Строение атомов химия: Строение атома

В атоме магния в основном состоянии нет неспаренных электронов.

Если атому сообщили дополнительную энергию (например, нагрели), то электронная пара может распарится и один из электронов переходит на свободную орбиталь того же энергетического уровня. В возбужденном состоянии атом магния имеет два неспаренных электрона и может образовать две связи (валентность II).

– фосфор – пятнадцатый элемент, распределяем 15 электронов: Фосфор – элемент третьего периода, следовательно, первый и второй энергетические уровни полностью заполнены – 1s²2s²2p⁶.Фосфор находится в пятой группе, значит, на третьем уровне у него пять электронов –  3s²3p³. Итого получаем1s²2s²2p⁶3s

В атоме фосфора в основном состоянии 3 неспаренных электрона. В возбужденном состоянии атом фосфора имеет пять неспаренных электронов и может образовать пять связей (валентность V).

 – цирконий – сороковой элемент, распределяем 40 электронов. Цирконий – элемент пятого периода, следовательно, первые четыре энергетических уровня полностью заполнены – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶.Заполнение пятого уровня начинается с 5s². Цирконий – второй d – элемент в пятом периоде, значит, он содержит 2 электрона на 4d – подуровне. Итого получаем: 1s²

В атоме циркония в основном состоянии 2 неспаренных электрона.
В возбужденном состоянии цирконий имеет четыре неспаренных электрона.

Исключениями из общего порядка заполнения электронных подуровней являются хром, марганец, медь, серебро и золото – у них наблюдается «провал» электрона с внешного s – подуровня на предвнешний d. Например, электронные конфигурации хрома и меди вместо 4s²3d⁴ и 4s²3d⁹ имеют вид 4s

Задания для тренировки:

1. Сколько протонов и электронов содержит ион NO₂^–
   1) 46p, 46e                     
   2) 23p, 24e
   3) 23р, 23e                       
   4) 46p, 47e
2. Чем отличаются изотопы одного и того же химического элемента?
   1) Числом протонов                          
   2) Числом электронов
   3) Зарядом ядра                       
   4) Массовым числом
3. Укажите атом, в котором больше всего электронов:
   1) ²Н   
   2) ⁴⁰Аr      
   3) ⁴¹Ar  
   4) ³⁹К
4. Изобразить электронно-графическую схему атома хлора в основном и всех возможных возбужденных состояниях. Какие валентности способен проявлять хлор?
5.  Объяснить, почему сера проявляет валентность VI, а кислород – не проявляет, хотя оба эти элемента содержат по 6 электронов на внешнем слое.

Строение атома | CHEMEGE.RU

Темы кодификатора ЕГЭ: Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы. Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Одну из первых моделей строения атома — «пудинговую модель

И дальнейшая работа оказалась эффективной. Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд, на основании опытов по рассеянию альфа-частиц на золотой фольге предложил новую, планетарную модель строения атома.

Согласно модели Резерфорда, атом состоит из массивного, положительно заряженного ядра и частиц с небольшой массой — электронов, которые, как планеты вокруг Солнца, летают вокруг ядра, и на него не падают.

Модель Резерфорда оказалась следующим шагом в изучении строения атома. Однако современная наука использует более совершенную модель, предложенную Нильсом Бором в 1913 году. На ней мы и остановимся подробнее.

Атом — это мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

При этом электроны двигаются не по определенной орбите, как предполагал Резерфорд, а довольно хаотично. Совокупность электронов, которые двигаются вокруг ядра, называется электронной оболочкой.

Атомное ядро, как доказал Резерфорд — массивное и положительно заряженное, расположено в центральной части атома. Структура ядра довольно сложна, и изучается в ядерной физике. Основные частицы, из которых оно состоит — протоны и нейтроны. Они связаны ядерными силами (сильное взаимодействие).

Рассмотрим основные характеристики протонов, нейтронов и электронов:

1 а. е.м. (атомная единица массы) = 1,66054·10^-27 кг

1 элементарный заряд = 1,60219·10^-19 Кл

И — самое главное. Периодическая система химических элементов, структурированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, подчиняется простой и понятной логике: номер атома — это число протонов в ядре этого атома. Причем ни о каких протонах Дмитрий Иванович в XIX веке не слышал. Тем гениальнее его открытие и способности, и научное чутье, которое позволило перешагнуть на полтора столетия вперёд  в науке.

Следовательно, заряд ядра Z равен числу протонов, т.е. номеру атома в Периодической системе химических элементов. 

Атом — это электронейтральная частица, следовательно, число протонов равно числу электронов: N_e = N_p = Z.

Масса атома (массовое число A) примерно равна суммарной массе крупных частиц, которые входят в состав атома — протонов и нейтронов. Поскольку масса протона и нейтрона примерно равна 1 атомной единице массы, можно использовать формулу:

M = N_p + N_n

Массовое число указано в Периодической системе химических элементов в ячейке каждого элемента.

Обратите внимание! При решении задач ЕГЭ массовое число всех атомов, кроме хлора, округляется до целого по правилам математики. Массовое число атома хлора в ЕГЭ принято считать равным 35,5.

Таким образом, рассчитать число нейтронов в атоме можно, вычтя из массового числа номер атома: N_n = M – Z.

В Периодической системе собраны химические элементы — атомы с одинаковым зарядом ядра. Однако, может ли меняться у этих атомов число остальных частиц? Вполне. Например, атомы с разным числом нейтронов называют изотопами данного химического элемента. У одного и того же элемента может быть несколько изотопов.

Попробуйте ответить на вопросы. Ответы на них — в конце статьи:

1. У изотопов одного элемента массовое число одинаковое или разное?
2. У изотопов одно элемента число протонов одинаковое или разное?

Химические свойства атомов определяются строением электронной оболочки и зарядом ядра. Таким образом, химические свойства изотопов одного элемента практически не отличаются.

Поскольку атомы одного элемента могут существовать в форме разных изотопов, в названии часто указывается массовое число, например, хлор-35, и принята такая форма записи атомов:

Еще немного вопросов:

3. Определите количество нейтронов, протонов и электронов в изотопе брома-81.

4. Определите число нейтронов в изотопе хлора-37.

Строение  электронной оболочки

Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни.

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.

В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l+1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Получаем сводную таблицу:

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.

Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.

Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так: 

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6d …

Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s² означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Например, электронная формула углерода выглядит так: 1s²2s²2p².

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую  электронную конфигурацию.

Например, электронную формулу азота можно записать так: 1s²2s²2p³ или так: [He]2s²2p³.

1s² = [He]

1s²2s²2p⁶ = [Ne]

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ = [Ar] и так далее.

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водорода заполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

+1H 1s¹      1s 

У гелия 1s-орбиталь полностью заполнена:

+2He 1s²      1s  

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у лития начинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

+3Li 1s²2s¹      1s     2s 

У бериллия 2s-подуровень заполнен:

+4Be 1s²2s²      1s    2s 

Далее, у бора заполняется p-подуровень второго уровня:

+5B 1s²2s²2p¹      1s    2s     2p 

У следующего элемента, углерода, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:

+6C 1s²2s²2p²      1s    2s     2p 

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя  по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня: 

+10Ne 1s²2s²2p⁶      1s    2s     2p 

У натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня:

+11Na 1s²2s²2p⁶3s¹      1s    2s     2p      3s 

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргона самостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

А вот начиная с 19-го элемента, калия, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия:

+19K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹1s 2s 2p3s 3p4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

 +19K   [Ar]4s¹    [Ar] 4s 

У кальция 4s-подуровень заполнен:

+20Ca   [Ar]4s²    [Ar] 4s

У элемента 21, скандия, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:

+21Sc   [Ar]3d¹4s²    [Ar] 4s    3d 

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титана до ванадия:

+22Ti   [Ar]3d²4s²    [Ar] 4s    3d

+23V   [Ar]3d³4s²      [Ar] 4s    3d 

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хрома такая:

+24Cr   [Ar]3d⁵4s¹      [Ar] 4s  3d 

В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае — 3d⁴4s²) ровно одна ячейка в d-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически менее выгодно. А более выгодно, когда d-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с 4s-подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с 4s-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех 3d-орбиталей. Этот эффект так и называется — «провал» или «проскок» электрона. И наблюдается он, когда d-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца:

+25Mn   [Ar]3d⁵4s²

Аналогично у кобальта и никеля. А вот у меди мы снова наблюдаем провал (проскок) электрона — электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень:

+29Cu   [Ar]3d¹⁰4s¹

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

+30Zn   [Ar]3d¹⁰4s²

У следующих элементов, от галлия до криптона, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия:

+31Ga   [Ar]3d¹⁰4s²4p¹

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.

Например, у меди   ([Ar]3d¹⁰4s¹) внешний энергетический уровень — четвёртый.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома (+24Cr   [Ar]3d⁵4s¹) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s¹), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.

Основное и возбужденное состояние атома

Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.

Однако, чтобы образовывать химические связи, атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов.  А химические связи энергетически очень для атома выгодны. Следовательно, чем больше в атоме неспаренных электронов  — тем больше связей он может образовать, и, как следствие, перейдёт в более выгодное энергетическое состояние.

Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары  электронов могут распариваться, и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой.

Например, в основном состоянии бор имеет следующую конфигурацию энергетического уровня:

+5B 1s²2s²2p¹      1s    2s     2p 

На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):

+5B* 1s²2s¹2p²      1s    2s     2p

Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!

15. Углерода

16. Бериллия

17. Кислорода

Электронные формулы ионов

Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.

Ионы — это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

Если атом отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный (вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это катионы. Например: катион натрия образуется так:

+11Na 1s²2s²2p⁶3s¹      -1е = +11Na⁺ 1s²2s²2p⁶3s⁰

Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд. Отрицательно заряженные частицы — это анионы. Например, анион хлора образуется так:

+17Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵   +1e = +17Cl^— 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень.

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са²⁺

19. Ион S^2-

20. Ион Ni²⁺

В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют изоэлектронными частицами.

Например, ионы Na⁺ и F^—.

Электронная формула катиона натрия: Na⁺   1s²2s²2p⁶, всего 10 электронов.

Электронная формула аниона фтора: F^—   1s²2s²2p⁶, всего 10 электронов.

Таким образом, ионы Na⁺ и F^— — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.

