Cambios en las propiedades de los elementos químicos y sus compuestos. Tareas para realizar de forma independiente.

Entre los nutrientes lugar especial Se debe aislar el fósforo. Después de todo, sin él la existencia de cosas tan importantes es imposible. conexiones importantes, como el ATP o los fosfolípidos, entre muchos otros. Al mismo tiempo, los compuestos inorgánicos de este elemento son muy ricos en diversas moléculas. El fósforo y sus compuestos se utilizan ampliamente en la industria y son participantes importantes. procesos biológicos, se utilizan en la mayoría diferentes industrias actividad humana. Por tanto, veamos qué es. este elemento, cuál es su sustancia simple y compuestos más importantes.

Fósforo: características generales del elemento

Posición en tabla periódica se puede describir en varios puntos.

1. Quinto grupo, subgrupo principal.
2. Tercer pequeño período.
3. Número de serie: 15.
4. Masa atómica - 30,974.
5. La configuración electrónica del átomo es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Los posibles estados de oxidación son de -3 a +5.
7. Símbolo químico - P, pronunciación en fórmulas "pe". El nombre del elemento es fósforo. nombre latino Fósforo.

La historia del descubrimiento de este átomo se remonta al lejano siglo XII. Incluso en los registros de los alquimistas había información que hablaba de la producción de una sustancia "luminosa" desconocida. Sin embargo, la fecha oficial para la síntesis y descubrimiento del fósforo fue 1669. El comerciante en quiebra Brand está en busca de piedra filosofal Sintetizó accidentalmente una sustancia capaz de emitir un brillo y arder con una llama brillante y cegadora. Lo hizo calcinando repetidamente orina humana.

Después de esto, este elemento se obtuvo independientemente uno del otro utilizando aproximadamente los mismos métodos:

• I. Kunkel;
• R. Boylem;
• A. Marggraf;
• K. Scheele;
• A. Lavoisier.

Hoy en día, uno de los métodos más populares para sintetizar esta sustancia es la reducción de los correspondientes minerales que contienen fósforo a altas temperaturas bajo la influencia de monóxido de carbono y sílice. El proceso se realiza en hornos especiales. El fósforo y sus compuestos son muy sustancias importantes tanto para los seres vivos como para muchas síntesis en la industria química. Por tanto, debemos considerar qué es este elemento como sustancia simple y dónde se encuentra en la naturaleza.

Sustancia simple fósforo

Es difícil nombrar alguna conexión específica cuando estamos hablando de sobre el fósforo. Esto se explica por el gran número modificaciones alotrópicas, que tiene este elemento. Hay cuatro tipos principales de fósforo, una sustancia simple.

1. Blanco. Este es un compuesto cuya fórmula es P 4. Es una sustancia volátil blanca con un olor fuerte y desagradable a ajo. Se enciende espontáneamente en el aire a temperaturas normales. Arde con una luz brillante de color verde pálido. Muy venenoso y potencialmente mortal. La actividad química es extremadamente alta, por lo que se obtiene y almacena bajo una capa de agua purificada. Esto es posible debido a la mala solubilidad en disolventes polares. El disulfuro de carbono es el más adecuado para este fin para el fósforo blanco y materia organica. Cuando se calienta, puede transformarse en el siguiente. forma alotrópica- fósforo rojo. Cuando el vapor se condensa y se enfría, puede formar capas. Al tacto, graso, suave, fácil de cortar con cuchillo, blanco(ligeramente amarillento). Punto de fusión 44 0 C. Por su actividad química se utiliza en síntesis. Pero debido a su toxicidad, no se utiliza mucho a nivel industrial.
2. Amarillo. Esta es una forma mal purificada. fósforo blanco. Es aún más venenoso y además huele desagradable a ajo. Se enciende y arde con una llama verde brillante. Estos cristales amarillos o marrones no se disuelven en agua en absoluto cuando se oxidan por completo, liberan nubes; humo blanco composición P 4 O 10.
3. El fósforo rojo y sus compuestos son la modificación más común y más utilizada de esta sustancia en la industria. Masa roja pastosa, que hipertensión Puede tomar la forma de cristales de color púrpura y es químicamente inactivo. Este es un polímero que sólo puede disolverse en ciertos metales y nada más. A una temperatura de 250 0 C se sublima, convirtiéndose en una modificación blanca. No tan venenoso como las formas anteriores. Sin embargo, con una exposición prolongada al cuerpo es tóxico. Se utiliza para aplicar recubrimientos de ignición a cajas de cerillas. Esto se explica por el hecho de que no puede encenderse espontáneamente, pero durante la denotación y la fricción explota (se enciende).
4. Negro. Su apariencia recuerda mucho al grafito y también es grasoso al tacto. Este es un semiconductor corriente eléctrica. Cristales oscuros, brillantes, que no se pueden disolver en ningún disolvente. Para que se ilumine, necesitas muy altas temperaturas y precalentamiento.

