3. القانون الدوري والجدول الدوري للعناصر الكيميائية

3.3 التغيير الدوري في خصائص ذرات العناصر

ترجع دورية التغييرات في خصائص (خصائص) ذرات العناصر الكيميائية ومركباتها إلى التكرار الدوري من خلال عدد معين من عناصر بنية مستويات طاقة التكافؤ والمستويات الفرعية. على سبيل المثال ، بالنسبة لذرات جميع عناصر مجموعة VA ، يكون تكوين إلكترونات التكافؤ هو ns 2 np 3. هذا هو السبب في أن الفوسفور قريب في الخواص الكيميائية من النيتروجين والزرنيخ والبزموت (ومع ذلك ، فإن تشابه الخصائص لا يعني هويتها!). تذكر أن دورية التغييرات في الخصائص (الخصائص) تعني إضعافها وتقويتها بشكل دوري (أو ، على العكس ، تقويتها وإضعافها بشكل دوري) مع زيادة شحنة النواة الذرية.

بشكل دوري ، مع زيادة شحنة النواة الذرية لكل وحدة ، تتغير الخصائص (الخصائص) التالية للذرات المعزولة أو المرتبطة كيميائيًا: نصف القطر ؛ طاقة التأين الإلكترون تقارب؛ كهرسلبية؛ الخصائص المعدنية وغير المعدنية. خصائص الأكسدة والاختزال أعلى مساهمة وأعلى حالة أكسدة ؛ التكوين الإلكترونية.

تظهر الاتجاهات في هذه الخصائص بشكل أكثر وضوحًا في المجموعات (أ) والفترات القصيرة.

نصف القطر الذري r هو المسافة من مركز النواة الذرية إلى طبقة الإلكترون الخارجية.

يزداد نصف قطر الذرة في المجموعات A من أعلى إلى أسفل ، مع زيادة عدد طبقات الإلكترون. يتناقص نصف قطر الذرة أثناء تحركها من اليسار إلى اليمين خلال الفترة ، حيث يظل عدد الطبقات كما هو ، لكن شحنة النواة تزداد ، وهذا يؤدي إلى ضغط غلاف الإلكترون (تنجذب الإلكترونات بقوة أكبر إلى النواة). تمتلك ذرة He أصغر نصف قطر ، وذرة Fr بها أكبر نصف قطر.

لا يتغير نصف قطر الذرات المحايدة كهربائيًا فحسب ، بل يتغير أيضًا بشكل دوري للأيونات الأحادية. الاتجاهات الرئيسية في هذه الحالة هي:

• نصف قطر الأنيون أكبر ، ونصف قطر الكاتيون أقل من نصف قطر الذرة المحايدة ، على سبيل المثال ، r (Cl -)> r (Cl)> r (Cl +) ؛
• كلما زادت الشحنة الموجبة لكاتيون ذرة معينة ، قل نصف قطرها ، على سبيل المثال r (Mn +4)< r (Mn +2);
• إذا كانت الأيونات أو الذرات المحايدة لعناصر مختلفة لها نفس التكوين الإلكتروني (وبالتالي نفس عدد طبقات الإلكترون) ، فإن نصف القطر يكون أصغر للجسيم الذي تكون شحنته النووية أكبر ، على سبيل المثال
  r (Kr)> r (Rb +) ، r (Sc 3+)< r (Ca 2+) < r (K +) < r (Cl −) < r (S 2−);
• في المجموعات A ، من أعلى إلى أسفل ، يزيد نصف قطر أيونات من نفس النوع ، على سبيل المثال ، r (K +)> r (Na +)> r (Li +) ، r (Br -)> r (Cl - )> ص (و -).

مثال 3.1. رتب جسيمات Ar و S 2− و Ca 2+ و K + على التوالي مع زيادة نصف قطرها.

المحلول. يتأثر نصف قطر الجسيم بشكل أساسي بعدد طبقات الإلكترون ، ثم بالشحنة النووية: فكلما زاد عدد طبقات الإلكترون والشحنة النووية الأصغر (!) ، زاد نصف قطر الجسيم.

في هذه الجسيمات ، يكون عدد طبقات الإلكترون هو نفسه (ثلاثة) ، وتنخفض شحنة النواة بالترتيب التالي: Ca، K، Ar، S. لذلك تبدو السلسلة المرغوبة كما يلي:

ص (Ca2 +)< r (K +) < r (Ar) < r (S 2−).

الجواب: Ca 2+، K +، Ar، S 2−.

طاقة التأين E وهي الحد الأدنى من الطاقة التي يجب إنفاقها لفصل الإلكترون عن ذرة معزولة أضعف ارتباط بالنواة:

E + E و \ u003d E + + e.

يتم حساب طاقة التأين بشكل تجريبي ويتم قياسها عادةً بالكيلوجول لكل مول (kJ / mol) أو الإلكترون فولت (eV) (1 eV = 96.5 kJ).

في فترات من اليسار إلى اليمين ، تزداد طاقة التأين بشكل عام. يفسر ذلك من خلال الانخفاض المتتالي في نصف قطر الذرات وزيادة شحنة النواة. يؤدي كلا العاملين إلى زيادة طاقة ارتباط الإلكترون بالنواة.

في المجموعات A ، مع زيادة العدد الذري للعنصر ، يتناقص E ، وكقاعدة عامة ، نظرًا لأن نصف قطر الذرة يزداد ، وتقل طاقة ربط الإلكترون بالنواة. طاقة التأين عالية بشكل خاص لذرات الغازات النبيلة ، حيث تكتمل طبقات الإلكترون الخارجية.

يمكن أن تعمل طاقة التأين كمقياس لخصائص الاختزال للذرة المعزولة: فكلما كانت أصغر ، كلما كان من الأسهل تمزيق الإلكترون من الذرة ، يتم التعبير عن خصائص الاختزال للذرة أقوى. تُعتبر طاقة التأين أحيانًا مقياسًا للخصائص المعدنية للذرة المعزولة ، وتفهم من خلالها قدرة الذرة على التبرع بإلكترون: كلما كانت E أصغر ، وكلما كانت الخصائص المعدنية للذرة أكثر وضوحًا.

وبالتالي ، يتم تحسين الخصائص المعدنية والحد من الذرات المعزولة في مجموعات A من أعلى إلى أسفل ، وفي فترات من اليمين إلى اليسار.

تقارب الإلكترون E cf هو التغير في الطاقة في عملية ربط إلكترون بذرة محايدة:

E + e \ u003d E - + E cf.

تقارب الإلكترون هو أيضًا خاصية تم قياسها تجريبيًا للذرة المعزولة ، والتي يمكن أن تكون بمثابة مقياس لخصائصها المؤكسدة: كلما زاد حجم Eav ، زادت وضوح خصائص الأكسدة للذرة. بشكل عام ، خلال الفترة ، من اليسار إلى اليمين ، يزداد تقارب الإلكترون ، وفي المجموعات A ، من أعلى إلى أسفل ، يتناقص. ذرات الهالوجين لها أعلى تقارب للإلكترون ؛ بالنسبة للمعادن ، يكون تقارب الإلكترون منخفضًا أو حتى سالبًا.

في بعض الأحيان ، يعتبر تقارب الإلكترون معيارًا للخصائص غير المعدنية للذرة ، مما يعني بواسطتها قدرة الذرة على قبول الإلكترون: كلما زاد عدد E ، زادت وضوح الخصائص غير المعدنية للذرة.

وهكذا ، فإن الخواص غير المعدنية والخواص المؤكسدة للذرات في فترات تزيد عمومًا من اليسار إلى اليمين ، وفي المجموعات A - من الأسفل إلى الأعلى.

مثال 3.2. وفقًا للموضع في النظام الدوري ، حدد ذرة العنصر الذي يحتوي على أكثر الخصائص المعدنية وضوحًا ، إذا كانت التكوينات الإلكترونية لمستوى الطاقة الخارجية لذرات العناصر (الحالة الأرضية):

1) 2 ثانية 1 ؛

2) 3 ثانية 1 ؛

3) 3s 2 3p 1 ؛

4) 3s2.