Тренажер по теме «Строение атома» — 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

1096

Создан на 03 января, 2022 По Admin

Тренировочный тест “Строение атома”

Тренировочный тест по теме “Строение атома”

1 / 10

1) Zn   2) S   3) Si   4) Fe   5) Mg

Определите элементы, атомы которых в основном состоянии не содержат неспаренных электронов.

2 / 10

1) Al   2) V   3) P   4) H   5) Cl

Определите элементы, атомы которых в основном состоянии содержат три неспаренных электрона.

3 / 10

1) Li   2) F   3) N   4) As   5) Br

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns²np⁵.

4 / 10

1) Y   2) V   3) Al   4) Be   5) Ar

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном энергетическом состоянии содержат 6 s-электронов.

5 / 10

1) Na   2) Cl   3) Si   4) Mn   5) Cr

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии содержат одинаковое число валентных электронов.

6 / 10

1) H   2) Mg   3) Si   4) S   5) Mn

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии содержат во внешнем слое одинаковое число электронов.

7 / 10

1) P   2) Cl   3) B   4) Ca   5) He

Определите элементы, атомы которых в основном состоянии содержат один неспаренный электрон.

8 / 10

1) Ca     2) C     3) Fe     4) Pb    5) K

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии имеют на внешнем энергетическом уровне ровно два электрона.

9 / 10

1) Li   2) Si    3) S    4) Al     5) F

Какие из указанных элементов в основном состоянии имеют на внешнем уровне больше s-электронов, чем p-электронов? Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в порядке возрастания.

10 / 10

1) V   2) Cl    3) As   4) P   5) Nb

Определите, атомы каких из указанных в ряду элементов в основном состоянии имеют электронную формулу внешнего энергетического уровня ns²np³.

Ваша оценка

Средний балл 40%

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т. к. число протонов характеризует химический элемент.

3. Массовое число изотопа брома-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.

4. Массовое число изотопа хлора равно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота:

+7N 1s²2s²2p³      1s    2s     2p 

6. Электронная формула кислорода:

+8О 1s²2s²2p⁴ 1s  2s  2p 

7. Электронная формула фтора:

8. Электронная формула магния:

+12Mg 1s²2s²2p⁶3s²      1s    2s     2p      3s

9. Электронная формула алюминия:

+13Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹     1s    2s   2p    3s   3p 

10. Электронная формула кремния:

+14Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²     1s    2s   2p    3s   3p

11. Электронная формула фосфора:

+15P 1s²2s²2p⁶3s²3p³     1s    2s   2p    3s   3p

12. Электронная формула серы:

+16S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴     1s    2s   2p    3s   3p

13. Электронная формула хлора:

14. Электронная формула аргона:

+18Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶     1s    2s   2p    3s   3p

15. Электронная формула углерода в возбуждённом состоянии:

+6C* 1s²2s¹2p³   1s    2s     2p

16. Электронная формула бериллия в возбуждённом состоянии:

+4Be 1s²2s¹2p¹      1s    2s    2p 

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т. к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са²⁺: +20Ca²⁺   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 

19. Электронная формула аниона серы S^2-: +16S^2- 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

20. Электронная формула катиона никеля Ni²⁺: +28Ni²⁺  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸4s⁰. Обратите внимание! Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня. Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Понравилось это:

Нравится Загрузка. ..

ЕГЭ. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Строение атома 11 класс

Тема 2: Строение атома. Периодический закон

Урок 4: ЕГЭ. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Строение атома

• Видео
• Тренажер
• Теория

Заметили ошибку?

Задания с выбором ответов

Задания на соответствие

Задания с кратким ответом

В3. Химический элемент железо представлен в природе несколькими изотопами: ⁵⁴Fe, ⁵⁶Fe, ⁵⁷Fe, ⁵⁸Fe. Определить, сколько протонов содержат атомы всех этих изотопов.

При обозначении изотопов вверху пишется массовое число, т. е. сумма масс протонов и нейтронов. Для определения числа протонов нужно посмотреть положение железа в Периодической системе. Порядковый номер железа – 26, значит, ядро атома железа содержит 26 протонов.

Правильный ответ 26.

В4. Определить, сколько нейтронов содержит ядро атома изотопа неона-22.

Для определения числа нейтронов нужно посмотреть положение неона в Периодической системе. Порядковый номер неона – 10. Это количество протонов. Вычитаем из массового числа количество протонов, получаем число нейтронов. Это 12.

Правильный ответ 12.

В5. Какой заряд ядра имеют изотопы химического элемента фтора?

Порядковый номер фтора – 9. Значит, заряд его ядра будет равен +9.

Правильный ответ +9

В6. Ядро атома одного из изотопов калия содержит 21 нейтрон. Определить массовое число данного изотопа.

Массовое число равно сумме количества нейтронов и протонов. Нужно сложить число протонов (19) и число нейтронов (21).

Правильный ответ 40.

В7. Определить число нейтронов в ядре атома фосфора -31.

Вычитаем из массового числа (31) его порядковый номер (15) получаем число нейтронов. Это 16.

Правильный ответ 16.

В8. Под номерами 1-3 в колонке слева приведены ряды химических элементов. Укажите, какими буквами в колонке справа обозначены закономерности, на основе которых составлен каждый из этих рядов.

Комментарий к В8. При решении этого задания нужно вспомнить таблицу, которая приводилась в предыдущем уроке.

Закономерности изменения периодических свойств приведены в Табл. 1.

Табл. 1.

Представленные в вопросе элементы находятся либо в одном периоде, либо в одной группе.

1. Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl соответствуют варианты  Б, В, Г
2. F, O, N, Cl не соответствуют ни один из вариантов
3. Be, Mg, Ca, Sr, Ba соответствуют варианты А, Е, Ж

Правильный ответ 1-Б В Г; 2-; 3-А Е Ж.

Задания с развернутым ответом

Подведение итога урока

На уроке были рассмотрены задачи ЕГЭ по теме «Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Строение атома». Мы научились характеризовать общие свойства химических элементов и их соединений на основе положения в химической системе Д. И. Менделеева.

Список литературы

1. Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.
2. Попель П. П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П. П. Попель, Л. С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.
3. Учебно-тренировочные материалы для подготовки к единому государственному экзамену. Химия / Каверина А. А., Добротин Д. Ю., Медведев Ю. Н., Корощенко А. С. – М.: Интеллект- Центр, 2011.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Официальный информационный портал Единого Государственного Экзамена (Источник)
2. Интернет-портал «chemport.ru» (Источник)
3. Интернет-портал «Химик» (Источник)

Домашнее задание

1. №№ 1-3 (с. 7) Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.
2. Какие закономерности наблюдают в изменении атомных радиусов в периодах слева направо и при переходе от одного периода к другому?
3. Высший оксид состава RO₃ образует элемент с электронной конфигурацией внешнего электронного слоя: 1) ns²np¹; 2) ns²np³; 3) ns²np⁴; 4) ns²np⁶. Назовите этот элемент.

Заметили ошибку?

Видеоурок: ЕГЭ. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Строение атома по предмету Химия за 11 класс.

Строение атома и электронные конфигурации 1.0

• Чем атом похож на Солнечную систему? 
• Один водород, но три лучше: что такое изотопы?
• Как умеет скакать электрон?

Атом можно представить как конструктор «Лего», который можно собрать из более простых “элементарных” частиц. У каждого атома число “деталек” может быть различным. Об этом и о других особенностях строения атома поговорим в статье.

Великие ученые и философы древности упорно бились над вопросом, из чего же состоят вещества, которые их окружают. Впервые идею о том, что все тела живой и неживой природы состоят из мельчайших частиц — атомов — высказал древнегреческий ученый Демокрит целых 2500 лет назад! 

Что же из себя представляет атом?

Атом — это мельчайшая химически неделимая частица вещества.

Атомы могут соединяться друг с другом с помощью химических связей в различной последовательности, образуя более сложные частицы — молекулы. Можно провести аналогию: 

• атом — отдельный человек, 
• молекулы — группы людей, объединенные общим признаком (семья, одноклассники, коллеги, любители кошек, любители собак).

Молекула — это мельчайшие частицы, которые состоят из атомов. Они являются химически делимыми.

Долгое время считалось, что атом нельзя разделить далее на составляющие. Но с развитием науки учёные-физики выяснили, что атом состоит из более мелких, или элементарных частиц  — протонов (p), нейтронов (n) и электронов (ē). 

В центре атома располагается ядро, которое состоит из протонов и нейтронов (их общее название нуклоны), а вокруг ядра вращаются электроны.

Тогда более точно определение атома будет звучать так:

Атом — электронейтральная химически неделимая частица, которая состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него отрицательно заряженных электронов.

Каждая из элементарных частиц в атоме имеет свой заряд и массу:

Из таблички видно, что вся масса атома сосредоточена в протонах и нейтронах, то есть в ядре. При этом само ядро положительно заряжено, а вокруг ядра вращаются отрицательно заряженные электроны. 

В разновидностях одного и того же химического элемента может быть различное число элементарных частиц. Давай рассмотрим это на примере атома водорода. 

Первый случай: ядро атома водорода состоит из одного протона (масса ядра = 1 а.е.м.). Такой атом называется протием, именно он указан в периодической системе Д.И. Менделеева.  

Добавим к этому ядру один нейтрон, тогда масса ядра будет равна 2 а.е.м.. Мы получили вторую разновидность атома водорода — дейтерий. 

Если добавить второй нейтрон к такому ядру, то мы получим тритий. Так вот, разновидности одного и того же химического элемента, которые различаются числом нейтронов в ядре, называются изотопами.

Сейчас мы научимся определять количество протонов, нейтронов и электронов в атоме любого химического элемента. В этом нам поможет периодическая система Д.И. Менделеева. 

Давай рассмотрим ячейку в периодической системе с углеродом:

В верхней части ячейки располагается порядковый номер элемента (это целое число), под ним располагается относительная атомная масса. Она является нецелым числом, поэтому её легко определять. Относительная атомная масса, округленная до целого числа, называется массовым числом.

Эти характеристики связаны с количеством элементарных частиц в атоме следующим образом:

Давай рассмотрим основные определения и положения, связанные с характеристикой элемента и числовыми операциями:

• Орбиты, на которых располагаются электроны, называются электронными слоями (или энергетическими уровнями). Нумерация слоев начинается с ближайшего к ядру электронного слоя.
• На каждом электронном слое может находиться не более 2N² электронов (где N — номер слоя).
• Число занятых электронами слоев в атоме элемента совпадает с номером периода, в котором он находится.
• Последний энергетический уровень называют внешним (максимальное число ē на внешнем уровне = 8). Обычно на нем находятся валентные электроны, то есть электроны на внешней (валентной) оболочке атома.
• Число валентных электронов, как правило, совпадает с номером группы, в котором находится элемент.

