Лабораторна робота № 1

Будова атома і періодичний закон

№ п/п	Методика проведення дослідів	Рівняння реакцій. Спостереження. Висновки
1,0-1,5 см	← 15,0-16,0 см →	← 15,0-16,5см →

Матеріал для графи „Методика проведення дослідів” необхідно використовувати з цього практикуму.

На наступних сторінках виконується самостійна домашня підготовка з даної теми згідно номера варіанту, вказаного викладачем.

Графу „Рівняння реакцій. Спостереження. Висновки” заповнюєте під час виконання лабораторної роботи.

Лабораторна робота №1

Будова атома і періодичний закон

Мета: вивчити будову атомів хімічних елементів і електронних оболонок атомів та сучасне трактування періодичного закону, а також зміну властивостей хімічних елементів в періодах та групах.

Програмні питання

1. Основні поняття хімії. Будова атома.

2. Періодичний закон і періодична система елементів.

3. Зміна властивостей хімічних елементів у періодичній системі. Ізотопи. Ізобари.

4. Електронегативність хімічних елементів.

Зразок картки контролю знань

1. Скільки протонів і нейтронів міститься в ядрі атома ?

2. Напишіть повну електронну формулу елементів ₄₃Tc і ₅₃I та підкресліть валентні електрони.

3. Напишіть хімічний символ елемента, зовнішній електронний рівень якого описується скороченою формулою ... 5d³6s².

4. Які з атомів, символи яких умовно позначені А, Б, В, Г, Д, є ізотопами, а які – ізобарами?

5. Вкажіть можливі і неможливі електронні конфігурації: 1p¹, 2d⁴, 3p⁵, 4s³, 5d¹¹, 6p⁵. Відповіді поясніть.

Основи теоретичного матеріалу Будова атома

Атом складається з позитивно зарядженого ядра та негативно зарядженої електронної оболонки.

Ядро – це центральна позитивно заряджена частина атома, в якій зосереджена його маса, і складається з протонів і нейтронів.

Рух електрона навколо ядра характеризується енергією та будовою атомної орбіталі (АО). Стан електрона описується значеннями 4-х квантових чисел (КЧ) – головного (n – характеризує енергію електрона), орбітальним (l – характеризує форму електронної орбіталі і її орієнтацію в просторі), магнітним (m – характеризує орієнтацію електрона відносно магнітної осі атома) і спіновим (s – характеризує рух електрона навколо своєї осі). Згідно принципу Паулі в атомі не може бути двох електронів, які характеризуються однаковим набором чотирьох квантових чисел.

Будова електронної оболонки атома зображується електронною формулою, з якої видно розподіл електронів за енергетичними рівнями (1, 2, 3), і підрівнями (s, p, d, f). Кількість електронів на підрівні позначають цифрою, яку записують зверху праворуч від букви, що показує підрівень. Згідно правила Гунда електрони заповнюють орбіталі енергетичного підрівня спочатку по одному електрону з однаковими спінами, потім – по другому електрону з протилежними спінами. Для прикладу:

↑

↑

↑

↑↓

↑

вірно невірно

Послідовність заповнення енергетичних рівнів і підрівнів наступна:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → (5d¹) → 4f → 5d → 6p → 7s → (6d¹) → 5f → 6d → 7p.

Стійкому (не збудженому) стану атома відповідає такий розподіл електронів по атомних орбіталях, за якого енергія атома є мінімальною.

Квантовий стан атома з найменшою енергією електрона називається нормальним, усі інші квантові стани є збудженими.

Атоми з однаковим числом протонів (р) називають ізотопами, а з однаковим числом нейтронів (n) – ізотонами. Атоми з різним числом протонів і нейтронів, але з однаковим числом нуклонів (сума протонів р і нейтронів n), які називають ізобарами.

Приклади ізотопів, ізобарів та ізотонів:

ізотопи	ізобари	ізотони
(20р, 20 n)	(18р, 22 n)	(56р, 82 n)
(20р, 22 n)	(19р, 21 n)	(57р, 82n)

Енергія йонізації – це енергія, яка потрібна для відриву 1 моль електронів від 1 моль атомів.

Енергії спорідненості до електрона – це енергія, яка виділяється при приєднанні 1 моль електронів до 1 моль атомів.

Електронегативність – це здатність атомів притягувати до себе спільні електронні пари. Алгебраїчно вона є півсумою енергії йонізації та енергії спорідненості до електрона.

Чим більше значення електронегативності, тим більші неметалічні властивості проявляє елемент. У головних підгрупах електронегативність зменшується із зростанням порядкового номера, у періодах – зростає. Тому найбільш активним неметалом є Флуор, а найбільш активним металом – Францій.