المحلول. يشار إلى التكوينات الإلكترونية لذرات Li و Na و Al و Mg. نظرًا لأن الخصائص المعدنية للذرات تزداد من أعلى إلى أسفل في المجموعة A ومن اليمين إلى اليسار على طول الفترة ، فإننا نستنتج أن ذرة الصوديوم لها الخصائص المعدنية الأكثر وضوحًا.

الجواب: 2).

كهرسلبيةχ هي قيمة شرطية تميز قدرة ذرة في جزيء (أي ذرة مرتبطة كيميائيًا) على جذب الإلكترونات إلى نفسها.

على عكس E و E cf ، لم يتم تحديد الكهربية تجريبيا، لذلك ، يتم استخدام عدد من مقاييس قيم في الممارسة.

في الفترات 1-3 ، تزداد قيمة χ بانتظام من اليسار إلى اليمين ، وفي كل فترة يكون العنصر الأكثر كهرسلبية هو الهالوجين: من بين جميع العناصر ، تتمتع ذرة الفلور بأعلى قدرة كهربية.

في المجموعات A ، تنخفض الكهربية من أعلى إلى أسفل. أصغر قيمة χ هي خاصية ذرات الفلزات القلوية.

بالنسبة لذرات العناصر غير المعدنية ، كقاعدة عامة ، χ> 2 (الاستثناءات هي Si ، At) ، ولذرات العناصر المعدنية ، χ< 2.

سلسلة يزداد فيها χ من الذرات من اليسار إلى اليمين - معادن قلوية وقلوية أرضية ، معادن من عائلة p و d ، Si ، B ، H ، P ، C ، S ، Br ، Cl ، N ، O ، F

تُستخدم قيم الكهربية للذرات ، على سبيل المثال ، لتقدير درجة قطبية الرابطة التساهمية.

مساهمة أعلىذرات حسب الفترة تختلف من الأول إلى السابع (في بعض الأحيان حتى الثامن) ، و أعلى حالة أكسدةيختلف من اليسار إلى اليمين على طول الفترة من +1 إلى +7 (أحيانًا تصل إلى +8). ومع ذلك ، هناك استثناءات:

• الفلور ، باعتباره العنصر الأكثر كهرسلبية ، في المركبات يُظهر حالة أكسدة واحدة تساوي −1 ؛
• أعلى تكافؤ للذرات لجميع عناصر الفترة الثانية هو الرابع ؛
• بالنسبة لبعض العناصر (النحاس والفضة والذهب) ، فإن أعلى حالة أكسدة تتجاوز رقم المجموعة ؛
• أعلى حالة أكسدة لذرة الأكسجين أقل من رقم المجموعة وتساوي +2.

الدرس 2

قد تبدو الأرقام الكمية التي نوقشت أعلاه مجردة وبعيدة عن الكيمياء. في الواقع ، يمكن استخدامها لحساب بنية الذرات والجزيئات الحقيقية فقط من خلال تدريب رياضي خاص وجهاز كمبيوتر قوي. ومع ذلك ، إذا أضفنا مبدأً آخر إلى المفاهيم التخطيطية لميكانيكا الكم ، فإن الأرقام الكمومية "تعود للحياة" للكيميائيين.

في عام 1924 ، صاغ ولفجانج باولي واحدة من أهم افتراضات الفيزياء النظرية ، والتي لم تتبع القوانين المعروفة: لا يمكن أن يوجد أكثر من إلكترونين في مدار واحد (في حالة طاقة واحدة) في نفس الوقت ، وحتى ذلك الحين فقط إذا يتم توجيه الدورات بشكل معاكس. صيغ أخرى: جسيمان متماثلان لا يمكن أن يكونا في نفس الحالة الكمومية ؛ في ذرة واحدة لا يمكن أن يكون هناك إلكترونان لهما نفس القيم لجميع الأرقام الكمومية الأربعة.

دعنا نحاول "إنشاء" غلاف الإلكترون للذرات ، باستخدام الصيغة الأخيرة لمبدأ باولي.

القيمة الدنيا للرقم الكمي الأساسي n هي 1. وهي تقابل قيمة واحدة فقط من الرقم المداري l ، يساوي 0 (s-orbital). يتم التعبير عن التناظر الكروي للمدارات s في حقيقة أنه عند l = 0 في مجال مغناطيسي يوجد مدار واحد فقط مع ml = 0. يمكن أن يحتوي هذا المدار على إلكترون واحد مع أي قيمة دوران (هيدروجين) أو إلكترونين مع دوران معاكس القيم (الهيليوم). وبالتالي ، عند القيمة n = 1 ، لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين.

لنبدأ الآن في ملء المدارات بـ n = 2 (يوجد بالفعل إلكترونان في المستوى الأول). تتوافق القيمة n = 2 مع قيمتين للرقم المداري: 0 (s-orbital) و 1 (p-orbital). عند l = 0 يوجد مدار واحد ، وعند l = 1 توجد ثلاثة مدارات (مع القيم m l: -1 ، 0 ، +1). لا يمكن أن تحتوي كل من المدارات على أكثر من إلكترونين ، لذا فإن القيمة n = 2 تقابل 8 إلكترونات كحد أقصى. وبالتالي ، يمكن حساب العدد الإجمالي للإلكترونات في المستوى مع n باستخدام الصيغة 2n 2:

دعونا نحدد كل مدار بخلية مربعة ، إلكترونات - بأسهم موجهة بشكل معاكس. لمزيد من "البناء" لقذائف الإلكترون للذرات ، من الضروري استخدام قاعدة أخرى صاغها فريدريش هوند (هوند) في عام 1927: الحالات التي بها أكبر دوران إجمالي هي الأكثر استقرارًا بالنسبة لقيمة معينة ، أي يجب أن يكون عدد المدارات المملوءة عند مستوى فرعي معين بحد أقصى (إلكترون واحد لكل مدار).

ستبدو بداية الجدول الدوري كما يلي:

مخطط ملء المستوى الخارجي لعناصر الفترتين الأولى والثانية بالإلكترونات.

استمرارًا لـ "البناء" ، يمكن للمرء أن يصل إلى بداية الفترة الثالثة ، ولكن بعد ذلك سيتعين على المرء أن يقدم كمسلمة ترتيب ملء المدارات d و f.

من المخطط المبني على أساس الحد الأدنى من الافتراضات ، يمكن ملاحظة أن الأجسام الكمومية (ذرات العناصر الكيميائية) سيكون لها مواقف مختلفة تجاه عمليات إعطاء واستقبال الإلكترونات. لن تكون الأجسام هي و ني غير مبالين بهذه العمليات بسبب غلاف الإلكترون المشغول بالكامل. من المرجح أن يقبل الكائن F بشكل نشط الإلكترون المفقود ، بينما من المرجح أن يتبرع كائن Li بإلكترون.

يجب أن يكون للكائن C خصائص فريدة - فهو يحتوي على نفس عدد المدارات ونفس عدد الإلكترونات. ربما يميل إلى تكوين روابط مع نفسه بسبب هذا التماثل العالي للمستوى الخارجي.

من المثير للاهتمام أن نلاحظ أن مفاهيم المبادئ الأربعة لبناء العالم المادي والخامس ، الذي يربط بينهما ، معروفة منذ 25 قرنًا على الأقل. تحدث الفلاسفة في اليونان القديمة والصين القديمة عن أربعة مبادئ أولية (يجب عدم الخلط بينها وبين الأشياء المادية): "النار" ، "الهواء" ، "الماء" ، "الأرض". كان مبدأ الربط في الصين هو "الشجرة" ، في اليونان - "جوهر" (الجوهر الخامس). تظهر علاقة "العنصر الخامس" مع العناصر الأربعة الأخرى في فيلم الخيال العلمي الذي يحمل نفس الاسم.

لعبة "عالم موازي"

من أجل فهم دور المسلمات "المجردة" بشكل أفضل في العالم من حولنا ، من المفيد الانتقال إلى "العالم الموازي". المبدأ بسيط: بنية الأرقام الكمومية مشوهة قليلاً ، وبناءً على قيمها الجديدة ، نبني نظامًا دوريًا لعالم موازٍ. ستكون اللعبة ناجحة إذا تغيرت معلمة واحدة فقط ، والتي لا تتطلب افتراضات إضافية حول العلاقة بين الأرقام الكمية ومستويات الطاقة.