 На примере атома углерода определим количество элементарных частиц в его атоме.

Порядковый номер углерода равен 6, значит, заряд его атома + 6, число протонов и число электронов совпадает и тоже равно 6. 

Относительная атомная масса равна 12,01, а число нейтронов равно 12 – 6 = 6. 

Углерод находится во втором периоде, IV группе. Это показывает нам, что занято лишь 2 электронных слоя, при этом на внешнем электронном уровне располагаются 4 электрона.    

При заполнении электронами ячеек мы описываем так называемое основное состояние. Это такое состояние атома, при котором энергия системы минимальна. Его состояние можно определить как “веселое”: в атоме всё спокойно и в порядке.

Но может быть и другая ситуация, когда на электроны оказывается какое-то воздействие. Тогда происходит процесс, похожий на развод пары в человеческом мире. В результате воздействия те электроны, которые находились на орбитали вдвоем и были спаренными, могут друг с другом “поссориться” и “разъехаться” по разным орбиталям. 

Тогда атом можно определить как “грустный”: электроны ссорятся, атома грустит. В химии это состояние и называется возбужденным. Такой “развод” возможен только в пределах одного энергетического уровня.  

Атомные подуровни заполняются электронами в порядке увеличения их энергии. Этот порядок выглядит следующим образом: 

Это явление характерно для элементов IB и VIB групп, например, Cr, Cu, Ag.

Например, у меди электронная оболочка должна выглядеть как ..3d⁹4s². Но так как для заполнения d-подуровня не хватает одного электрона, то более выгодной становится ситуация, когда с s-подуровня электрон “перепрыгивает” на внутренний d-подуровень. В результате, конфигурация меди выглядит как 3d¹⁰4s¹¹

Классификация химических элементов: s-,p-,d-,f-элементы

В зависимости от положения “последнего электрона” бывают s-, p-, d-, f-элементы: 

• s-элементы: IA и IIA группы;
• p-элементы: IIIA-VIIIA группы;
• d-элементы: элементы побочных подгрупп;
• f-элементы: вынесены в отдельную группу лантаноидов и актиноидов. 

У s- и p-элементов валентные электроны находятся на внешнем уровне.

У d-элементов  — на внешнем s- и на предвнешнем d-подуровнях. 

Далее приведены электронные формулы атомов элементов первых четырех периодов. Благодаря этой шпаргалке всегда можно сверить свой вариант электронной конфигурации и проверить себя.

Продолжение темы читайте в статье «Строение атома и электронные конфигурации 2.0».

• Атом — электронейтральная частица, состоящая из ядра и вращающихся вокруг него электронов.
• Электроны располагаются на электронных подуровнях, причем их число определяется порядковым номером элемента.
• Существует группа атомов одного и того же химического элемента, у которых имеется разное число нейтронов. Такие элементы называют изотопами.
• Электроны располагаются по ячейкам так, чтобы энергия системы была минимальна.
• Иногда для достижения минимума энергии некоторые правила нарушаются — таковым является проскок электрона.

Задание 1.

Ядро атома состоит из: 

1. Протонов и нейтронов
2. Протонов и электронов
3. Нейтронов и электронов
4. Протонов, нейтронов и электронов 

Задание 2.

У изотопов различается число: 

1. Протонов
2. Нейтронов
3. Электронов
4. Нейтронов и электронов

Задание 3. 

Проскок электрона характерен для элемента: 

1. Натрия
2. Алюминия
3. Ксенона
4. Меди

Задание 4.

На третьем электронном слое может находиться максимально:

1. 8 электронов
2. 18 электронов
3. 2 электрона
4. 32 электрона

Ответы: 1. —  1; 2. — 2; 3. — 4; 4. — 2.

основные теории и модели, кратко о составе частиц, электронный заряд

Химия

12.11.21

11 мин.

В школьном курсе химии и физики изучается теория строения атома. Кратко описать структуру внутреннего устройства веществ помогает периодический закон Д. И. Менделеева в современной трактовке. Изменения свойств элементов и их соединений напрямую зависят от строения составляющих их частиц.

Оглавление:

• Как устроен атом
• Исторические модели
• Строение электронных оболочек
• Примеры описания
• Современные направления исследований

Как устроен атом

Слово ἄτоμоς на древнегреческом языке означает «неделимый, неразрезаемый». Так с древних времен называли наименьшую частицу вещества. Атом состоит из ядра и электронов. Эту систему можно сравнить с Солнцем и планетами. Большую часть массы составляет ядро (более чем 99.9%). Оно состоит из протонов — положительно заряженных частиц, и нейтронов, которые не имеют заряда. Оболочку ядра составляют электроны, которые практически не имеют веса. Эти частицы заряжены отрицательно.

Устройство ядра

Протоны, нейтроны и электроны — 3 главные составляющие атома. Количество этих частиц для каждого элемента можно найти в периодической таблице Д. И. Менделеева. Численность протонов и электронов равна порядковому номеру в системе. Это определяет его принадлежность к определенному веществу. Число нейтронов равно разности относительной атомной массы и порядкового номера. Это количество может варьироваться от нуля до нескольких десятков:

1. Протоны — элементарные частицы, обладающие положительным зарядом и имеющие массу 1,675 * 10 (в степени -24) г. Они участвуют в образовании ядра и принимают участие в термоядерных реакциях.
2. Нейтроны — электронейтральные (не имеющие заряда) частицы ядра атома с массой равной 1,673 * 10 (в степени -24) г. Они входят в состав центральной части.
3. Электроны — отрицательно заряженные частицы, расположенные на энергетических уровнях вокруг ядра. Они образуют электронную оболочку атома.

Основные свойства

Каждый химический элемент состоит из атомов, имеющих определенный заряд ядра (количество протонов). Однако часто встречаются разновидности, которые, будучи одинаково заряженными, имеют разную атомную массу. Такие вещества называют изотопами, они определены и известны для каждого элемента. Это понятие происходит от греческого isos — «равный», topos — «место», так как они занимают одно и то же положение в периодической системе, поэтому атомные массы в периодической таблице являются средним значением всех изотопов определенного вида атомов.

Из этого важного факта следует, что самой важной отличительной чертой химического элемента является заряд ядра и количество протонов и электронов. Атомные массы не могут быть основной характеристикой, поскольку они подвержены изменениям. Численность нейтронов (n) в каждом изотопе разная, именно поэтому появляется разница в весе.

Некоторые атомы обладают свойством непроизвольно излучать невидимые глазу частицы. Это явление называется радиоактивностью и проявляется у нестабильных изотопов, когда радиус ядра больше длины действия сильных взаимодействий.

Исторические модели

В течение долгого времени ученые пытались наглядно представить, как могут выглядеть атомы. Чтобы доказать верность модели, необходимо выдвинуть теорию, обосновать ее и подтвердить экспериментами. Ученый выдвигает предположения, что должно происходить, если его идея верна. Если в ходе эксперимента эти прогнозы подтверждаются, теорию можно считать правильной. По мере поступлений новых сведений об устройстве веществ, представления науки меняются:

1. В 1904 году Дж. Томсон предложил свою модель атома — «Пудинг с изюмом». Теория предполагала, что внутри положительно заряженного тела находились отрицательные электроны. Необычное название происходит от сходства частиц с изюмом в традиционном английском пудинге по их произвольному расположению в нем. Позже Резерфорд опроверг эту модель.
2. Почти одновременно с Томсоном разработал свою идею японский физик Нагаока. Он построил раннюю планетарную модель атома (она имела сходство с планетой Сатурн). По схеме кольца, состоящие из электронов, вращались вокруг ядра с положительным зарядом. Позже было доказано, что теория неверна.
3. В 1911 году Э. Резерфорд после многих опытов пришел к выводу, что атом по своему строению напоминает планетарную систему, так как электроны перемещаются вокруг ядра по осям, подобно планетам.

Парадокс заключался в том, что, несмотря на опытные доказательства, модель противоречила правилам классической науки. По законам обычной механики электроны должны были бы падать на ядро вследствие потери энергии. После этого датский физик Нильс Бор доказал, что они удерживаются на «орбите» ядра за счет его положительного заряда. Электроны не излучают энергию.

Таким образом, люди выяснили, что внутри атомов действуют совсем другие законы природы. Это послужило началом новой отрасли науки — квантовой механики, правила которой отличаются от классической. А планетарная теория получила название модель Бора-Резерфорда.

Строение электронных оболочек

Электроны, вращаясь вокруг ядра, расположены на определенных уровнях, отдаленно напоминающим орбиты, по которым планеты вращаются вокруг Солнца. Сходство это чисто условное, так как большую часть времени эти частицы летают по непредсказуемым траекториям. Но все-таки хаотичное движение электронов происходит внутри определенной области, которую ученые называют орбиталь. Количество их у разных элементов разное. Число орбиталей для какого-то определенного элемента совпадает с номером периода, в котором он расположен в периодической таблице.

Также установлено максимальное количество заряженных частиц на определённых электрических уровнях. На первом (самом близком к ядру) слое могут находиться максимум 2 электрона, во втором — 8, в третьем — 18, в четвертом — 32. Максимальное число отрицательно заряженных частиц можно определить по формуле 2 (n*n), где n — номер энергетического уровня.

Слой, в котором находиться максимальное для него количество электронов, называется завершенным электронным уровнем.

С таким представлением об электронной оболочке связано свойство валентности. По определению, термин означает способность атомов вступать в химические связи с другими элементами. Это происходит за счет незаполненных мест электронных оболочек. Электроны способны отрываться и улетать, подобно кометам в космосе. Атомов всегда стремятся заполнить эти пустоты за счет свободных электронов других веществ. Таким образом происходит процесс химических связей и образования новых соединений.

Примеры описания

Атом водорода (H) имеет в периодической системе Д. И. Менделеева порядковый номер 1, соответственно, заряд ядра равен +1, элемент имеет один энергетический слой, в котором движется 1 электрон (e). Так как на первом s-уровне могут находиться 2 e, а у H он только 1, значит, здесь незавершенный электронный уровень.

Следующий элемент в периоде под номером 1 — гелий (He), следовательно он имеет заряд ядра +2, один электронный уровень, но с двумя отрицательно заряженными частицами и энергетический уровень завершен.

