ФГБОУ ВПО «ГМУ им. адм. Ф.Ф. Ушакова»		стр. 101из101
	УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ДИСЦИПЛИНЫ «Химия»	Индекс: (Файл)	MCD 7.3-(30-02)-036401-С.2ДВ.1-2013
		Версия:	1

Конспект лекции

УТВЕРЖДАЮ

Начальник кафедры

Ф.И.О.

(подпись)

« » 200 г.

Конспект лекций*

Направление подготовки

(специальность) 036401 «Таможенное дело»

Код ОКСО наименование

Ведущий лектор:

Жмырко Татьяна Григорьевна, доцент,

кандидат химических наук

(Ф.И.О., должность, учен. степень, учен. звание)

Одобрен на заседании кафедры

« 5» июля 2013__ г. протокол № 8

Новороссийск

2013 год

________________________

* Входит в состав УМК в обязательном порядке в том случае, если отсутствуют учебники или учебные пособия, имеющие гриф Минобрнауки России, Минтранса России или УМО.

Структура конспекта лекций^* по дисциплине «Химия»

Лекция 1. Строение вещества.

1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.

1 Химический элемент. Периодический закон Д.И. Менделеева.

2. Основные сведения по теории строения атома.

3. Квантово-механическая модель атома водорода.

4. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Атомные орбитали.

5. Принципы формирования электронной структуры атомов.

6. Периодическая система Д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению атомов.

7. Периодичность свойств химических элементов.

1. Химический элемент и периодический закон Д.И. Менделеева.

В 1869 г. Д.И. Менделеев открыл закон, формулировка которого следующая: свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов. Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг ядра электронов.

Ядро составляют протоны и нейтроны. Заряд ядра равен сумме протонов и нейтронов.

Порядковый номер элемента (Z) в периодической системе указывает на число протонов в ядре атома, т.е. на заряд ядра. Разность между массовым числом (атомной массой) элемента (А) и его порядковым номером (Z) указывает на число нейтронов (N): N=АZ.

Разновидности одного и того же химического элемента, отличающиеся массой атомов, называются изотопами. Химические свойства их тождественны, т.к. они имеют одинаковое электронное строение.

Так изотопами кальция являются ⁴⁰Са, ⁴²Са, ⁴³Са.

^{20 20 20}

Атом - электронейтрален, поэтому порядковый номер химического элемента указывает и на число электронов, вращающихся вокруг ядра.

2. Основные сведения по теории строения атома.

В 1897 г. Дж. Томсон открыл электрон; в 1909 г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6·10^-19 Кл. В 1910 г. Э. Резерфорд провел опыты по бомбардировке металлической фольги -частицами, в результате опытов было установлено, что некоторые -частицы рассеиваются фольгой. Отсюда Э. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, согласно которой атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена основная часть массы атома, и электронов, вращающихся вокруг ядра по орбитам, подобно планетам солнечной системы. Однако, Э. Резерфорд не смог объяснить устойчивость атома и наличие линейчатых спектров атомов; как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро.

В 1913г. датский ученый Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода.

Основные положения своей теории Н. Бор сформулировал в виде постулатов (утверждений, принимаемых без доказательств):

I постулат. Электрон в атоме находится на определенных стационарных орбитах и при этом не излучает и не поглощает энергии.

Каждая орбита имеет номер n (1, 2, 3, 4, ...), который назвали главным квантовым числом. Бор вычислил радиусы орбит. Радиус первой орбиты (боровский радиус r₀) был 5,29 · 10^-13 м, радиус других орбит вычислялся по формуле:

r_n =5,29·10^-13 · n ²

Энергия электрона (эВ) зависила от значения главного квантового числа п:

Е_п= - 13,6(1/n²)

Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (рис. 1). Такое состояние называется основным. При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным. Такое состояние атома неустойчиво.

Рис.1 Схема энергетических состояний атома водорода.

II постулат. При переходе электрона с одного стационарного состояния (энергетического уровня) на другой происходит излучение или поглощение энергии в виде кванта, энергия которого равна разности энергий в конечном и начальном состояниях.

E_k - E_H = h , (1)

где h - постоянная Планка; h = 6,626 · 10^-34 Дж·с

- частота волны