لأول مرة ، تم تقديم لعبة المهام هذه لأطفال المدارس في أولمبياد عموم الاتحاد عام 1969 (الصف التاسع):

"كيف سيبدو النظام الدوري للعناصر إذا تم تحديد الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في الطبقة بالصيغة 2n 2-1 ، ولا يمكن أن يكون هناك أكثر من سبعة إلكترونات في المستوى الخارجي؟ ارسم جدولًا لهذا النظام للفترات الأربع الأولى (تدل على العناصر من خلال عددها الذري). ما هي حالات الأكسدة التي يمكن أن يظهرها العنصر N 13؟ ما هي خصائص المادة والمركبات البسيطة المقابلة لهذا العنصر التي يمكن أن تفترضها؟

هذه المهمة صعبة للغاية. في الإجابة ، من الضروري تحليل عدة مجموعات من الافتراضات التي تحدد قيم الأرقام الكمية ، مع افتراضات حول العلاقة بين هذه القيم. في تحليل مفصل لهذه المشكلة ، توصلنا إلى استنتاج مفاده أن التشوهات في "العالم الموازي" كبيرة جدًا ، ولا يمكننا التنبؤ بشكل صحيح بخصائص العناصر الكيميائية لهذا العالم.

عادة ما نستخدم في SASC MSU مشكلة أبسط وأكثر توضيحية ، حيث تكون الأرقام الكمومية لـ "العالم الموازي" هي نفسها تقريبًا لدينا. في هذا العالم الموازي ، تعيش نظائرها - متجانسات(لا تأخذ وصف المتجانسات نفسها على محمل الجد).

القانون الدوري وهيكل الذرة

مهمة 1.

تعيش أشباه المتجانسات في عالم موازٍ بالمجموعة التالية من الأرقام الكمومية:

ن = 1 ، 2 ، 3 ، 4 ، ...
ل= 0 ، 1 ، 2 ، ... (ن - 1)
م l = 0 ، +1 ، +2 ، ... (+ ل)
م ق = ± 1/2

ارسم الفترات الثلاث الأولى من جدولهم الدوري ، مع الاحتفاظ بأسمائنا للعناصر مع الأرقام المقابلة.

1. كيف تغسل المتجانسات نفسها؟
2. على ماذا تشرب متجانسات الشكل؟
3. اكتب معادلة التفاعل بين حامض الكبريتيك وهيدروكسيد الألومنيوم.

تحليل الحل

بالمعنى الدقيق للكلمة ، لا يمكن تغيير أحد الأرقام الكمية دون التأثير على الأرقام الأخرى. لذلك ، كل ما هو موصوف أدناه ليس الحقيقة ، ولكنه مهمة تعلم.

يكاد يكون التشويه غير محسوس - يصبح رقم الكم المغناطيسي غير متماثل. ومع ذلك ، هذا يعني وجود مغناطيس أحادي القطب في عالم مواز وعواقب وخيمة أخرى. لكن العودة إلى الكيمياء. في حالة الإلكترونات s ، لا تحدث أي تغييرات ( ل= 0 و م 1 = 0). لذلك ، الهيدروجين والهيليوم متماثلان هناك. من المفيد أن نتذكر أنه وفقًا لجميع البيانات ، فإن الهيدروجين والهيليوم هما أكثر العناصر شيوعًا في الكون. هذا يسمح لنا بالاعتراف بوجود مثل هذه العوالم المتوازية. ومع ذلك ، بالنسبة للإلكترونات p ، تتغير الصورة. في ل= 1 نحصل على قيمتين بدلاً من ثلاثة: 0 و +1. لذلك ، لا يوجد سوى اثنين من المدارات p التي يمكن أن تستوعب 4 إلكترونات. طول الفترة قد انخفض. نبني "سهام الخلايا":

بناء الجدول الدوري لعالم موازٍ:

أصبحت الفترات ، بالطبع ، أقصر (في الأول يوجد عنصران ، في الثاني والثالث - 6 بدلاً من 8 لكل منهما. يُنظر إلى الأدوار المتغيرة للعناصر بمرح شديد (نحفظ الأسماء بالأرقام عن قصد) : غازات خاملة O و Si ، معدن قلوي F. ولكي لا يتم الخلط بيننا ، سوف نشير همالعناصر ليست سوى رموز ، و لنا- كلمات.

يتيح تحليل أسئلة المشكلة تحليل أهمية توزيع الإلكترونات على المستوى الخارجي للخصائص الكيميائية للعنصر. السؤال الأول بسيط - الهيدروجين = H ، والأكسجين يصبح C. يتفق الجميع على الفور على أن العالم الموازي لا يمكنه الاستغناء عن الهالوجينات (N ، Al ، إلخ). تتعلق إجابة السؤال الثاني بحل المشكلة - لماذا لدينا الكربون "كعنصر من عناصر الحياة" وماذا سيكون نظيره الموازي. خلال المناقشة ، اكتشفنا أن مثل هذا العنصر يجب أن يعطي الروابط "الأكثر تساهمية" مع نظائرها من الأكسجين والنيتروجين والفوسفور والكبريت. علينا أن نذهب إلى أبعد من ذلك قليلاً ونحلل مفاهيم التهجين والحالات الأرضية والمتحمسة. ثم يصبح عنصر الحياة نظيرًا لكربوننا في التناظر (ب) - يحتوي على ثلاثة إلكترونات في ثلاثة مدارات. نتيجة هذه المناقشة هي نظير للكحول الإيثيلي BH 2 BHCH.

في الوقت نفسه ، يصبح من الواضح أننا فقدنا في العالم الموازي نظائرنا المباشرة لمجموعتنا الثالثة والخامسة (أو الثانية والسادسة). على سبيل المثال ، تتوافق عناصر الفترة 3 مع:

حالات الأكسدة القصوى: Na (+3) ، Mg (+4) ، Al (+5) ؛ ومع ذلك ، فإن الخصائص الكيميائية وتغييرها الدوري لها الأولوية ، كما انخفض طول الفترة.

ثم إجابة السؤال الثالث (إذا لم يكن هناك نظير للألمنيوم):

حامض الكبريتيك + هيدروكسيد الألومنيوم = كبريتات الألومنيوم + ماء

H 2 MgC 3 + Ne (CH) 2 = NeMgC 3 + 2 H 2 C

أو كخيار (لا يوجد نظير مباشر للسيليكون):

H 2 MgC 3 + 2 Na (CH) 3 = Na 2 (MgC 3) 3 + 6 H 2 C

النتيجة الرئيسية "للرحلة إلى عالم موازٍ" الموصوفة هي فهم أن التنوع اللامتناهي لعالمنا ينبع من مجموعة ليست كبيرة جدًا من القوانين البسيطة نسبيًا. ومن الأمثلة على هذه القوانين الافتراضات التي تم تحليلها لميكانيكا الكم. حتى التغيير الطفيف في واحد منهم يغير بشكل كبير خصائص العالم المادي.

اختبر نفسك

اختر الإجابة الصحيحة (أو الإجابات)

هيكل الذرة ، القانون الدوري

1. تخلص من المفهوم الإضافي:

1) بروتون 2) النيوترون. 3) الإلكترون. 4) أيون

2. عدد الإلكترونات في الذرة هو:

1) عدد النيوترونات ؛ 2) عدد البروتونات. 3) رقم الفترة ؛ 4) رقم المجموعة ؛

3. من بين الخصائص التالية لذرات العناصر ، فإنها تتغير بشكل دوري مع نمو الرقم الترتيبي للعنصر:

1) عدد مستويات الطاقة في الذرة ؛ 2) الكتلة الذرية النسبية.

3) عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية ؛

4) شحنة نواة الذرة

4. في المستوى الخارجي لذرة عنصر كيميائي ، هناك 5 إلكترونات في الحالة الأرضية. ما هو العنصر الذي يمكن أن يكون؟

1) البورون 2) النيتروجين. 3) الكبريت. 4) الزرنيخ

5. يقع العنصر الكيميائي في الفترة الرابعة ، المجموعة IA. يتوافق توزيع الإلكترونات في ذرة هذا العنصر مع سلسلة من الأرقام:

1) 2, 8, 8, 2 ; 2) 2, 8, 18, 1 ; 3) 2, 8, 8, 1 ; 4) 2, 8, 18, 2

6. تتضمن العناصر p ما يلي:

1) البوتاسيوم 2) الصوديوم. 3) المغنيسيوم 4) الألمنيوم

7. هل يمكن أن تكون إلكترونات أيون K + في المدارات التالية؟

1) 3 ص ؛ 2) 2 و ؛ 3) 4 ثانية ؛ 4) 4 ص

8. اختر صيغ الجسيمات (الذرات والأيونات) ذات التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 6:

1) نا + ؛ 2) K + ؛ 3) ني ؛ 4) و-

9. كم عدد العناصر في الفترة الثالثة إذا كان للعدد الكمي المغزلي قيمة واحدة +1 (باقي الأرقام الكمومية لها القيم المعتادة)؟

1) 4 ; 2) 6 ; 3) 8 ; 4) 18

10. في أي صف يتم ترتيب العناصر الكيميائية بترتيب تصاعدي لنصف قطرها الذري؟

1) لي ، بي ، ب ، ج ؛

2) Be، Mg، Ca، Sr؛

3) N ، O ، F ، ني ؛

4) نا ، مغ ، آل ، سي

© في في في زاجورسكي ، 1998-2004

الإجابات

1. 4) أيون
2. 2) عدد البروتونات
3. 3) عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي
4. 2) النيتروجين. 4) الزرنيخ
5. 3) 2, 8, 8, 1
6. 4) الألمنيوم
7. 1) 3 ص ؛ 3) 4 ثانية ؛ 4) 4 ص
8. 1) نا + ؛ 3) ني ؛ 4) و-
9. 2) Be، Mg، Ca، Sr

• زاجورسكي في. متغير من العرض التقديمي في المدرسة الفيزيائية والرياضية لموضوع "هيكل الذرة والقانون الدوري" ، المجلة الكيميائية الروسية (JRHO التي سميت على اسم D.I. Mendeleev) ، 1994 ، v. 38 ، N 4 ، p.37-42
• زاجورسكي في. هيكل الذرة والقانون الدوري / "الكيمياء" ن 1 ، 1993 (ملحق بصحيفة "الأول من سبتمبر")

القانون الدوري.

هيكل الذرة

تقدم المقالة مهام اختبار حول الموضوع من بنك مهام الاختبار التي جمعها المؤلفون للتحكم الموضوعي في الصف الثامن. (تبلغ سعة البنك 80 مهمة دراسية لكل من الموضوعات الستة التي تمت دراستها في الصف الثامن ، و 120 مهمة لموضوع "الفئات الرئيسية للمركبات غير العضوية.") حاليًا ، يتم تدريس الكيمياء في الصف الثامن باستخدام تسعة كتب مدرسية. لذلك ، في نهاية المقال ، يتم تقديم قائمة بعناصر المعرفة الخاضعة للرقابة ، والتي تشير إلى عدد المهام. سيسمح هذا للمعلمين الذين يعملون على برامج مختلفة باختيار كل من التسلسل المناسب للمهام من موضوع واحد ومجموعة من مجموعات مهام الاختبار من موضوعات مختلفة ، بما في ذلك للتحكم النهائي.

تم تجميع 80 مهمة اختبار مقترحة في 20 سؤالًا في أربعة خيارات ، حيث يتم تكرار المهام المماثلة. لتجميع المزيد من الخيارات من قائمة عناصر المعرفة ، نختار (عشوائيًا) أرقام المهام لكل عنصر مدروس وفقًا لتخطيطنا الموضوعي. يتيح هذا العرض التقديمي للمهام لكل موضوع إجراء تحليل سريع للأخطاء عنصرًا تلو الآخر وتصحيحها في الوقت المناسب. يؤدي استخدام مهام متشابهة في متغير واحد والتناوب بين إجابة أو إجابتين صحيحتين إلى تقليل احتمالية تخمين الإجابة. يزيد تعقيد الأسئلة ، كقاعدة عامة ، من الخيارين الأول والثاني إلى الخيارين الثالث والرابع.

هناك رأي مفاده أن الاختبارات هي "لعبة تخمين". ندعوك للتحقق مما إذا كان هذا هو الحال. بعد الاختبار ، قارن النتائج مع العلامات الموجودة في المجلة. إذا كانت نتائج الاختبار أقل ، فيمكن تفسير ذلك بالأسباب التالية.

أولاً ، يعتبر هذا الشكل (الاختبار) من التحكم غير معتاد بالنسبة للطلاب. ثانيًا ، يركز المعلم بشكل مختلف عند دراسة الموضوع (تحديد الشيء الرئيسي في محتوى التعليم وطرق التدريس).

الخيار 1

مهام.

1. في الفترة الرابعة ، مجموعة VIa ، يوجد عنصر برقم تسلسلي:

1) 25; 2) 22; 3) 24; 4) 34.

2. عنصر بشحنة نووية ذرية +12 له رقم ترتيبي:

1) 3; 2) 12; 3) 2; 4) 24.

3. يتوافق الرقم التسلسلي للعنصر مع الخصائص التالية:

1) شحنة نواة الذرة.

2) عدد البروتونات.

3) عدد النيوترونات.

4. ستة إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية لذرات العناصر برقم مجموعة:

1) الثاني ؛ 2) ثالثا ؛ 3) السادس ؛ 4) رابعا.

5. صيغة أكسيد الكلور العالي:

1) Cl 2 O ؛ 2) Cl 2 O 3 ؛

3) Cl 2 O 5 ؛ 4) Cl 2 O 7.

6. تكافؤ ذرة الألومنيوم هو:

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

7. الصيغة العامة لمركبات الهيدروجين المتطايرة لعناصر المجموعة السادسة:

1) EN 4 ؛ 2) EN 3 ؛

3) شمال شرق ؛ 4) H 2 E.

8. رقم طبقة الإلكترون الخارجية في ذرة الكالسيوم:

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

9.

1) لي ؛ 2) نا ؛ 3) ك ؛ 4) سي اس.

10. حدد العناصر المعدنية:

1) ك ؛ 2) النحاس ؛ 3) أوه ؛ 4) ن.

11. أين يوجد في جدول D.I Mendeleev العناصر التي تتخلى ذراتها في التفاعلات الكيميائية عن الإلكترونات فقط؟

1) في المجموعة الثانية ؛

2) في بداية الفترة الثانية ؛

3) في منتصف الفترة الثانية ؛

4) في المجموعة السادسة.

12.

2) كن ملغ ؛ آل ؛

3) ملغ ، كاليفورنيا ، الأب ؛

13. حدد العناصر غير المعدنية:

1) Cl ؛ 2) ق ؛ 3) مينيسوتا ؛ 4) ملغ.

14. تزداد الخصائص غير المعدنية في السلسلة:

15. ما هي خصائص الذرة التي تتغير بشكل دوري؟

1) شحنة نواة الذرة.

2) عدد مستويات الطاقة في الذرة.

3) عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية ؛

4) عدد النيوترونات.

16.

1 ل؛ 2) آل ؛ 3) ف ؛ 4) Cl.

17. في الفترة التي تزداد فيها شحنة النواة ، يكون نصف قطر ذرات العناصر:

1) النقصان ؛

2) لا تتغير.

3) زيادة.

4) تغيير دوري.

18. تختلف نظائر ذرات نفس العنصر في:

1) عدد النيوترونات ؛

2) عدد البروتونات.

3) عدد إلكترونات التكافؤ.

4) الموقف في جدول D.I. Mendeleev.

19. عدد النيوترونات في نواة الذرة 12 درجة مئوية:

1) 12; 2) 4; 3) 6; 4) 2.

20. توزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة في ذرة الفلور:

1) 2, 8, 4; 2) 2,6;

3) 2, 7; 4) 2, 8, 5.

الخيار 2

مهام. اختر إجابة أو إجابتين صحيحتين.

21. العنصر ذو الرقم الترتيبي 35 موجود في:

1) الفترة السابعة ، مجموعة IVA ؛

2) الفترة الرابعة ، المجموعة السابعة ؛

3) الفترة الرابعة ، المجموعة السابعة ؛

4) الفترة السابعة مجموعة IVb.

22. عنصر بشحنة نووية ذرية +9 له رقم ترتيبي:

1) 19; 2) 10; 3) 4; 4) 9.

23. عدد البروتونات في الذرة المحايدة هو نفسه:

1) عدد النيوترونات ؛

2) الكتلة الذرية.

3) الرقم التسلسلي.

4) عدد الإلكترونات.

24. خمسة إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية لذرات العناصر برقم مجموعة:

1) أنا ؛ 2) ثالثا ؛ 3) الخامس ؛ 4) السابع.

25. تركيبة أكسيد النيتريك الفائقة:

1) N 2 O ؛ 2) N 2 O 3 ؛

3) N 2 O 5 ؛ 4) لا ؛

26. تكافؤ ذرة الكالسيوم في هيدروكسيدها العالي هو:

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

27. تكافؤ ذرة الزرنيخ في مركب الهيدروجين الخاص بها هو:

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

28. رقم طبقة الإلكترون الخارجية في ذرة البوتاسيوم:

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

29. أكبر نصف قطر ذري لعنصر ما:

1) ب ؛ 2) س ؛ 3) ج ؛ 4) ن.

30. حدد العناصر المعدنية:

1 ل؛ 2) ح ؛ 3) و ؛ 4) النحاس.

31. توجد ذرات العناصر القادرة على قبول الإلكترونات والتبرع بها:

1) في المجموعة Ia ؛

2) في المجموعة VIa ؛

3) في بداية الفترة الثانية ؛

4) في نهاية الفترة الثالثة.

32.

1) نا ، ك ، لي ؛ 2) آل ، مغ ، نا ؛

3) P ، S ، Cl ؛ 4) نا ، مغ ، آل.

33. حدد العناصر غير المعدنية:

1) نا ؛ 2) ملغ ؛ 3) سي ؛ 4) ص.

34.

35. السمة الرئيسية للعنصر الكيميائي:

1) الكتلة الذرية.

2) الشحنة النووية.

3) عدد مستويات الطاقة ؛

4) عدد النيوترونات.

36. رمز العنصر الذي تشكل ذراته أكسيد مذبذب:

1) ن ؛ 2) ك ؛ 3) ق ؛ 4) الزنك.

37. في المجموعات الفرعية الرئيسية (أ) للنظام الدوري للعناصر الكيميائية ، مع زيادة شحنة النواة ، نصف قطر الذرة:

1) الزيادات ؛

2) النقصان.

3) لا يتغير.

4) يتغير بشكل دوري.

38. عدد النيوترونات في نواة الذرة هو:

1) عدد الإلكترونات.

2) عدد البروتونات.

3) الفرق بين الكتلة الذرية النسبية وعدد البروتونات ؛

4) الكتلة الذرية.

39. تختلف نظائر الهيدروجين في العدد:

1) الإلكترونات.

2) النيوترونات.

3) البروتونات.

4) المركز في الجدول.

40. توزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة في ذرة الصوديوم:

1) 2, 1; 2) 2, 8, 1;

3) 2, 4; 4) 2, 5.

الخيار 3

مهام. اختر إجابة أو إجابتين صحيحتين.

41. حدد الرقم التسلسلي للعنصر الموجود في مجموعة IVa ، الفترة الرابعة من جدول D.I. Mendeleev:

1) 24; 2) 34; 3) 32; 4) 82.

42- شحنة نواة ذرة العنصر رقم 13 هي:

1) +27; 2) +14; 3) +13; 4) +3.

43. عدد الإلكترونات في الذرة هو:

1) عدد النيوترونات ؛

2) عدد البروتونات.

3) الكتلة الذرية.

4) الرقم التسلسلي.

44. بالنسبة لذرات عناصر المجموعة IVa ، يكون عدد إلكترونات التكافؤ هو:

1) 5; 2) 6; 3) 3; 4) 4.

45. تشكل الأكاسيد ذات الصيغة العامة R 2 O 3 عناصر من السلسلة:

1) نا ، ك ، لي ؛ 2) ملغ ، كاليفورنيا ، كن ؛

3) ب ، آل ، جا ؛ 4) سي ، سي ، جي.

46. تكافؤ ذرة الفسفور في أعلى أكسيد لها هو:

1) 1; 2) 3; 3) 5; 4) 4.

47. مركبات الهيدروجين لعناصر المجموعة السابعة أ:

1) HClO 4 ؛ 2) حمض الهيدروكلوريك ؛

3) HBrO ؛ 4) HBr.

48. عدد طبقات الإلكترون في ذرة السيلينيوم هو:

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

49. أكبر نصف قطر ذري لعنصر ما:

1) لي ؛ 2) نا ؛ 3) ملغ ؛

50. حدد العناصر المعدنية:

1) نا ؛ 2) ملغ ؛ 3) سي ؛ 4) ص.

51. ذرات أي عناصر تتبرع بالإلكترونات بسهولة؟

1) ك ؛ 2) Cl ؛ 3) نا ؛ 4) س.

52. عدد من العناصر التي تزداد فيها الخواص المعدنية:

1) C ، N ، B ، F ؛

2) Al ، Si ، P ، Mg ؛

53. حدد العناصر غير المعدنية:

1) نا ؛ 2) ملغ ؛ 3) ح ؛ 4) س.

54. عدد من العناصر التي تزداد فيها الخواص غير المعدنية:

1) لي ، نا ، ك ، ح ؛

2) Al ، Si ، P ، Mg ؛

3) C ، N ، O ، F ؛

4) نا ، مغ ، آل ، ك.

55. مع زيادة شحنة نواة الذرة ، فإن الخصائص غير المعدنية للعناصر:

1) التغيير بشكل دوري ؛

2) يتم تضخيمها ؛

3) لا تتغير.

4) تضعف.

56. رمز العنصر الذي تشكل ذراته هيدروكسيد مذبذب:

1) نا ؛ 2) آل ؛ 3) ن ؛ 4) س.

57. يتم شرح تواتر التغييرات في خصائص العناصر ومركباتها من خلال:

1) تكرار هيكل الطبقة الإلكترونية الخارجية ؛

2) زيادة عدد الطبقات الإلكترونية ؛

3) زيادة عدد النيوترونات ؛

4) زيادة الكتلة الذرية.

58. عدد البروتونات في نواة ذرة الصوديوم هو:

1) 23; 2) 12; 3) 1; 4) 11.

59. كيف تختلف نظائر نفس العنصر؟

1) عدد البروتونات ؛

2) عدد النيوترونات.

3) عدد الإلكترونات.

4) شحنة النواة.

60. توزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة في ذرة الليثيوم:

1) 2, 1; 2) 2, 8, 1;

3) 2, 4; 4) 2, 5;

الخيار 4

مهام. اختر إجابة أو إجابتين صحيحتين.

61. العنصر ذو الرقم الترتيبي 29 موجود في:

1) الفترة الرابعة ، المجموعة الأولى ؛

2) الفترة الرابعة ، المجموعة الأولى ؛

3) الفترة الأولى ، المجموعة الأولى ؛

4) الفترة الخامسة المجموعة الأولى أ.

62. شحنة نواة ذرة العنصر رقم 15 تساوي:

1) +31; 2) 5; 3) +3; 4) +15.

63. يتم تحديد شحنة نواة الذرة من خلال:

1) الرقم التسلسلي للعنصر ؛

2) رقم المجموعة ؛

3) رقم الفترة ؛

4) الكتلة الذرية.

64. بالنسبة لذرات عناصر المجموعة الثالثة ، يكون عدد إلكترونات التكافؤ هو:

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 5.