Современные направления исследований

В настоящее время ученые работают на субатомном уровне, то есть изучают частицы, которые во много раз меньше атомов. К ним относятся кварки, фотоны, глюоны. Эти, казалось бы, совсем незаметные частицы способны выделять огромную энергию. Свойства их еще практически не исследованы. Ученые ставят сложнейшие опыты, сталкивая частицы друг с другом в огромных установках-ускорителях.

СТРОЕНИЕ АтОмА реферат по химии | Сочинения Химия

Скачай СТРОЕНИЕ АтОмА реферат по химии и еще Сочинения в формате PDF Химия только на Docsity! Министерство общего и профессионального образования Российской Федерации Управление Образования Администрации Аксайского района Вечерняя общеобразовательная школа РЕФЕРАГ н на тему «СТРОЕНИЕАТОМА» н сн нс м: нс сн “7. 7 Выполнила: |Попова Ольга Сергеевна Проверила: Аксай 2007 г. Содержание: Введение………………………………………………………….. стр. 3 Основные законы и понятия химии ……………………………. стр. 4 Ядерная модель строения атома………………………………… стр. 8 Атом Резерфорда…………………………………………………. стр. 8 Модель атома Бор-Резерфорд……………………………………. стр. 10 Модель кристалла………………………………………………. стр.11 Характеристика поведения электронов в атомах………………. стр. 14 Представление о содержащихся в веществах электрических частицах…………………………………………………………… стр. 15 Свойства электрона………………………………………………. стр. 16 Общие принципы заполнения электронных оболочек атомов элементов по периодам…………………………………………… стр. 16 Ядра атомов……………………………………………………… стр. 17 Протон и нейтрон………………………………………………… стр. 18 Строение атомных ядер…………………………………………. стр. 18 Атомная орбиталь………………………………………………… стр. 18 Заключение……………………………………………………….. стр. 18 Список использованной литературы……………………………. стр. 20 Основные законы и понятия химии. Закон сохранения массы. Исключительное значение для химии имело 0 0 1 Fустановление закона сохранения массы, являющегося след ствием 0 0 1 Fвсеобщего естественного закона сохранения материи и дви жения, сформулированного М. В.Ломоносовым (1711-1765 гг.) как всеобщий естественный закон в 1748 г. в письме к Д. Эйлеру: “Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому, ежели, где убудет несколько материи, то умножится в другом месте… Сей всеобщий закон простирается и в самые пра 0 01 Fвила движения; ибо тело, движущее своей силой другое, столько же он у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движе ние получает.” Это положение, высказанное в виде философской концепции. М. В. Ломоносов подтвердил экспериментально в 1756 г., повторив опыты Р. Боиля по прокаливанию металлов в запаянных стеклянных сосудах (ретортах). Русс кий ученый установил, что если сосуд, содержащий металл, взвесить до и после прокаливания, не вскрывая его, то масса остается без изменений. При нагревании же металла во вскрытой реторте масса увеличивается за счет его с оединения с воздухом, проникающим в сосуд. Аналогичных выводы на основе экспериментом по прокаливанию м еталлов сделал в 1777 г. и А. Лавуазье (1743-1794 гг.), который (после открыт ия и 1774 г. Д. Пристли кислорода) уже знал качественный и количественный состав воздуха. Например, оксид углерода (IV) можно получить по любой и 0 01 Fз ука занных ниже реакций: С+О2=СО2; 2СО+02=2С02; СаСОз=С02+СаО В химически чистом образце этого оксида всегда содержится 27,29% С и 72,71% 0 01 F О. Отклонение от указанного состава свидетель ствует о присутствии примесей. Утверждение, обратное закону о постоянстве состава 0 0 1 Fвеществ: каждому определенному составу отве чает только одно химическое соединение, неверно. Действительно, диметиловый эфир и этиловый спирт имеют одинаковый химический состав – С2НбО, но отличаются друг от друга структурой молекул, т. е. порядком соединения в них атомов (изомеры). Закон эквивалентов. Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам (В. Рихтер, 1792-1794 гг.). Понятие эквивалента введено в химию для 0 0 1 Fсопоставления соединительной способности раз личных элементов. Эквивалентом химического элемента называют такую его массу, которая соединяется с 1,008 ч. м. 0 01 F (части массы) во дорода или 8 ч. м. кислорода или з 0 0 1 Fамещает эти массы в соедине ниях* Отметим, что один и тот же элемент может иметь не один, а 0 01 Fне сколько эквивалентов. Так, эквивалент углерода в оксиде углерода (IV) равен трем, а в оксиде углерода (II) – шести. 0 0 1 FПонятие эквивалента можно распространить и на сложные соеди нения типа кислот, солей и оснований. Эквивалентом сложного соединения называют массу этого 0 0 1 Fсоеди нения, содержащую эквивалент водорода (кислоты) или эквивалент металлической составной части (основания, соли). 0 0 1 FВ общем виде закон эквивалентов можно сформулировать следую щим образом: Во всех химических реакциях взаимодействие различных веществ друг 0 0 1 Fс другом происходит в соответствии с их эквивалентами, неза висимо от того, являются ли эти вещества простыми или сложными. Закон кратных отношений. Если два элемента образуют друг с Другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа (Д. Дальтон, 1803 г.). Д. Дальтон (1776-1844 гг.) в дальнейшем, используя 0 4 3 E 0 4 4 2 0 4 3 A 0 4 4 0 0 4 4 B тый им закол кратных отношений, закон эквивалентов и закон 0 0 1 Fпосто янства состава, создал новую версию атомистической теории, основан ную на количественных соотношениях, возникающих при 0 0 1 Fвзаимодей ствии между химическими элементами. Нетрудно убедиться, что закон кратных отношений представляет собой дальнейшее развитие закона эквивалентов, 0 4 3 E 0 4 4 1 0 4 3 D 0 4 3 E 0 4 3 2 0 4 3 0 0 4 3 D 0 4 3 D 0 4 3 E 0 4 3 5 0 4 3 D 0 4 3 0 0 4 3 F 0 4 3 E 0 4 4 1 ледовательном анализе рядов химических соединений, образующихся при взаимодействии друг с другом двух 0 4 3 B 0 4 4 E 0 4 3 1 0 4 4 B 0 4 4 5 0 4 4 5 0 4 3 8 0 4 3 C 0 4 3 8 0 4 4 7 0 4 3 5 0 4 4 1 0 4 3 A 0 4 3 8 0 4 4 5 0 4 4 D 0 4 3 B 0 4 3 5 0 4 3 C 0 4 3 5 0 4 3 D тов. В простейшем случае указанный ряд может состоять из двух соединений. Например, при вз аимодействии углерода и кислорода: образуются два соединения: оксид углерода (II) и оксид углерода- (IV). Доказательство постоянства состава для самых разнообразных хими ческих соединении уже являлось само по себе свидетельством в пользу дискретного строения материи. Применение же закона постоянства состава для анализа любого из указанных рядов показывает, что существование дв 0 0 1 Fух (или нескольких) соединений, обра зующихся при взаимодействии любой пары химических элементов, возможно лишь в том случае, когда состав соединений буде 0 01 Fт отли чаться один от другого на целые атомы. Естественно, что эти разли 0 01 Fчия в составе химических соединений ряда, впрочем, как и сами основные законы химии, справедливы лишь при условии, что материя действительно состоит из мельчайших неделимых частиц. Выдвигая новую версию атомистической теории, опирающуюся на основные химические законы, и отдавая дань 0 01 F уважения древнегре ческим философам- атомистам, Д. 0 01 F Дальтон сохранил предложен ное ими название для мельчайших неделимых частиц материи – атом. И наконец, использование закона постоянства состава и закона кратных отношений позволило Д. Дальтону установить значения относительных атомных масс элементов, принимая за единичную – массу атома водорода. Так, том Дальтона, обладающий конкретным материальным 0 01 Fсвой ством – атомной массой, из отвлеченной модели превратился в 0 01 Fконк ретное химическое понятие. С введением в химию понятия “атомная масса” наука переходит на более высокую ступень своего развития. 0 0 1 FВместе с тем атомистика Дальтона еще не свободна от недос татков: в ней нет места молекулам, а существуют только “сложные атомы ”. Закон объемных отношений и закон Авогадро. 0 01 F Объемы вступаю щих в 0 0 1 Fреакцию газов относятся друг к другу, а также к объему полу чающихся газообразных продуктов как простые целые числа (Ж. Гей-Люссак, 1805 г.). 0 0 1 FЭтот закон находится в серьезном про тиворечии с выводами атомистики Дальтона. Для объяснения наблюдавшихся Ж. Гей-Люссаком 0 01 F законо мерностей соединения газов оказалось необходимым предположить следующее: 1) любые газы (в том числе и простые) состоят не из атомов, а из молекул; 2) 0 01 F в равных объемах различных газов при одинаковых темпера туре и давлении содержится одинаковое число молекул. Последнее утверждение, высказанное итальянским ученым А. А во га дров 1811 г., вошло в химию под именем закона Авогадро. Однако в начале 19 в. 0 0 1 Fэти воззрения не получили должно го признания: даже крупные химики того времени Д. Дальтон и И. Берцелиус отрицали возможность существования молекул, состоящих из нескольких одинаковых атомов. Прошло еще полвека, прежде чем на 1 Международном съезде химиков, состоявшемся в Карлсруэ (Германия) в сентябре 1860 г., были окончате 0 01 Fльно приня ты основные 0 0 1 Fхимические представления (понятия об атомах и моле кулах), зародившиеся в виде философского учения в Древней Греции (Левкипп, Демокрит, Эпикур), 0 0 1 Fвпервые развитые в виде на учной концепции Д. Дальтоном, подтвержденные опытами Ж. Пруста, Ж. Гей-Люссака и окончательно 0 0 1 Fсформулирован ные в трудах А. Авогадро и его ученика С.Канниццаро. Таким образом, основные положения атомно-молекулярного учения можно сформулировать следующим образом: Все вещества состоят из атомов. Атомы каждого вида одинаковы между собой, но отличаются от атомов любого другого вида. каждой частицы равнялась 0,00055 углеродной частицы. Заряд равняется 1,602 на 10 в минус 19 степени. Особенно замечательно, что масса частиц и величина их заряда не зависит ни от природы газа, остающегося в трубке, ни от вещества из которого сделаны электроды, ни от прочих условий опыта. Кроме того, катодные частицы известны только в заряженном состоянии и не могут существовать без своих зарядов, не могут быть превращены в электронейтральные частицы: электрический заряд составляет, самую сущность их природы. Эти частицы получили название электронов. В катодных трубках электроны отделяются от катода под влиянием электрического заряда. Но они могут возникать и вне всякой связи с электрическим зарядом. Так, например при электронной эмиссии металлы испускают электроны; при фотоэффекте многие вещества также выбрасывают электроны. Выделение электронов самыми разнообразными веществами указывает на то, что эти частицы входят в состав всех атомов; следовательно атомы являются сложными образованиями, построенными из более мелких «составных частей». Изучение строения атома практически началось в 1897-1898 гг., после того как была окончательно установлена природа катодных лучей как потока электронов и были определены величина заряда и масса электрона. Факт выделения электронов самыми разнообразными веществами приводил к выводу, что электроны входят в состав всех атомов. Но атом, как известно, электрически нейтрален, из этого следовало, что в его состав должна была входить ещё одна составная часть, уравновешивавшая сумму отрицательных зарядов электронов. Эта положительно заряженная часть атома была открыта в 1911 г. Резерфордом при исследовании движения α – частиц в газах и других веществах. α – частицы, выбрасываемые веществами активных элементов представляют собой положительно заряженные ионы гелия, скорость движения которых достигает 20000 км/сек. Благодаря такой огромной скорости α -частицы, пролетая через воздух и сталкиваясь с молекулами газов, выбивают из них электроны. Молекулы, потерявшие электроны, становятся заряженными положительно, выбитые же электроны тотчас присоединяются к другим молекулам, заряжая их отрицательно. Таким образом, в воздухе на пути α – частиц образуются положительно и отрицательно заряженные ионы газа. Способность α -частиц ионизировать воздух была использована английским физиком Вильсоном для того, чтобы сделать видимыми пути движения отдельных частиц и сфотографировать их. Впоследствии аппарат для фотографирования частиц получил название камеры Вильсона. (Первый трековый детектор заряженных частиц. Изобретена Ч. Вильсоном в 1912. Действие Вильсона камеры основано на конденсации пересыщенного пара (образовании мелких капелек жидкости) на ионах, возникающих вдоль следа (трека) заряженной частицы. В дальнейшем вытеснена другими трековыми детекторами.) Исследуя пути движения частиц с помощью камеры, Резерфорд заметил, что в камере они параллельны (пути), а при пропускании пучка параллельных лучей через слой газа или тонкую металлическую пластинку, они выходят не параллельно, а несколько расходятся, т.