Реферат на тему: Строение атома

1
Реферат на тему: Строение атома. Периодический закон и система
Менделеева. Изменение свойств.
Титульный лист оформляется самостоятельно. Служит для нумерации.
Внимание! Перед сдачей преподавателю рекомендуется полностью
прочитать работу.
2
План.
1. Строение атома ................................................................................................ 3
2. Периодический закон и система Менделеева .............................................. 5
3. Изменение свойств химических элементов .................................................. 8
Использованная литература ............................................................................. 11
3
1. Строение атома
Атом (от греч. atomos — неделимый) -это частица вещества
микроскопических размеров и очень малой массы (микрочастица),
наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его
свойств. Каждому элементу соответствует определённый род атомов.,
обозначаемых символом элемента (например, атом
водорода Н, атом
железа Fe; атом ртути Hg; атом урана U).
По современным представлениям атом - это сложная система,
состоящая из положительно заряженного ядра и электронов, окружающих
ядро. Состав атома элемента можно представить в виде схемы (рис.1):
Рис.1 Состав атома элемента.
Ядро атома, главным образом, состоит из протонов и нейтронов
(общее название нуклоны). Протоны - это положительно заряженные
микрочастицы с массой, равной 1 а.е.м. и зарядом +1,6 ∙ 10-19 К, условно
принятым
за
единицу
положительного
заряда
(+1).
Нейтроны
-
нейтральные частицы с массой 1 а.е.м. Количество протонов в ядре
определяет
заряд
ядра
атома
в
порядковых
номер
элемента
в
периодической системе элементов Менделеева. Например, у атома калия
(порядковый номер в таблице Менделеева 19, атомная масса 39 а.е.м.) в
ядре находится 19 протонов и 20 нейтронов, у бария (порядковый номер
56, атомная масса 137) в ядре 56 протонов и 71 нейтрон.
4
Электроны, окружающие ядро атома - это отрицательно заряженные
микрочастицы, имеющие массу ~ 5∙10-4 а.е.м. и заряд -1,6 ∙ 10-19 К (-1). Так
как масса электрона ничтожно мала по сравнению с массой протона или
нейтрона, масса атома практически равна массе его ядра, т.е. сумме масс
протонов и нейтронов. Число электронов в атоме равно числу
положительно заряженных протонов, входящих в состав ядра.
Размеры атома в целом определяются размерами его электронной
оболочки и велики по сравнению с размерами ядра атома. Электронные
оболочки атома
не имеют строго определённой границы; значения
размеров атома в большей или меньшей степени зависят от способов их
определения и весьма разнообразны
В 1911 году, английский учёный Эрнест Резерфорд придумал
"планетарную" модель атома, согласно которой в центре атома Резерфорд
расположил крохотное, но очень плотное ядро, в котором сосредоточена
почти вся масса атома, а электроны вращались вокруг него по
определённым орбитам, как планеты вокруг Солнца.
Потом оказалось, что каждый электрон движется вокруг ядра так
быстро, что его не только нельзя рассмотреть с помощью самого мощного
микроскопа, но невозможно даже представить в виде точки, движущейся
по определённой траектории. Электрон как бы "размазан" в пространстве и
образует электронное облако, причём форма электронного облака может
быть различной.
На данный момент известны четыре формы электронных облаков: sэлектроны (сферическая форма электронного облака); p-электроны (форма
электронного облака - гантель или объёмная восьмёрка); d-электроны; fэлектроны.
5
2. Периодический закон и система Менделеева
Периодический закон Менделеева -это фундаментальный закон,
устанавливающий
периодическое
изменение
свойств
химических
элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д.
И. Менделеевым в 1869 при сопоставлении свойств всех известных в то
время элементов и величин их атомных весов. Термин «периодический
закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал
окончательную формулировку Периодическому закону.: «... свойства
элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел,
стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Графическим
(табличным) выражением Периодического закона явиляется разработанная
Менделеевым периодическая система элементов, о которой речь пойдет в
следующей главе.
Физический смысл Периодического закона был вскрыт лишь после
выяснения того, что заряд ядра атома возрастает при переходе от одного
химического элемента к соседнему (в периодической системе) на единицу
элементарного заряда. Численно заряд ядра равен порядковому номеру
(атомному номеру Z) соответствующего элемента в периодической
системе, то есть числу протонов в ядре, в свою очередь равному числу
электронов соответствующего нейтрального атома. Химические свойства
атомов определяются структурой их внешних электронных оболочек,
периодически изменяющейся с увеличением заряда ядра, и, следовательно,
в основе Периодического закона лежит представление об изменении
заряда ядра атомов, а не атомной массы элементов.
Периодические
закон
имеет
огромное
естественнонаучное
и
философское значение. Он позволил рассматривать все элементы в их
взаимной связи и прогнозировать свойства неизвестных элементов.
Заслугами Д.И.Менделеева, таким образом являются:
6
1. Он рассматривал периодичность не одного какого-либо свойства, а всех
свойств - химических и физических (в отличие от предшественников).
2. Он ввел длинные ряды и периоды - таблица не представляет собой
аккуратного
прямоугольника,
что
предусматривает
возможности
дальнейшего развития. 1895 - открыты инертные газы.