65. يحتوي أكسيد الكبريت الأعلى على الصيغة:

1) H 2 SO 3 ؛ 2) H 2 SO 4 ؛

3) SO3 ؛ 4) ثاني أكسيد الكبريت SO2.

66. صيغة أكسيد الفوسفور العالي:

1) ص 2 يا 3 ؛ 2) H 3 RO 4 ؛

3) م ح 3 ؛ 4) ف 2 س 5.

67. تكافؤ ذرة النيتروجين في مركب الهيدروجين:

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

68. يتوافق رقم الفترة في جدول D.I. Mendeleev مع السمة التالية للذرة:

1) عدد إلكترونات التكافؤ ؛

2) تكافؤ أعلى مع الأكسجين ؛

3) العدد الإجمالي للإلكترونات ؛

4) عدد مستويات الطاقة.

69. أكبر نصف قطر ذري لعنصر ما:

1) Cl ؛ 2) غرفة نوم ؛ 3) أنا ؛ 4) ف.

70. حدد العناصر المعدنية:

1) ملغ ؛ 2) لي ؛ 3) ح ؛ 4) ج.

71. ذرة من أي عنصر يتبرع بالإلكترون بسهولة أكبر؟

1) الصوديوم. 2) السيزيوم

3) البوتاسيوم. 4) الليثيوم.

72. تزداد الخصائص المعدنية في السلسلة:

1) نا ، مغ ، آل ؛ 2) نا ، ك ، رب ؛

3) رب ، ك ، نا ؛ 4) P ، S ، Cl.

73. حدد العناصر غير المعدنية:

1) النحاس ؛ 2) غرفة نوم ؛ 3) ح ؛ 4) كر.

74. الخصائص غير المعدنية في السلسلة N – P – As – Sb:

1) النقصان ؛

2) لا تتغير.

3) زيادة.

4) تنقص ثم تزداد.

75. ما هي خصائص الذرة التي تتغير بشكل دوري؟

1) الكتلة الذرية النسبية.

2) الشحنة النووية.

3) عدد مستويات الطاقة في الذرة.

4) عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي.

76. ما ذرات العنصر التي تشكل أكسيد مذبذب؟

1 ل؛ 2) كن ؛ 3) ج ؛ 4) ص.

77. في فترة تزداد فيها شحنة نواة الذرة ، يزداد انجذاب الإلكترونات إلى النواة والخصائص المعدنية:

1) يتم تضخيمها ؛

2) التغيير بشكل دوري ؛

3) تضعف.

4) لا تتغير.

78. الكتلة الذرية النسبية لعنصر ما تساوي عدديًا:

1) عدد البروتونات في النواة.

2) عدد النيوترونات في النواة ؛

3) العدد الإجمالي للنيوترونات والبروتونات ؛

4) عدد الإلكترونات في الذرة.

79. عدد النيوترونات في نواة ذرة 16 O يساوي:

1) 1; 2) 0; 3) 8; 4) 32.

80. توزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة في ذرة السيليكون:

1) 2, 8, 4; 2) 2, 6;

3) 2, 7; 4) 2, 8, 5.

قائمة عناصر المعرفة الخاضعة للرقابة حول الموضوع
"القانون الدوري. هيكل الذرة "

(من خلال عدد المهام الواردة بين قوسين)

العدد الترتيبي للعنصر (1 ، 3 ، 21 ، 41 ، 61) ، شحنة النواة الذرية (2 ، 22 ، 42 ، 62 ، 63) ، عدد البروتونات (23) وعدد الإلكترونات (43) ) في الذرة.

رقم المجموعة ، عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية (4 ، 24 ، 44 ، 64) ، صيغ أعلى أكسيد (5 ، 25 ، 45 ، 65) ، أعلى تكافؤ للعنصر (6 ، 26 ، 46 ، 66) ، صيغ مركبات الهيدروجين (7 ، 27 ، 47 ، 67).

رقم الفترة ، عدد المستويات الإلكترونية (8 ، 28 ، 48 ، 68).

تغيير نصف قطر الذرة (9 ، 17 ، 29 ، 37 ، 49 ، 67 ، 69).

الموقع في جدول D.I. Mendeleev للعناصر المعدنية (10 ، 30 ، 50 ، 70) والعناصر غير المعدنية (13 ، 33 ، 53 ، 73).

قدرة الذرات على إعطاء واستقبال الإلكترونات (11 ، 31 ، 51 ، 71).

التغيرات في خصائص المواد البسيطة: حسب المجموعات (12 ، 14 ، 34 ، 52 ، 54 ، 74) والفترات (32 ، 72 ، 77).

التغيير الدوري في التركيب الإلكتروني للذرات وخصائص المواد البسيطة ومركباتها (15 ، 35 ، 55 ، 57 ، 75 ، 77).

أكاسيد وهيدروكسيدات الأمفوتريك (16 ، 36 ، 56 ، 76).

العدد الكتلي ، عدد البروتونات والنيوترونات في الذرة ، النظائر (18 ، 19 ، 38 ، 39 ، 58 ، 59 ، 78 ، 79).

توزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة في الذرة (20 ، 40 ، 60 ، 80).

إجابات لاختبار المهام في الموضوع
"القانون الدوري. هيكل الذرة "

المؤلفات

جورودنيشيفا آي إن.. عمل التحكم والتحقق في الكيمياء. موسكو: أكواريوم ، 1997 ؛ سوروكين ف. ، زلوتنيكوف إي.. اختبارات الكيمياء. م: التعليم ، 1991.

يظهر العدد الذري للعنصر:

أ) عدد الجسيمات الأولية في الذرة ؛ ب) عدد النكليونات في الذرة.

ج) عدد النيوترونات في الذرة. د) عدد البروتونات في الذرة.

الأصح هو البيان بأن العناصر الكيميائية في PSE مرتبة ترتيبًا تصاعديًا:

أ) الكتلة المطلقة لذراتهم ؛ ب) الكتلة الذرية النسبية.

ج) عدد النكليونات في نواة الذرة. د) شحنة النواة الذرية.

دورية في تغيير خصائص العناصر الكيميائية هي نتيجة:

أ) زيادة عدد الإلكترونات في الذرات ؛

ب) زيادة شحنات النوى الذرية.

ج) زيادة الكتلة الذرية.

د) دورية التغيير في الهياكل الإلكترونية للذرات.

من بين الخصائص التالية لذرات العناصر ، فإنها تتغير بشكل دوري مع زيادة العدد الترتيبي للعنصر:

أ) عدد مستويات الطاقة في الذرة ؛

ب) الكتلة الذرية النسبية.

ج) عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية ؛

د) شحنة نواة الذرة.

اختر أزواجًا تتغير فيها كل خاصية من خصائص الذرة بشكل دوري مع زيادة قيمة رقم البروتون الخاص بالعنصر:

أ) طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون ؛

ب) نصف القطر والكتلة ؛

ج) الكهربية والعدد الإجمالي للإلكترونات ؛

د) الخصائص المعدنية وعدد إلكترونات التكافؤ.

اختر العبارة الصحيحة للعناصرالخامسوالجماعات:

أ) جميع الذرات لها نفس عدد الإلكترونات ؛

ب) جميع الذرات لها نفس نصف القطر.

ج) جميع الذرات لها نفس عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية.

د) جميع الذرات لها حد أقصى من التكافؤ يساوي رقم المجموعة.

يحتوي بعض العناصر على تكوين الإلكترون التالي:نانوثانية 2 (ن-1) د 10 np 4 . في أي مجموعة من الجدول الدوري يوجد هذا العنصر؟

أ) مجموعة IVB ؛ ب) مجموعة VIB ؛ ج) مجموعة IVA ؛ د) مجموعة فيا.

مهام

تحتوي عينة الفسفور على نوويتين: الفوسفور 31 والفوسفور 33. جزء الخلد من الفوسفور 33 هو 10٪. احسب الكتلة الذرية النسبية للفوسفور في العينة المحددة.

يتكون النحاس الطبيعي من نويدات النحاس 63 والنحاس 65. نسبة عدد ذرات النحاس 63 إلى عدد ذرات النحاس 65 في الخليط هي 2.45: 1.05. احسب الكتلة الذرية النسبية للنحاس.