е. происходит отклонение частиц от их первоначального пути. Некоторые частицы отклонялись очень сильно, некоторые вообще не проходили через тонкую пластинку. Модель атома Бор-Резерфорд. Исходя из этих наблюдений, Резерфорд предложил свою схему строения атома: в центре атома находится положительное ядро, вокруг которого по разным орбиталям вращаются отрицательные электроны. Центростремительные силы, возникающие при их вращении удерживают их на своих орбиталях и не дают им улететь. Эта модель атома легко объясняет явление отклонения α – частиц. Размеры ядра и электронов очень малы по сравнению с размерами всего атома, которые определяются орбитами наиболее удаленных от ядра электронов; поэтому большинство α -частиц пролетает через атомы без заметного отклонения. Только в тех случаях, когда α -частицы очень близко подходит к ядру, электрическое отталкивание вызывает резкое отклонение ее от первоначального пути. Таким образом, изучение рассеяние α -частиц положило начало ядерной теории атома. Одной из задач, стоявших перед теорией строения атома в начале ее развития, было определение величины заряда ядра различных атомов. Так как атом в целом электрически нейтрален, то, определив заряд ядра, можно было бы установить и число окружающих ядро электронов. В решении этой задачи этой большую помощь оказало изучение спектров рентгеновских лучей. Рентгеновские лучи возникают при ударе быстро летящих электронов о какое-либо твердое тело и отличаются от лучей видимого света только значительно меньшей длиной волны. В то время как короткие световые волны имеют длину около 4000 ангстремов (фиолетовые лучи), длины волн рентгеновских лучей лежат в пределах от 20 до 0,1 ангстрема. Чтобы получить спектр рентгеновских лучей, нельзя пользоваться обыкновенной призмой или дифракционной решеткой. (Дифракционная РЕШЕТКА, оптический прибор; совокупность большого количества параллельных щелей в непрозрачном экране или отражающих зеркальных полосок (штрихов), равноотстоящих друг от друга, на которых происходит дифракция света. Дифракционная решетка разлагает падающий на нее пучок света в спектр, что используется в спектральных приборах. ) Для рентгеновских лучей требовалась решётка с очень большим количеством делений на один миллиметр (примерно 1млн./1мм.). Такую решётку искусственно приготовить было невозможно. В 1912 г. у швейцарского физика Лауэ возникла мысль использовать кристаллы в качестве дифракционной решетки для рентгеновских лучей. Модель кристалла. Упорядоченное расположение атомов в кристалле и малое расстояние между ними давало повод предполагать что как раз кристаллы и подойдут на роль требуемой дифракционной решётки. Опыт блестяще подтвердил предположение Лауэ, вскоре удалось построить приборы, которые давали возможность получать спектр рентгеновских лучей почти всех элементов. Для получения рентгеновских спектров антикатод в рентгеновских трубках делают из того металла, спектр которого хотят получить, или же наносят соединение исследуемого элемента. Экраном для спектра служит фотобумага; после проявления на ней видны все линии спектра. В 1913 г. английский ученый Мозли, изучая рентгеновские спектры нашел соотношение между длинами волн рентгеновских лучей и порядкового номерами соответствующих элементов – это носит название закона Мозли и может быть сформулировано следующим образом: Корни квадратные из обратных значений длин волн находятся в линейной зависимости от порядковых номеров элементов. Еще до работ Мозли некоторые учёные предполагали, что порядковый номер элемента указывает число зарядов ядра его атома. В тоже время Резерфорд, изучая рассеивание F 06 1-частиц при прохождении через тонкие металлические пластинки, выяснил, что если заряд электрона принять за единицу, то выражаемый в таких единицах заряд ядра приблизительно равен половине атомного веса элемента. Порядковый номер, по крайне мере более легких элементов, тоже равняется примерно половине атомного веса. Все вместе взятое привело к выводу, что Заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента. Таким образом, закон Мозли позволил определить заряды атомных ядер. Тем самым, ввиду нейтральности атомов, было установлено и число электронов, вращающихся вокруг ядра в атоме каждого элемента. Модель Нильса Бора N=2n*n где n-номер слоя. Кроме того, установлено, что число электронов в наружном слое для всех элементов, кроме палладия, не превышает восьми, а в предпоследнем – восемнадцати. Электроны наружного слоя, как наиболее удаленные от ядра и, следовательно, наименее прочно связанные с ядром, могут отрываться от атома и присоединяться к другим атомам, входя в состав наружного слоя последних. Атомы, лишившиеся одного или нескольких электронов, становятся заряженные положительно, так как заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Наоборот атомы присоединившие электроны становятся заряженные отрицательно. Образующиеся таким путем заряженные частицы, качественно отличные от соответствующих атомов. называются ионами. Многие ионы в свою очередь могут терять или присоединять электроны, превращаясь при этом или в электронейтральные атомы, или в новые ионы с другим зарядом. Теория Бора оказала огромные услуги физике и химии, подойдя, с одной стороны, к раскрытию законов спектроскопии и объяснению механизма лучеиспускания, а с другой – к выяснению структуры отдельных атомов и установлению связи между ними. Однако оставалось еще много явлений в этой области, объяснить которые теория Бора не могла. Движение электронов в атомах Бор представлял как простое механическое, однако оно является сложным и своеобразным. Это своеобразие было объяснено новой квантовой теорией. Отсюда и пошло: «Карпускулярно- вролновой дуализм». Характеристика поведения электронов в атомах. Теория Бора оказала огромные услуги физике и химии. Однако оставалось еще много явлений в этой области, объяснить которые теория Бора не могла. Движение электронов в атомах рисовалось Бору до известной степени как простое механическое перемещение, между тем как оно является весьма сложным и своеобразным. Своеобразие движения электронов было раскрыто новой теорией – квантовой, или волновой, механикой. Квантовая механика показывает, что законы движения электронов имеют много общего с законами распространения волн. Атомы различных элементов характеризуются определенным значением заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по энергетическим уровням. Поведение электронов в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: 1) Главное квантовое число n определяет уровень энергии, которому отвечает данная орбита, и ее удаленность от ядра. Число может принимать значения ряда натуральных чисел (в реальных атомах от одного до семи). Эти числа соответствуют электронным слоям атома или его энергетическим уровням, которые обозначаются прописными буквами латинского алфавита: 1 2 3 4 5 6 7 К L M N O P Q Помимо главного квантового числа, состояние электрона в атоме характеризуется еще тремя другими квантовыми числами: l, m, s. 2) Орбитальное, побочное или азимутальное квантовое число l характеризует момент количества движения электрона относительно центра орбиты. Оно определяет форму электронного облака (форму орбиты), его сплошность или разрывы и его вытянутость. Принимает целые значения от 0 до (n-1). Для данного значения n имеется n различных орбиталей, т.е. число значений l определяет количество атомных орбиталей. Энергетические подуровни обозначаются следующим образом: 0 1 2 3 s p d f 3) Магнитное квантовое число m определяет положение плоскости орбиты электрона в пространстве или, в соответствии с представлениями волновой механики, то направление, в котором вытянуто электронное облако. Может принимать целые значения от -l до l (включая 0), всего (2*l+1) значений. Число значений m определяет число орбиталей данного (s-, p-, d-, f- типа). 4) Спиновое квантовое число s определяет направление вращения электрона, может принимать только два значения: 1/2 и -1/2. Изучению распределения электронов в атомах уделяется большое внимание, так как поведение атомов в химических реакциях в значительной мере зависит от того, насколько прочно их электроны удерживаются на своих орбиталях. Представление о содержащихся в веществах электрических частицах. Представление о содержащихся в веществах электрических частицах было высказано в качестве гипотезы английским ученым Г. Джонстоном Стонеем. Стоней знал, что вещества можно разложить электрическим током, – например, воду можно разложить таким способом на водород и кислород. Ему было известно также о работах Майкла Фарадея, установившего, что для получения некоторого количества элемента из того или иного его соединения требуется определенное количество электричества. Обдумывая эти явления, Стоней в 1874г. пришел к выводу о том, что они указывают на существование электричества в виде дискретных единичных зарядов, причем эти единичные заряды связаны с атомами. В 1891г. Стоней предложил название электрон для постулированной им единицы электричества. Экспериментально электрон был открыт в 1897г Дж. Дж. Томсоном (1856-1940) в Кембриджском университете. Свойства электрона. Электрон представляет собой частицу с отрицательным зарядом величиной –0,1602 10-18 Кл. Масса электрона равна 0,9108 10-30кг, что составляет 1/1873 массы атома водорода. Электрон имеет очень небольшие размеры. Радиус электрона точно не определен, но известно, что он значительно меньше 1·10-15м. В 1925г. было установлено, что электрон вращается вокруг собственной оси и что он имеет магнитный момент. Общие принципы заполнения электронных оболочек атомов элементов по периодам. Число электронов в электронейтральном атоме закономерно повышается при переходе элемента от Z к Z + 1. Эта закономерность подчиняется квантовой теории строения атома. Максимальная устойчивость атома, как системы электрических частиц, отвечает минимуму его полной энергии. Потому электроны при заполнении энергетических уровней в электромагнитном поле ядра будут занимать (застраивать) в первую очередь наиболее низкий из них (К – уровень; n=1). В электронейтральном невозбужденном атоме электрон в этих условиях имеет наименьшую энергию (и, соответственно, наибольшую связь с ядром). Когда К – уровень будет заполнен (1s2 – состояние, характерное для атома гелия), электроны начнут застраивать уровень L (n = 2), затем M – уровень (n=3). При данном n электроны должны застраивать сначала s-, затем p-, d- и т. д. подуровни. Вначале в качестве примера рассмотрим дейтрон. Это ядро атома тяжелого водорода, или атома дейтерия. Дейтрон имеет такой же электрический заряд, как и протон, но его масса приблизительно вдвое электрический заряд, как и протон, но его масса приблизительно вдвое превышает массу протона. Полагают, что дейтрон состоит из одного протона и одного нейтрона. Ядро атома гелия, которое также называют альфа – частицей или гелионом, имеет электрический заряд, в два раза превышающий заряд протона, и массу приблизительно в четыре раза больше массы протона. Считают, что альфа- частица состоит из двух протонов и двух нейтронов. Заключение. Открытия Резерфорда и Бора являются фундаментальными и имеют огромное значение для современной физики и для всего человечества. История науки учит, что всякий раз, когда человечество овладевает очередной ступенькой лестницы, ведущей в глубь вещества, это приводит к открытию нового, еще более мощного вида энергии. Горение и взрыв связаны с перестройкой молекул. Внутриатомные процессы сопровождаются выделением в миллионы раз большей энергии. Еще большее выделение энергии происходит на уровне элементарных частиц. А что будет на следующих ступенях? Открытия Резерфорда и Бора доказали, что атом не есть неделимая частица, и дают возможность современной физике ответить на этот вопрос. Список использованной литературы: Кедров Ф. Эрнест Резерфорд. М.: Атомиздат, 1965. Кульман А. Г., Общая химия- М: Наука, 1982. Некрасов Б. В., Основы общей химии-М: Химия, 1973. Полинг Л., Полинг П. Химия –М: Мир, 1978. Резерфорд Эрнест. Избранные научные труды. М., 1971.

