре. Число протонов уравновешивается числом электронов в
атоме. Таким образом, атом электронейтрален.
Заряд ядра атома в Периодической таблице – это порядковый номер элемента.
Номер периода показывает число энергетических уровней, на которых вращаются электроны.
Номер группы показывает число валентных электронов. Для элементов главных подгрупп число
валентных электронов равно числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Именно валентные
электроны отвечают за образование химических связей элемента.
Химические элементы 8 группы – инертные газы имеют на внешней электронной оболочке 8
электронов. Такая электронная оболочка энергетически выгодна. Все атомы стремятся заполнить свою
внешнюю электронную оболочку до 8 электронов.
Какие же характеристики атома меняются в Периодической системе периодически?
- Повторяется строение внешнего электронного уровня.
- Периодически меняется радиус атома. В группе радиус увеличивается с увеличением номера
периода, так как увеличивается число энергетических уровней. В периоде слева направо будет
происходить рост атомного ядра, но притяжение к ядру будет больше и поэтому радиус
атома уменьшается.
- Каждый атом стремится завершить последний энергетический уровень У элементов 1 группы на
последнем слое 1 электрон. Поэтому им легче его отдать. А элементам 7 группы легче притянуть 1
недостающий до октета электрон. В группе способность отдавать электроны будет увеличиваться
сверху вниз, так ка увеличивается радиус атома и притяжение к ядру меньше. В периоде слева направо
способность отдавать электроны уменьшается, потому что уменьшается радиус атома.
- Чем легче элемент отдает электроны с внешнего уровня, тем большими металлическими свойствами
он обладает, а его оксиды и гидроксиды обладают большими основными свойствами. Значит,
металлические свойства в группах увеличиваются сверху вниз, а в периодах справа налево. С
неметаллическими свойствами все наоборот.
2. Описание элемента магния, астата, хлора
Рис. 1. Положение магния в таблице
В группе магний соседствует с бериллием и кальцием. Рис.1. Магний стоит ниже, чем бериллий, но
выше кальция в группе. У магния больше металлические свойства, чем у бериллия, но меньше чем у
кальция. Основные свойства его оксидов и гидроксидов изменяются также. В периоде натрий стоит
левее, а алюминий правее магния. Натрий будет проявлять больше металлические свойства, чем
магний, а магний больше, чес алюминий. Таким образом, можно сравнить любой элемент с соседями
его по группе и периоду.
Кислотные и неметаллические свойства изменяются противоположно основным и металлическим
свойствам.
3. Описание элемента хлора
Характеристика хлора по его положению в периодической системе Д.И.Менделеева.
Рис. 4. Положение хлора в таблице
. Значение порядкового номера 17 показывает число протонов17 и электронов17 в атоме. Рис.4.
Атомная масса 35 поможет вычислить число нейтронов (35-17 = 18). Хлор находится в третьем
периоде, значит число энергетических уровней в атоме равно 3. Стоит в 7 –А группе, относится к рэлементам. Это неметалл. Сравниваем хлор с его соседями по группе и по периоду. Неметаллические
свойства хлора больше чем у серы, но меньше, чем у аргона. Хлор обладает меньшими
металлическими свойствами, чем фтор и большими чем бром. Распределим электроны по
энергетическим уровням и напишем электронную формулу. Общее распределение электронов будет
иметь такой вид. См.Рис. 5
Рис. 5. Распределение электронов атома хлора по энергетическим уровням
Определяем высшую и низшую степень окисления хлора. Высшая степень окисления равна +7, так как
он может отдать с последнего электронного слоя 7 электронов. Низшая степень окисления равна -1,
потому что хлору до завершения необходим 1 электрон. Формула высшего оксида Cl2O7 (кислотный
оксид), водородного соединения HCl.
4. Степень окисления
В процессе отдачи или присоединения электронов атом приобретает условный заряд. Этот условный
заряд называется степенью окисления.
- Простые вещества обладают степенью окисления равной нулю.
- Элементы могут проявлять максимальную степень окисления
и минимальную. Максимальную степень окисления элемент проявляет тогда, когда отдает все свои
валентные электроны с внешнего электронного уровня. Если число валентных электронов равно
номеру группы, то и максимальная степень окисления равна номеру группы.
Рис. 2. Положение мышьяка в таблице
Минимальную степень окисления элемент будет проявлять тогда, когда он примет все возможные
электроны для завершения электронного слоя.
Рассмотрим на примере элемента №33 значения степеней окисления.
Это мышьяк As.Он находится в пятой главной подгруппе.Рис.2. На последнем электронном уровне у
него пять электронов. Значит, отдавая их, он будет иметь степень окисления +5. До завершения
электронного слоя атому As не хватает 3 электрона. Притягивая их, он будет иметь степень окисления 3.
Положение элементов металлов и неметаллов в Периодической системе Д.И. Менделеева.
Рис. 3. Положение металлов и неметаллов в таблице
В побочных подгруппах находятся все металлы. Если мысленно провести диагональ от бора к
астату, то выше этой диагонали в главных подгруппах будут все неметаллы, а ниже этой диагонали
- все металлы. Рис.3.
Используя Периодическую систему можно очень много сказать об элементе. Можно сравнить его с
другими элементами, определить строение его атома, электронной оболочки атома.
5. План характеристики химического элемента
1. Символ элемента
2. Порядковый номер элемента
3. Значение относительной атомной массы элемента.
4. Число протонов, электронов, нейтронов.
5. Номер периода.
6. Номер и тип группы (тип элемента s -, p -,d -,f - элемент)
7. Металл или неметалл
8. Сравнение свойств элемента (металлических и неметаллических) с соседними элементами по
периоду и группе.
9. Написать распределение электронов по атомным орбиталям – квантовую диаграмму.
10. Написать электронную формулу.
11. Зарисовать распределение электронов по энергетическим уровням
12. Определить высшую степень окисления атома и формулу его высшего оксида. Определить характер
оксида (основной, кислотный, амфотерный).
13. Определить низшую степень окисления элемента и формулу его водородного соединения (если
такое есть).