متوسط ​​الكتلة الذرية النسبية للكلور الطبيعي هو 35.45. احسب الكسور المولية لنظيريها إذا كان من المعروف أن أعداد كتلتها هي 35 و 37.

تحتوي عينة الأكسجين على نوكليدين: 16 O و 18 O ، كتلتهما 4.0 جم و 9.0 جم على التوالي ، حدد الكتلة الذرية النسبية للأكسجين في هذه العينة.

يتكون العنصر الكيميائي من نويدات. تحتوي نواة النيوكليدة الأولى على 10 بروتونات و 10 نيوترونات. يوجد نيوترونان آخران في نواة النيوترون الثاني. لكل 9 ذرات من نوكليدة أخف ، هناك ذرة واحدة من نوكليدة أثقل. احسب متوسط ​​الكتلة الذرية لعنصر.

ما الكتلة الذرية النسبية للأكسجين إذا كان هناك 3 ذرات من الأكسجين -17 وذرة واحدة من الأكسجين -18 في الخليط الطبيعي لكل 4 ذرات من الأكسجين -16؟

الإجابات:1. 31,2. 2. 63,6. 3. 35 سل: 77.5٪ و 37 سل: 22.5٪. 4. 17,3. 5. 20,2. 6. 16,6.

رابطة كيميائية

الحجم الرئيسي للمواد التعليمية:

طبيعة وأنواع الرابطة الكيميائية. المعلمات الأساسية للرابطة الكيميائية: الطاقة ، الطول.

الرابطة التساهمية.آليات التبادل ومتقبل المانحين لتشكيل الرابطة التساهمية. اتجاهية وتشبع الرابطة التساهمية. قطبية واستقطاب الرابطة التساهمية. حالة التكافؤ والأكسدة. احتمالات التكافؤ وحالات التكافؤ لذرات عناصر المجموعات A. السندات الفردية والمتعددة. المشابك البلورية الذرية. مفهوم تهجين المدارات الذرية. الأنواع الرئيسية للتهجين. زوايا الارتباط. التركيب المكاني للجزيئات. الصيغ التجريبية والجزيئية والهيكلية (الرسومية) للجزيئات.

الرابطة الأيونية. المشابك الكريستال الأيونية. الصيغ الكيميائية للمواد ذات التركيب الجزيئي والذري والأيوني.

اتصال معدني. المشابك البلورية للمعادن.

التفاعل بين الجزيئات. شعرية بلورية جزيئية. طاقة التفاعل بين الجزيئات والحالة الكلية للمواد.

رابطة الهيدروجين.أهمية الرابطة الهيدروجينية في الأشياء الطبيعية.

نتيجة دراسة الموضوع ، يجب أن يعرف الطلاب:

ما هي الرابطة الكيميائية

الأنواع الرئيسية للروابط الكيميائية.

آليات لتشكيل الرابطة التساهمية (التبادل ومتقبل المانح) ؛

الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية (التشبع ، الاتجاهية ، القطبية ، التعددية ، الروابط s- و p) ؛

الخصائص الأساسية للروابط الأيونية والمعدنية والهيدروجينية ؛

الأنواع الرئيسية من المشابك البلورية.

كيف يتغير احتياطي الطاقة وطبيعة حركة الجزيئات أثناء الانتقال من حالة تجمع إلى أخرى ؛

ما هو الفرق بين المواد التي لها هيكل بلوري والمواد التي لها هيكل غير متبلور.

نتيجة لدراسة الموضوع ، يجب على الطلاب اكتساب المهارات اللازمة لـ:

تحديد نوع الرابطة الكيميائية بين الذرات في المركبات المختلفة ؛

مقارنة قوة الروابط الكيميائية بطاقتها ؛

تحديد حالات الأكسدة وفقًا لصيغ المواد المختلفة ؛

تحديد الشكل الهندسي لبعض الجزيئات على أساس نظرية تهجين المدارات الذرية ؛

التنبؤ ومقارنة خصائص المواد حسب طبيعة الروابط ونوع الشبكة البلورية.

بنهاية الموضوع ، يجب أن يكون الطلاب قادرين على:

- حول التركيب المكاني للجزيئات (اتجاه الروابط التساهمية ، زاوية التكافؤ) ؛

- حول نظرية تهجين المدارات الذرية (sp 3 - ، sp 2 - ، sp-hybridization)

بعد دراسة الموضوع ، يجب أن يتذكر الطلاب:

عناصر ذات حالة أكسدة ثابتة ؛

مركبات الهيدروجين والأكسجين ، حيث يكون لهذه العناصر حالات أكسدة غير مميزة لها ؛

الزاوية بين الروابط في جزيء الماء.

القسم 1. طبيعة وأنواع الرابطة الكيميائية

يتم إعطاء صيغ المادة: Na 2 O، SO 3، KCl، PCl 3، HCl، H 2، Cl 2، NaCl، CO 2، (NH 4) 2 SO 4، H 2 O 2، CO، H 2 S، NH 4 Сl، SO 2، HI، Rb 2 SO 4، Sr (OH) 2، H 2 SeO 4، He، ScCl 3، N 2، AlBr 3، HBr، H 2 Se، H 2 O، من 2، CH 4 ، NH 3 ، KI ، CaBr 2 ، BaO ، NO ، FCl ، SiC. حدد التوصيلات:

التركيب الجزيئي وغير الجزيئي.

فقط مع الروابط القطبية التساهمية ؛

فقط مع الروابط التساهمية غير القطبية ؛

فقط مع الروابط الأيونية ؛

الجمع بين الروابط الأيونية والتساهمية في الهيكل ؛

الجمع بين الروابط القطبية والتساهمية غير القطبية في الهيكل ؛

قادرة على تكوين روابط هيدروجينية.

وجود روابط في الهيكل الذي تشكله آلية المتبرع المتلقي ؛

كيف تتغير قطبية السندات في الصفوف؟

أ) H 2 O ؛ H2S ؛ H2Se ؛ H 2 Te b) PH 3 ؛ H2S ؛ حمض الهيدروكلوريك.

في أي حالة - أرضية أو متحمسة - توجد ذرات العناصر المختارة في المركبات التالية:

ب Cl3 ؛ ص Cl3 ؛ سيس 2 ؛ يكون F2 ؛ H2 س; ج H4 ؛ ح Cl O4؟

أي زوج من العناصر التالية أثناء التفاعل الكيميائي له أقصى ميل لتكوين رابطة أيونية:
Ca ، C ، K ، O ، I ، Cl ، F؟

في أي من المواد الكيميائية التالية ، من المرجح أن يحدث تمزق الرابطة مع تكوين الأيونات ، وفي أي من تشكيل الجذور الحرة: NaCl ، CS 2 ، CH 4 ، K 2 O ، H 2 SO 4 ، KOH ، الكل 2؟

يتم إعطاء هاليدات الهيدروجين: HF ، HCl ، HBr ، HI. اختر هاليد الهيدروجين:

محلول مائي منه أقوى حمض (أضعف حمض) ؛

مع الرابطة الأكثر قطبية (الرابطة القطبية الأقل) ؛

مع أطول طول اتصال (مع أصغر طول اتصال) ؛

ذات أعلى نقطة غليان (بأقل نقطة غليان).

عند تكوين رابطة كيميائية واحدة فلور فلور ، 2.64 ´
10-19 جول من الطاقة. احسب العدد الكيميائي لجزيئات الفلور التي يجب تشكيلها لإطلاق 1.00 كيلو جول من الطاقة.

اختبار 6.

لقد قيل أعلاه (ص 172) عن دورية التغيرات في أهم خصائص الذرات للكيمياء - التكافؤ. هناك خصائص مهمة أخرى يتميز تغييرها بالدورية. تتضمن هذه الخصائص حجم (نصف قطر) الذرة. الذرة ليس لديها السطحية،وتكون حدوده غامضة ، لأن كثافة سحب الإلكترون الخارجية تتناقص تدريجياً مع المسافة من النواة. يتم الحصول على البيانات الخاصة بأنصاف أقطار الذرات من تحديد المسافات بين مراكزها في الجزيئات والتركيبات البلورية. أجريت الحسابات أيضًا على أساس معادلات ميكانيكا الكم. على التين. 5.10 قبل

أرز. 5.10. دورية تغيير نصف القطر الذري

يتم تعيين منحنى تغير نصف القطر الذري اعتمادًا على شحنة النواة.