Атомная структура Определение и значение

• Основные определения
• Викторина
• Примеры
• Британский

Показывает уровень сложности слова.

Сохрани это слово!

Показывает уровень сложности слова.

сущ. Физика.

структура атома, теоретически состоящая из положительно заряженного ядра, окруженного и нейтрализованного отрицательно заряженными электронами, вращающимися по орбитам на различных расстояниях от ядра, строение ядра и расположение электронов различаются у различных химических элементов.

ВИКТОРИНА

Сыграем ли мы в «ДОЛЖЕН» ПРОТИВ. “ДОЛЖЕН” ВЫЗОВ?

Должны ли вы пройти этот тест на «должен» или «должен»? Это должно оказаться быстрым вызовом!

Вопрос 1 из 6

Какая форма используется для указания обязательства или обязанности кого-либо?

Происхождение атомной структуры

Впервые записано в 1895–1900 гг. , атомизм

Dictionary.com Полный текст На основе Random House Unabridged Dictionary, © Random House, Inc. 2022

Как использовать атомную структуру в предложении

• «Он учится исключительно на атомной структуре, не используя никакой другой информации… и не делает никаких предположений о том, какая структура особенности могут быть важны», — говорят авторы.

  Глубокое обучение решает еще одну ключевую загадку биологии: структура РНК|Веер ракушек|31 августа 2021 г.|Центр Singularity 

• Итак, один из ключей к созданию материалов с худшими проводниками и лучшими изоляторами — это изменение атомной структуры материала.

  Худший в мире проводник может изменить правила игры в условиях климатического кризиса|Клэр Мальдарелли|23 июля 2021 г.|Popular-Science

• Атомная структура графита не подходит для удержания жидкостей на месте, алмазы превращаются в графит, эти жидкости выделяются в виде газа.

  Алмазы содержат остатки древней атмосферы Земли|Монро Хаммонд|20 июля 2021 г.|Popular-Science

• Как химические примеси, так и атомная структура играют роль в цвете из-за того, как они изменяют спектр поглощения света минералом.

  Как минералы и горные породы отражают радугу, светятся в темноте и поражают воображение|Лорен Леффер|28 июня 2021|Популярная наука

• одетые модели, демонстрирующие последние достижения европейского минимализма.

  Самый трагический призрак Нью-Йорка любит минималистскую шведскую моду|Нина Строхлич|8 января 2015 г.|DAILY BEAST

• Черных американцев считают расой; другой — расизм как социальная структура.

  Ни богов, ни копов, ни господ|Джеймс Пулос|1 января 2015|DAILY BEAST

• Следуя этой цепочке рассуждений до ее логического завершения, путь к достижению мира во всем мире состоит в том, чтобы дать всем атомные бомбы.

  Санта терпит неудачу еще раз|P. Дж. О’Рурк|27 декабря 2014 г.|DAILY BEAST

• Это происходит не из-за плохих лидеров или поляризованной политики, а из-за того, что структура управления имеет фатальные недостатки.

  Красная лента душит добрых самаритян|Филип К. Ховард|27 декабря 2014|DAILY BEAST

• И структура аккордов для тех из вас, кто играет на музыкальных инструментах, неожиданна и заслуживает внимания.

  Да, я люблю рождественскую музыку. Перестаньте смеяться.|Майкл Томаски|24 декабря 2014 г. |DAILY BEAST

• Но жилище означает особый вид строения – здание, занимаемое человеком, – место, где он живет.

  Ассимиляционная память|Маркус Дуайт Ларроу (он же профессор А. Луазетта)

• Здание, похожее на мечеть значительных размеров, располагалось посреди манговой рощи.

  Красный год|Луи Трейси

• Не успел я наступить на хрупкую конструкцию, как она внезапно и необъяснимо рухнула посередине.

  The Pit Town Coronet, Volume I (из 3)|Charles James Wills

• Однако в обычной работе безопаснее основывать различие на размере, чем на структуре.

  Руководство по клинической диагностике|Джеймс Кэмпбелл Тодд

• Они сочетают фиксацию с процессом окрашивания и по-разному окрашивают каждую нормальную и аномальную структуру в крови.

  Руководство по клинической диагностике|Джеймс Кэмпбелл Тодд

Британский словарь определений атомной структуры

атомная структура

существительное

понятие атома как центрального положительно заряженного ядра, состоящего из протонов и нейтронов количество электронов. Количество электронов равно количеству протонов: таким образом, вся сущность электрически нейтральна

Английский словарь Коллинза – полное и полное цифровое издание 2012 г. © William Collins Sons & Co. Ltd., 1979, 1986 © HarperCollins Издатели 1998, 2000, 2003, 2005, 2006, 2007, 2009, 2012

Атомная структура и изотопы | Химия на количественном языке: основы общих химических расчетов

Фильтр поиска панели навигации Oxford AcademicChemistry in Quantitative Language: Fundamentals of General Chemistry CalculationsAnalytical ChemistryBooksJournals Термин поиска мобильного микросайта

Закрыть

Фильтр поиска панели навигации Oxford AcademicChemistry in Quantitative Language: Fundamentals of General Chemistry CalculationsAnalytical ChemistryBooksJournals Термин поиска на микросайте

Расширенный поиск

• Иконка Цитировать Цитировать

• Разрешения

• Делиться
  • Твиттер
  • Подробнее

Cite

Ориахи, Кристофер О,

‘Atomic Structure and Isotopes’

,

Chemistry in Quantitative Language: Fundamentals of General Chemistry Calculations

(

New York,

2009;

online edn,

Oxford Academic

, 12 Nov. 2020

), https://doi.org/10.1093/oso/9780195367997.003.0007,

, по состоянию на 30 сентября 2022 г.

Выберите формат Выберите format.ris (Mendeley, Papers, Zotero).enw (EndNote).bibtex (BibTex).txt (Medlars, RefWorks)

Закрыть

Фильтр поиска панели навигации Oxford AcademicChemistry in Quantitative Language: Fundamentals of General Chemistry CalculationsAnalytical ChemistryBooksJournals Термин поиска мобильного микросайта

Закрыть

Фильтр поиска панели навигации Oxford AcademicChemistry in Quantitative Language: Fundamentals of General Chemistry CalculationsAnalytical ChemistryBooksJournals Термин поиска на микросайте

Advanced Search

Abstract

Джон Дальтон предложил свою теорию атома в 1808 году на основе экспериментальных данных и химических законов, известных в его время. Теория утверждает, что: 1. Все химические элементы состоят из крошечных неделимых частиц, называемых атомами. 2. Атомы не могут быть созданы или уничтожены. Химические реакции только меняют способ соединения атомов. 3. Атомы одного и того же элемента во всех отношениях одинаковы и имеют одинаковые массы и физико-химические свойства. Атомы разных элементов имеют разную массу, а также разные физические и химические свойства. 4. Соединение элементов с образованием соединения происходит между небольшими целочисленными соотношениями атомов. Теория Дальтона привела к формулировке закона сохранения массы и закона кратных пропорций. В химической реакции вещество не создается и не разрушается. Масса продуктов равна массе реагентов. Если два элемента образуют между собой более одного соединения, массы одного элемента, которые соединяются с фиксированной массой второго элемента, находятся в отношении целых чисел. Азот и кислород объединяются, образуя различные соединения, такие как NO, NO2 и N2O. Согласно этому закону число атомов азота к кислороду в этих соединениях должно быть простым отношением двух небольших целых чисел. Это один из основных законов стехиометрии, как мы увидим в главе 9.. Атом состоит из центрального ядра, которое содержит примерно 99,9% общей массы атома, и окружающего его облака электронов. Ядро состоит из двух видов частиц, протонов и нейтронов, которые в совокупности известны как нуклоны. Протон заряжен положительно, а нейтрон электрически нейтрален. Электроны имеют отрицательный заряд и окружают ядро ​​«оболочками» определенных энергетических уровней. (Примечание: уровень энергии будет обсуждаться в главе 10.) В нейтральном (непрореагировавшем) атоме число электронов равно числу протонов, поэтому атом имеет нулевой заряд.