También es interesante la forma recientemente descubierta del fósforo: el metálico. Es conductor y tiene una red cristalina cúbica.

Propiedades químicas

Las propiedades químicas del fósforo dependen de la forma en que se encuentre. Como se mencionó anteriormente, amarillo y modificación blanca. En general, el fósforo puede interactuar con:

• metales, formando fosfuros y actuando como agente oxidante;
• no metales, que actúan como agente reductor y forman compuestos volátiles y no volátiles de diversos tipos;
• agentes oxidantes fuertes, convirtiéndose en ácido fosfórico;
• con álcalis cáusticos concentrados según el tipo de desproporción;
• con agua a temperaturas muy altas;
• con oxígeno para formar varios óxidos.

Las propiedades químicas del fósforo son similares a las del nitrógeno. después de todo, forma parte del grupo de los pnictógenos. Sin embargo, la actividad es varios órdenes de magnitud mayor, debido a la diversidad de modificaciones alotrópicas.

Estar en la naturaleza

Cómo elemento biogénico, el fósforo es muy común. Su porcentaje en corteza terrestre es 0,09%. eso es suficiente gran indicador. ¿Dónde se encuentra este átomo en la naturaleza? Hay varios lugares principales:

• la parte verde de las plantas, sus semillas y frutos;
• Tejidos animales (músculos, huesos, esmalte dental, muchos importantes). compuestos orgánicos);
• la corteza terrestre;
• suelo;
• rocas y minerales;
• agua de mar.

Al mismo tiempo, sólo podemos hablar de formularios relacionados, pero no sobre un asunto simple. Después de todo, es extremadamente activo y esto no le permite ser libre. Entre los minerales más ricos en fósforo se encuentran:

• Inglés;
• fluoropaptita;
• svanbergita;
• fosforita y otros.

No se puede sobreestimar la importancia biológica de este elemento. Después de todo, forma parte de compuestos tales como:

• proteínas;
• fosfolípidos;
• fosfoproteínas;
• enzimas.

Es decir, todos aquellos que son vitales y a partir de los cuales se construye todo el cuerpo. Norma diaria para un adulto típico, unos 2 gramos.

Fósforo y sus compuestos.

Como elemento muy activo, este elemento forma muchas sustancias diferentes. Después de todo, forma fosfuros y actúa él mismo como agente reductor. Gracias a esto, es difícil nombrar un elemento que resulte inerte al reaccionar con él. Por tanto, las fórmulas de los compuestos de fósforo son extremadamente diversas. Se pueden citar varias clases de sustancias en cuya formación participa activamente.

1. Compuestos binarios: óxidos, fosfuros, compuestos volátiles de hidrógeno, sulfuros, nitruros y otros. Por ejemplo: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 y otros.
2. Sustancias complejas: sales de todo tipo (medias, ácidas, básicas, dobles, complejas), ácidos. Ejemplo: H 3 PO 4, Na 3 PO 4, H 4 P 2 O 6, Ca(H 2 PO 4) 2, (NH 4) 2 HPO 4 y otros.
3. Compuestos orgánicos que contienen oxígeno: proteínas, fosfolípidos, ATP, ADN, ARN y otros.

La mayoría de los tipos de sustancias designados tienen importantes propiedades industriales y significado biológico. El uso de fósforo y sus compuestos es posible tanto con fines médicos como para la fabricación de artículos domésticos bastante comunes.

Conexiones a metales

Los compuestos binarios de fósforo con metales y no metales menos electronegativos se denominan fosfuros. Se trata de sustancias parecidas a las sales que son extremadamente inestables cuando se exponen a diversos agentes. Incluso el agua corriente provoca una rápida descomposición (hidrólisis).

Además, bajo la influencia de ácidos no concentrados, la sustancia también se descompone en los productos correspondientes. Por ejemplo, si hablamos de la hidrólisis del fosfuro de calcio, los productos serán hidróxido metálico y fosfina:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Y exponer el fosfuro a la descomposición bajo la influencia. ácido mineral, obtendremos sal apropiada y fosfina:

Ca 3 P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

En general, el valor de los compuestos considerados radica precisamente en el hecho de que como resultado se forma un compuesto de hidrógeno y fósforo, cuyas propiedades se analizarán a continuación.