من الهيدروجين إلى الهيليوم ، يتناقص نصف القطر ، ثم يزداد بشكل حاد بالنسبة لليثيوم. هذا يرجع إلى ظهور الإلكترون في مستوى الطاقة الثاني. في الفترة الثانية من الليثيوم إلى النيون ، مع زيادة الشحنة النووية ، ينخفض ​​نصف القطر.

في الوقت نفسه ، تؤدي الزيادة في عدد الإلكترونات عند مستوى طاقة معين إلى زيادة تنافرها المتبادل. لذلك ، بحلول نهاية الفترة ، يتباطأ الانخفاض في نصف القطر.

في الانتقال من النيون إلى الصوديوم - العنصر الأول في الفترة الثالثة - يزداد نصف القطر بشكل حاد مرة أخرى ، ثم يتناقص تدريجياً إلى الأرجون. بعد ذلك ، تحدث زيادة حادة في نصف قطر البوتاسيوم مرة أخرى. اتضح منحنى سن المنشار الدوري المميز. يميز كل جزء من المنحنى من معدن قلوي إلى غاز نبيل تغيرًا في نصف القطر في فترة ما: يُلاحظ انخفاض في نصف القطر عند الانتقال من اليسار إلى اليمين. من المثير للاهتمام أيضًا معرفة طبيعة التغيير في نصف القطر في مجموعات من العناصر. للقيام بذلك ، تحتاج إلى رسم خط من خلال عناصر مجموعة واحدة. يُرى مباشرة من موضع الحد الأقصى للمعادن القلوية أن نصف القطر الذري يزداد في الانتقال من أعلى إلى أسفل في المجموعة. هذا يرجع إلى الزيادة في عدد قذائف الإلكترون.

المهمة 5.17. كيف يتغير نصف القطر الذري من F إلى Br؟ حدد هذا من الشكل. 5.10.

تعتمد العديد من الخصائص الأخرى للذرات ، الفيزيائية والكيميائية ، على نصف القطر. على سبيل المثال ، يمكن أن تفسر الزيادة في نصف قطر الذرات الانخفاض في نقاط انصهار الفلزات القلوية من الليثيوم إلى السيزيوم:

ترتبط أحجام الذرات بخصائص طاقتها. كلما كان نصف قطر السحب الإلكترونية الخارجية أكبر ، كلما فقدت الذرة إلكترونًا أسهل. ثم تصبح مشحونة إيجابيا وهو.

الأيون هو إحدى الحالات المحتملة للذرة التي تحتوي على شحنة كهربائية بسبب فقدان أو اكتساب الإلكترونات.

تتميز قدرة الذرة على التحول إلى أيون موجب الشحنة بـ طاقة التأين E I.هذا هو الحد الأدنى من الطاقة المطلوبة لفصل إلكترون خارجي عن ذرة في حالة غازية:

يمكن للأيون الموجب الناتج أيضًا أن يفقد الإلكترونات ، ويصبح مشحونًا بشكل مضاعف ، وثلاثة أضعاف ، وما إلى ذلك. في هذه الحالة ، تزداد طاقة التأين بشكل كبير.

تزداد طاقة تأين الذرات في فترة عندما تتحرك من اليسار إلى اليمين وتنخفض في مجموعات عند الانتقال من أعلى إلى أسفل.

يمكن للعديد من الذرات ، وليس كلها ، أن تربط إلكترونًا إضافيًا ، وتتحول إلى أيون سالب الشحنة. تتميز هذه الخاصية طاقة تقارب الإلكترون Eراجع هذه هي الطاقة المنبعثة عندما يتصل الإلكترون بذرة في حالة غازية:

يشار عادة إلى كل من طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون 1 الخلد من الذرات ويعبر عنه بالكيلوجول / مول. ضع في اعتبارك تأين ذرة الصوديوم نتيجة إضافة وفقدان الإلكترون (الشكل 5.11) . يمكن ملاحظة ذلك من الشكل الذي يستغرقه إزالة الإلكترون من ذرة الصوديوم 10 أضعاف الطاقة التي يتم إطلاقها عند توصيل الإلكترون. أيون الصوديوم السالب غير مستقر ويكاد لا يحدث أبدًا في المواد المعقدة.

أرز. 5.11. تأين ذرة الصوديوم

تتغير طاقة التأين للذرات في فترات ومجموعات في الاتجاه المعاكس للتغير في نصف قطر الذرات. يعتبر التغيير في طاقة تقارب الإلكترون في فترة ما أكثر تعقيدًا ، نظرًا لأن العنصرين IIA- و VIIIA-rpynn ليس لهما تقارب إلكتروني. تقريبًا ، يمكننا أن نفترض أن طاقة تقارب الإلكترون ، مثل ه ك ،الزيادات في الفترات (حتى وتشمل المجموعة السابعة) والنقصان في المجموعات من الأعلى إلى الأسفل (الشكل 5.12).

ممارسه الرياضه 5 .الثامنة عشر. هل يمكن لذرات المغنيسيوم والأرجون في الحالة الغازية أن تشكل أيونات سالبة الشحنة؟

تنجذب الأيونات ذات الشحنات الموجبة والسالبة إلى بعضها البعض ، مما يؤدي إلى تحولات مختلفة. أبسط حالة هي تكوين الروابط الأيونية ، أي ارتباط الأيونات بمادة تحت تأثير التجاذب الكهروستاتيكي. ثم هناك بنية بلورية أيونية مميزة لملح الطعام كلوريد الصوديوم والعديد من الأملاح الأخرى. لكن ربما

أرز. 5.12. طبيعة التغيير في طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون في مجموعات وفترات

بحيث لا يحتفظ الأيون السالب بإلكترونه الزائد بقوة شديدة ، ويميل الأيون الموجب ، على العكس من ذلك ، إلى استعادة حياده الكهربائي. ثم يمكن أن يؤدي التفاعل بين الأيونات إلى تكوين الجزيئات. من الواضح أن الأيونات ذات الشحنة المختلفة C1 + و C1 ~ تنجذب إلى بعضها البعض. ولكن نظرًا لحقيقة أن هذه هي أيونات ذرات متطابقة ، فإنها تشكل جزيء C1 2 بدون شحنة على الذرات.

أسئلة وتمارين

1. كم عدد البروتونات والنيوترونات والإلكترونات التي تتكون منها ذرات البروم؟

2. احسب الكسور الكتلية للنظائر في الطبيعة.

3. كمية الطاقة التي يتم إطلاقها أثناء تكوين 16 جيتفاعل الأكسجين تتدفق في أعماق النجوم؟

4. احسب طاقة إلكترون في ذرة هيدروجين مثارة في ن =3.

5. اكتب الصيغ الإلكترونية الكاملة والمختصرة لذرة اليود.

6. اكتب الصيغة الإلكترونية المختصرة لـ G ion.

7. اكتب الصيغ الإلكترونية الكاملة والمختصرة لـ Ba atom و Ba 2 ion.

8. بناء مخططات الطاقة من ذرات الفوسفور والزرنيخ.

9. ارسم مخططات طاقة كاملة لذرات الزنك والغاليوم.

10. رتب الذرات التالية بترتيب زيادة نصف القطر: الألومنيوم والبورون والنيتروجين.

11. أي من الأيونات التالية يشكل تراكيب بلورية أيونية فيما بينها: Br + Br -، K +، K -، I +، I -، Li +، Li -؟ ما الذي يمكن توقعه في تفاعل الأيونات في التوليفات الأخرى؟

12. افترض الطبيعة المحتملة للتغيير في نصف قطر الذرات أثناء الانتقال في النظام الدوري في الاتجاه القطري ، على سبيل المثال ، Li - Mg - Sc.