Ключевые слова: атомный номер (Z), нейтрон, протон

Предмет

Аналитическая химия

В настоящее время у вас нет доступа к этой главе.

Войти

Получить помощь с доступом

Получить помощь с доступом

Доступ для учреждений

Доступ к контенту в Oxford Academic часто предоставляется посредством институциональных подписок и покупок. Если вы являетесь членом учреждения с активной учетной записью, вы можете получить доступ к контенту одним из следующих способов:

Доступ на основе IP

Как правило, доступ предоставляется через институциональную сеть к диапазону IP-адресов. Эта аутентификация происходит автоматически, и невозможно выйти из учетной записи с IP-аутентификацией.

Войдите через свое учреждение

Выберите этот вариант, чтобы получить удаленный доступ за пределами вашего учреждения. Технология Shibboleth/Open Athens используется для обеспечения единого входа между веб-сайтом вашего учебного заведения и Oxford Academic.

1. Нажмите Войти через свое учреждение.
2. Выберите свое учреждение из предоставленного списка, после чего вы перейдете на веб-сайт вашего учреждения для входа.
3. Находясь на сайте учреждения, используйте учетные данные, предоставленные вашим учреждением. Не используйте личную учетную запись Oxford Academic.
4. После успешного входа вы вернетесь в Oxford Academic.

Если вашего учреждения нет в списке или вы не можете войти на веб-сайт своего учреждения, обратитесь к своему библиотекарю или администратору.

Войти с помощью читательского билета

Введите номер своего читательского билета, чтобы войти в систему. Если вы не можете войти в систему, обратитесь к своему библиотекарю.

Члены общества

Доступ члена общества к журналу достигается одним из следующих способов:

Войти через сайт сообщества

Многие общества предлагают единый вход между веб-сайтом общества и Oxford Academic. Если вы видите «Войти через сайт сообщества» на панели входа в журнале:

1. Щелкните Войти через сайт сообщества.
2. При посещении сайта общества используйте учетные данные, предоставленные этим обществом. Не используйте личную учетную запись Oxford Academic.
3. После успешного входа вы вернетесь в Oxford Academic.

Если у вас нет учетной записи сообщества или вы забыли свое имя пользователя или пароль, обратитесь в свое общество.

Вход через личный кабинет

Некоторые общества используют личные аккаунты Oxford Academic для предоставления доступа своим членам. Смотри ниже.

Личный кабинет

Личную учетную запись можно использовать для получения оповещений по электронной почте, сохранения результатов поиска, покупки контента и активации подписок.

Некоторые общества используют личные аккаунты Oxford Academic для предоставления доступа своим членам.

Просмотр ваших зарегистрированных учетных записей

Щелкните значок учетной записи в правом верхнем углу, чтобы:

• Просмотр вашей личной учетной записи и доступ к функциям управления учетной записью.
• Просмотр институциональных учетных записей, предоставляющих доступ.

Выполнен вход, но нет доступа к содержимому

Oxford Academic предлагает широкий ассортимент продукции. Подписка учреждения может не распространяться на контент, к которому вы пытаетесь получить доступ. Если вы считаете, что у вас должен быть доступ к этому контенту, обратитесь к своему библиотекарю.

Ведение счетов организаций

Для библиотекарей и администраторов ваша личная учетная запись также предоставляет доступ к управлению институциональной учетной записью. Здесь вы найдете параметры для просмотра и активации подписок, управления институциональными настройками и параметрами доступа, доступа к статистике использования и т. д.

Покупка

Наши книги можно приобрести по подписке или приобрести в библиотеках и учреждениях.

Информация о покупке

Atomic Structure — Beautiful Chemistry

От атомной теории к квантовой механике

Атомная теория существует уже давно. Однако с момента создания древнегреческими философами в V веке до нашей эры и до возрождения такими учеными, как Бойль и Ньютон в эпоху Возрождения, атомная теория казалась более актуальной для философии и физики, но не очень полезной для объяснения химических свойств материи.

В начале 19 века теория химических элементов Лавуазье и закон постоянной пропорции химических соединений Пруста легли в основу теории атома Дальтона. В 1803 году Дальтон ясно описал свою теорию в своей записной книжке: 1) Химические элементы состоят из очень маленьких неделимых атомов. 2) Все атомы элемента одинаковы, атомы разных элементов различны, и разница заключается в весе атома. 3) Соотношения различных атомов в соединениях представляют собой простые числовые соотношения, такие как 1 : 2 или 2 : 3. Теория Дальтона дала четкое микроскопическое объяснение закону постоянной пропорции Пруста, и она была быстро принята химиками. Позже, с развитием аналитической химии, были определены все атомные массы и химические формулы соединений.

Открытие электрона в конце 19 века аннулировало неделимость атома Дальтона. В начале 20 века было предложено множество моделей внутреннего строения атома. В 1913 году Бор представил революционный квантовый атом, основанный на модели ядра Резерфорда и квантовой теории Планка. С помощью модели Бора спектр излучения атомарного водорода можно прекрасно объяснить с помощью очень простых математических уравнений. Модель Бора была триумфом квантовой теории в начале 20 века. Позднее создание квантовой механики полностью изменило наше представление об атомном мире. Сегодня ученые продолжают исследования строения атома. Физики-ядерщики работают над такими проблемами, как расположение протонов и нейтронов внутри ядра и каков предельный размер ядра. Теперь мы знаем, что протоны и нейтроны состоят из еще более мелких основных частиц (кварков). Проводя высокоэнергетические эксперименты в великолепных ускорителях частиц, физики частиц теперь ищут основные частицы материи и излучения (такие как видимый свет), чтобы ответить на главный вопрос: откуда берется материя?

Верхняя диаграмма: волна де Бройля.

Теория атома Дальтона. Греческие философы впервые представили примитивную атомистическую теорию в V веке до нашей эры. После эпохи Возрождения ученые, такие как Бойль и Гук, снова взялись за атомистическую теорию или п-что и использовали ее для объяснения природных явлений. Дальтон впервые подробно изложил свою атомную теорию в 1803 году. Два основных отличия его теории от предыдущих: 1) разные элементы состоят из разных атомов, 2) разные атомы имеют разный вес. В начале 1919 веке теория Дальтона получила широкое признание среди химиков, что способствовало развитию химии на теоретическом уровне. В своей книге «Новая система химической философии », опубликованной в 1808 году, Дальтон разработал круговой символ для каждого элемента, известного в его время, и использовал комбинацию этих символов для обозначения соединений (выше). Поскольку было трудно определить точные атомные массы, атомные отношения Дальтона для многих соединений были неверными. Здесь мы показываем только несколько его составных представлений с правильным соотношением атомов. [Ссылка на рисунок: Далтон, Дж. Новая система химической философии (1808 г.)].

Ранние модели строения атома. Атомы Дальтона представляют собой неделимые твердые сферы. Однако с тех пор, как Томсон открыл электрон в 1897 году, новые экспериментальные данные заставили ученых понять, что атомы могут иметь сложную внутреннюю структуру. В начале 20 века появилось много атомных моделей. Четыре из них представлены на рисунке выше, причем красный и синий цвета обозначают положительные и отрицательные заряды соответственно. Модель динамида, предложенная Ленардом в 1903 атом представляет собой пустую оболочку с динамидами в центре. Динамид состоит из одного положительного заряда и одного отрицательного заряда, соединенных вместе. Модель Сатурна, предложенная Хантаро Нагуока в 1904 году, атом похож на Сатурн, с электронами, вращающимися вокруг положительно заряженной сферы в центре. В модели сливового пудинга, предложенной Дж. Дж. Томсоном в 1904 г., атом состоит из положительно заряженной оболочки и электронов, встроенных в оболочку. В модели ядра, предложенной Резерфордом в 1911 году, атом состоит из положительно заряженного ядра в центре и электронов, движущихся вокруг него. Ядро очень маленькое, но содержит почти всю массу атома. [Ссылка на рисунок: Ихде, А. Дж. Развитие современной химии (1964)]

Квантовый атом Бора. В 1913 году Бор предложил новую квантовую модель атома, которая была одной из самых революционных теоретических моделей в истории науки. Квантовый атом Бора похож на микроскопическую солнечную систему с серией электронных орбиталей, вращающихся вокруг положительно заряженного ядра в центре. Каждая орбиталь характеризуется определенной энергией, причем орбитали с более низкой энергией ближе к ядру, а орбитали с более высокой энергией дальше от ядра. Электрон должен принадлежать определенной орбитали с такой же энергией, что и орбиталь. Электрон может переходить с одной орбитали на другую только в том случае, если он поглощает (с низкоэнергетической орбитали на высокоэнергетическую) или испускает (с высокоэнергетической орбитали на низкоэнергетическую) фотон и энергия фотона равна разность энергий двух орбиталей. Модель Бора дала прекрасное объяснение атомному спектру водорода (выше мы показали соответствующий электронный переход серий спектра водорода Лаймана, Бальмера и Пашена) и заложила основу для теории химической связи Льюиса. В 1922 декабря Бор был удостоен Нобелевской премии по физике за вклад в квантовую модель атома. [Ссылка на рисунок: Бор, Н. Фил. Маг. 26, 1 (1913)]

Атомные орбитали квантовой механики. Хотя квантовая модель Бора успешно объяснила некоторые свойства атомов водорода и других одноэлектронных ионов, таких как ион He, она была очень ограничена для многоэлектронных атомов. В 1920—30 де Бройль, В. Гейзенберг, И. Шрёдингер и другие физики создали квантовую механику, ставшую фундаментальной теорией для понимания атомного и молекулярного мира. В квантовой механике атомная орбиталь интерпретируется как возможность нахождения электрона вокруг ядра, которую можно рассчитать с помощью элегантного уравнения Шредингера. Чтобы сделать эти абстрактные математические понятия более интуитивными, химики обычно используют графику для представления атомных орбиталей. Для указанных выше орбиталей 3D-поверхности выбираются на основе изоповерхностей, внутри которых вероятность появления электрона равна 90%. (Ссылка на рисунок: трехмерные модели атомных орбит доктора С. Иммеля из Дармштадтского университета прикладных наук и технологий)

Другие темы

Химические символы

Атомная структура

Химические связки

Кристаллическая структура

Органическая молекулярная структура

Полимеры

Биомакромолекулы

Наночастицы

Углеродная наноструктура

Структура поверхности

Классные ресурсы | План подразделения атомной структуры

ПЛАН УРОКА по атомным спектрам, модели атома, изотопам, атомной теории, субатомным частицам, спектру излучения, электронам, орбиталям, ионам, планам единиц. Последнее обновление: 10 мая 2021 г.