3. Он оставил пустые клетки в таблице, которые позднее были заполнены
вновь открытыми элементами, причем их свойства с большой точностью
совпадают с предсказанными Д.И.Менделеевым.
Экабор - скандий , 1879, Нильсен
Экаалюминий - 1875, галлий, Лекок де Буабодран
Экасилиций - 1885, германий, Винклер
4. Исправил атомные веса некоторых элементов, что потом было
подтверждено экспериментально (Cr, In, Pt, Au, U)
5.
Переставил
некоторые
элементы
местами
вопреки
некоторой
немонотонности в изменении атомных масс (никто еще не подозревал
тогда о существовании изотопов). Te (127.60) он поставил перед иодом
(126.90). А открытый гораздо позднее аргон (39.94) поставил в группу
инертных газов перед калием (39.1).
Современная Периодическая система элементов охватывает 106
химических элементов; из них все трансурановые (Z = 93—106), а также
элементы с Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) и 87 (Fr) получены искусственно.
За всю историю периодической системы было предложено большое
количество (нескольких сотен) вариантов её графического изображения,
преимущественно в виде таблиц; известны изображения и в виде
различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных),
аналитических кривых (например, спирали) и т.д. Фундаментальным
принципом построения периодической системы элементов является
разделение всех химических элементов на группы и периоды. Каждая
группа в свою очередь подразделяется на главную (а) и побочную (б)
7
подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы, обладающие
сходными химическими свойствами. Элементы а- и б-подгрупп в каждой
группе,
как
правило,
обнаруживают
между
собой
определённое
химическое сходство, главным образом в высших степенях окисления,
которые,
как
правило,
соответствуют
номеру
группы.
Периодом
называется совокупность элементов, начинающаяся щелочным металлом и
заканчивающаяся инертным газом (особый случай — первый период);
каждый
период
содержит
строго
определённое
число
элементов.
Периодическая система элементов состоит из 8 групп и 7 периодов
(седьмой пока не завершен).
8
3. Изменение свойств химических элементов
Периодические
обусловлены
изменения
правильным
свойств
повторением
химических
электронной
элементов
конфигурации
внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с
увеличением заряда ядра.
Графическим изображением периодического
закона, как
уже
отмечалось, является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и
8 групп.
Период
горизонтальные
-
максимальным
значением
ряды
главного
элементов
квантового
с
числа
одинаковым
валентных
электронов. Номер периода обозначает число энергетических уровней в
атоме элемента.
Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18
(четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от
количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний,
седьмой период незавершен.
Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (sэлементом), а заканчиваются благородным газом (ns2 np6).
Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов
элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять
электроны
из-за
стремления
атомов
приобрести
устойчивую
конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего sподуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование
внешнего p- подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа
электронов на p- подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические
свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически
устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns 2 np6)
химически инертны.
9
В больших периодах переход свойств от активного металла к
благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к.
происходит формирование внутреннего (n - 1) d- подуровня при
сохранении внешнего ns2 - слоя. Большие периоды состоят из четных и
нечетных рядов.
У элементов четных рядов на внешнем слое ns2 - электроны, поэтому
преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда
ядра невелико; в нечетных рядах формируется np- подуровень, что
объясняет значительное ослабление металлических свойств.
Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом
валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и
побочные подгруппы.
Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших
периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и
np- подуровнях.
Побочные подгруппы состоят из элементов только больших
периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и
внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) f- подуровне).
В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-)
заполняется валентными электронами, элементы периодической системы
подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II
групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), dэлементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды,
актиноиды).
В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства
усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и
побочных групп сильно отличаются по свойствам.
Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O,
F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).
10
Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются
формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их
гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные
свойства, с IV по VIII - кислотные.
Для элементов главных подгрупп общими являются формулы
водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп
образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а
IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных
подгрупп IV группы (ЭН4) - нейтральны, V группы (ЭН3) - основания, VI и
VII групп (Н2Э и НЭ) - кислоты (таблица 1).
Таблица 1.
Группа
I
II
III
IV
V
VI
VII
Высший
оксид
Гидрат
высшего
оксида
Э2О
ЭО
Э2О3
ЭО2
Э2О5
ЭО3
Э2О7
VIII
(кроме
инертных
газов)
ЭО4
ЭОН Э(ОН)2 Э(ОН)3 Н2ЭО3 Н3ЭО4 Н2ЭО4 НЭО4 Н4ЭО4
От положения элементов в периодической системе зависят свойства
атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус - по
периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает;
энергия ионизации - по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается;
электроотрицательность - по периоду увеличивается, а в подгруппе
уменьшается.
По
положению
элемента
в
периодической
системе
можно
прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей:
11
Использованная литература
1. Рыбальченко В. С. Химия (начальный курс). Часть 1: Учебное пособие.
- 4-е изд. - М.: РГУ нефти и газа им И.М. Губкина, 2003
2. Большая Советская Энциклопедия
3. Иванова Р. Г., Каверина А. А., Корощенко А. С. Уроки химии. 10-11
классы. -М.: Просвещение, 2000
4. Чежина Н. В. Общая и неорганическая химия. Конспект курса лекций. СПб.: Питер, 2001
5.