Резюме

В библиотеке ресурсов AACT для занятий в средней школе есть все, что вам нужно для составления учебного плана для вашего класса: уроки, занятия, лабораторные работы, проекты, видео, модели и анимации. Мы создали модульный план, используя ресурсы AACT, который предназначен для обучения ваших студентов атомарной структуре.

Класс

Средняя школа

Цели

К концу этого раздела учащиеся должны уметь

• Объясните конкретные вклады Демокрита, Аристотеля, Джона Дальтона, Дж.Дж. Томсон, Эрнест Резерфорд, Нильс Бор, Эдвин Шредингер, Альберт Эйнштейн и Вернер Гейзенберг.
• Понимать прошлые и современные теории строения атома.
• Используйте количество протонов, нейтронов и электронов в элементе, чтобы предсказать идентичность атома.
• Вычислите атомную массу.
• Рассчитать атомный номер.
• Понять значение иона .
• Рассчитайте молярную массу вещества.
• Рассчитайте количество молей соединения в данной массе.
• Рассчитайте количество молекул соединения в заданной массе.
• Поймите концепцию крота.
• Преобразование данных массы элемента или соединения в значения молей, атомов или молекул.
• Объясните, как была определена атомная масса элемента в таблице Менделеева.
• Дайте определение изотопа .
• Точно рассчитайте среднюю атомную массу элемента, зная атомную массу каждого изотопа и его распространенность.
• Объясните значение средневзвешенного значения и вычислить его.
• Определите, какие субатомные частицы влияют на атомную массу атома.
• Определите атомную массу по смеси изотопов.
• Обсудите массовое число по отношению к протонам и нейтронам атома.
• Понять закон сохранения материи.
• Визуализируйте, как орбитали накладываются друг на друга внутри атома.
• Объясните смысл сохранения энергии.
• Опишите, что когда к атому добавляется энергия, его электрон(ы) могут временно переходить в возбужденное состояние. Энергия излучается, когда атом возвращается в свое основное состояние.
• Поймите, что энергия квантуется.
• Используйте испытания пламенем, чтобы идентифицировать металл или металлическую соль по цвету, который они производят, когда их помещают в пламя.
• Рассчитайте частоту света, зная его длину волны.
• Рассчитайте длину волны света, зная его частоту.
• Определите неизвестный металл по цвету, который он излучает при прохождении через пламя.

Темы по химии

Этот модуль помогает учащимся понять

• Атомная структура
• Атомная теория
• Модель атома
• Субатомные частицы
• Атомная масса
• Атомный номер
• Изотопы
• Орбиты
• Электроны
• Атомные спектры
• Электромагнитный спектр
• Количественная химия
• Концепция крота
• Молярная масса
• Кроты
• Измерение
• Размерный анализ
• История химии
• Химические реакции
• Уравновешивание химических уравнений
• Закон сохранения материи
• Закон сохранения энергии
• Серия действий

Время

Подготовка учителя : См. отдельные ресурсы.

Урок : 7-10 академических часов, в зависимости от уровня класса.

Материалы

• См. список материалов, прилагаемый к каждому отдельному виду деятельности.

Безопасность

• См. инструкции по технике безопасности для каждого отдельного действия.

Заметки учителя

• Действия, показанные ниже, перечислены в том порядке, в котором они должны быть выполнены.
• Заметки учителя, раздаточные материалы для учащихся и дополнительные материалы доступны на странице для каждого отдельного занятия.
• Обратите внимание, что большинство этих ресурсов предоставляются участникам AACT.

Атомная теория:

• Серия Founders of Chemistry: расскажите о развитии атомной теории, используя один или несколько наших видеороликов Founders of Chemistry. The Ancient Chemistry Video прослеживает историю химии от открытия огня через различные эпохи металлов и, наконец, до великих философов. Студенты могут узнать о первоначальном исследовании Резерфордом альфа-частиц в видеоролике Эрнеста Резерфорда и услышать о том, как он выдвинул гипотезу о том, что это ядра гелия. Нильс Бор Видео рассказывает историю Нильса Бора, великого ученого, который изменил наше представление об атомах и электроне. Каждый из них включает в себя лист с заданиями, в котором есть вопросы, на которые учащиеся должны ответить во время просмотра видео.
• Ученые, стоящие за проектом атома: после просмотра видеороликов используйте этот проект, чтобы ваши ученики создали цифровую или бумажную книгу об ученых, которые внесли свой вклад в наше понимание атома. Этот проект поможет учащимся объяснить конкретный вклад нескольких ученых и понять прошлые и современные теории относительно структуры атома.
• Создание имитации атома. Кроме того, используйте эту симуляцию, чтобы ваши учащиеся манипулировали количеством протонов, нейтронов и электронов в элементе и определяли, как они влияют на массовое число, атомный номер и другие свойства атома. Этот урок, основанный на моделировании PhET, позволяет учащимся увидеть, как они могут использовать количество протонов, нейтронов и электронов в элементе для предсказания его идентичности.

Концепция крота:

• Амедео Авогадро Видео: Покажите своим ученикам еще одно видео из нашей коллекции «Основатели химии», чтобы начать изучение концепции крота. В нем рассказывается история Амедео Авогадро, ученого, получившего признание за концепцию крота в результате своего исследования газов. Он также включает в себя лист с заданиями, в котором есть вопросы, на которые учащиеся должны отвечать во время просмотра видео.
• Пришло время молей: затем ваши ученики могут выполнить эту лабораторную работу, чтобы узнать, как рассчитать молярную массу вещества, количество молей соединения в заданной массе и количество молекул соединения в заданной массе. Во время лабораторной работы студенты определяют количество молей мела, использованных для написания их имени, количество молей сахарозы, проглоченной при жевании резинки, и количество молей спирта, испарившегося при использовании дезинфицирующего средства для рук.
• Расчет кротов в повседневной жизни: Это простое в настройке и недорогое лабораторное задание — еще один хороший вариант для давая учащимся дополнительную практику с расчетами преобразования молей с использованием монеты и обычные предметы домашнего обихода.
• Вычисление молей: если вашим учащимся нужно немного больше практики, попросите их использовать эту лабораторную работу, чтобы помочь им понять концепцию кротов и преобразовать данные о массе в значения кротов, атомов или молекул. Студенты могут работать индивидуально или с партнером, чтобы попрактиковаться в использовании размерного анализа для решения задач преобразования родинок.

Изотопы и средняя атомная масса:

• Познакомить с понятием изотопов с помощью задания Что такое изотопы? Видео Вопросы. Учащиеся смотрят видео из серии видео Американского химического общества Химия Основы , а затем ответить на вопросы об изотопах. Это задание поможет им узнать об открытии изотопов, разнице между химическими и ядерными реакциями, различных видах радиоактивного распада и некоторых областях применения радиоактивных изотопов.
  
• Изотопы и расчет средней атомной массы: учащиеся могут узнать, как определяется средняя атомная масса, с помощью учебного пособия, основанного на содержании изотопов углерода с помощью этой симуляции. Затем они выбирают количество изотопов, массу каждого изотопа, а также содержание каждого из них, чтобы успешно построить загадочный элемент и вычислить его среднюю атомную массу.
  
• Изотопы фасоли: Если вы предпочитаете практическую деятельность, эта лабораторная работа проведет ваших студентов через шаги, которые они предпримут для расчета средней атомной массы воображаемого элемента под названием фасоль.
• Candy Isotopes & Atomic Mass: Это альтернативное задание, которое вы можете использовать, чтобы представить концепцию средней атомной массы. Этот простой и недорогой урок использует конфеты M&M для моделирования отношений, которые приблизительно соответствуют реальным значениям атомной массы в периодической таблице. Ресурс можно использовать с учащимися средних и старших классов, и он включает согласование с ожиданиями производительности NGSS.

Сохранение массы:

• Антуан Лавуазье: Познакомьте с концепцией сохранения массы и законом определенной пропорции с помощью этого видеоролика «Основатели химии», в котором рассказывается история о том, как, которого многие считают отцом современной химии, открыли кислород и водород и впервые предложил Закон сохранения массы. Он также включает в себя лист с заданиями, который включает вопросы, на которые учащиеся должны ответить во время просмотра видео.
• Балансировка лего: следуя видео, попросите учащихся использовать это практическое задание для моделирования реагентов и продуктов химической реакции. Затем они используют эти «атомы» и «молекулы», чтобы сбалансировать химическую реакцию, чтобы продемонстрировать закон сохранения материи.
• Химия в мешочке: используйте этот урок как упражнение или демонстрацию, чтобы ваши ученики сделали наблюдения о Законе сохранения массы.

Электроны, электронные конфигурации и электромагнитное излучение:

• Орбиты Анимация: Используя модель Бора для представления структуры атома, учащиеся визуализируют электроны, «вращающиеся» вокруг ядра. Помогите им расширить свои знания с помощью этой анимации, которая позволяет учащимся визуализировать, как орбитали накладываются друг на друга внутри атома в трех измерениях. На этой анимации изображены орбитали 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s и 3d.
  • Продолжите урок «Электроны и орбитали», чтобы помочь учащимся различать энергетические уровни, подуровни, орбитали и электроны. Студенты часто путают эти термины, связанные с электронами, и это упражнение помогает им лучше понять, как их различать.