Volátiles a base de fósforo

Hay dos principales:

• fósforo blanco;
• fosfina

Ya hemos mencionado el primero arriba y dado las características. Dijeron que era humo blanco espeso, altamente venenoso, con un olor desagradable y que en condiciones normales se inflamaba automáticamente.

Pero ¿qué es la fosfina? Esta es la sustancia volátil más común y conocida, que incluye el elemento en cuestión. Es binario y el segundo participante es el hidrógeno. La fórmula del compuesto de hidrógeno del fósforo es PH 3, el nombre es fosfina.

Las propiedades de esta sustancia se pueden describir de la siguiente manera.

1. Gas volátil incoloro.
2. Muy venenoso.
3. Tiene olor a pescado podrido.
4. No interactúa con el agua y se disuelve muy mal en ella. Bien soluble en materia orgánica.
5. En condiciones normales es muy activo químicamente.
6. Se autoinflama en el aire.
7. Formado durante la descomposición de fosfuros metálicos.

Otro nombre es fosfano. A él se asocian historias de la antigüedad. Todo esto es algo que la gente veía a veces y que ahora se ve en cementerios y pantanos. Las luces en forma de bolas o de velas que aparecen aquí y allá dando la impresión de movimiento, se consideraban de mal augurio y eran muy temidas por las personas supersticiosas. La razón de este fenómeno es vistas modernas algunos científicos, puede considerarse la combustión espontánea de fosfina, que se forma naturalmente durante la descomposición de residuos orgánicos, tanto vegetales como animales. El gas sale y, al entrar en contacto con el oxígeno del aire, se enciende. El color y el tamaño de la llama pueden variar. La mayoría de las veces se trata de luces brillantes de color verdoso.

Es obvio que todos los compuestos volátiles de fósforo son sustancias toxicas, que puede detectarse fácilmente por un fuerte olor desagradable. Este signo ayuda a evitar intoxicaciones y consecuencias desagradables.

Compuestos con no metales

Si el fósforo se comporta como un agente reductor, entonces deberíamos hablar de compuestos binarios con no metales. La mayoría de las veces resultan ser más electronegativos. Así, podemos distinguir varios tipos de sustancias de este tipo:

• un compuesto de fósforo y azufre: sulfuro de fósforo P 2 S 3;
• cloruro de fósforo III, V;
• óxidos y anhídridos;
• bromuro y yoduro y otros.

La química del fósforo y sus compuestos es variada, por lo que es difícil identificar los más importantes. Si hablamos específicamente de sustancias que se forman a partir de fósforo y no metales, entonces valor más alto Tienen óxidos y cloruros de diferentes composiciones. Se utilizan en síntesis químicas como agentes de eliminación de agua, como catalizadores, etc.

Por tanto, uno de los agentes secantes más potentes es el más alto: el P 2 O 5. Atrae el agua con tanta fuerza que, al entrar en contacto directo con ella, se produce una reacción violenta con un fuerte ruido. La sustancia en sí es una masa blanca parecida a la nieve, su estado de agregación es más cercano al amorfo.

Se sabe que química orgánica en términos de número de compuestos, es mucho mayor que el inorgánico. Esto se explica por el fenómeno de la isomería y la capacidad de los átomos de carbono para formar de varias estructuras cadenas de átomos que se cierran entre sí. Naturalmente hay cierto orden, es decir, la clasificación a la que está sujeta toda la química orgánica. Las clases de compuestos son diferentes, sin embargo, nos interesa uno en concreto, directamente relacionado con el elemento en cuestión. Es con fósforo. Estos incluyen:

• coenzimas: NADP, ATP, FMN, fosfato de piridoxal y otros;
• proteínas;
• ácidos nucleicos, ya que el residuo de ácido fosfórico es parte del nucleótido;
• fosfolípidos y fosfoproteínas;
• enzimas y catalizadores.

El tipo de ion en el que participa el fósforo en la formación de la molécula de estos compuestos es el PO 4 3-, es decir, es el residuo ácido del ácido fosfórico. Algunas proteínas lo contienen como átomo libre o ion simple.

Para el funcionamiento normal de todo organismo vivo, este elemento y los compuestos orgánicos que forma son sumamente importantes y necesarios. Después de todo, sin moléculas de proteínas es imposible construir una sola parte estructural del cuerpo. Y el ADN y el ARN son los principales portadores y transmisores. información hereditaria. En general, todas las conexiones deben estar presentes.

Aplicación del fósforo en la industria.

El uso del fósforo y sus compuestos en la industria se puede caracterizar en varios puntos.

1. Se utiliza en la producción de cerillas, compuestos explosivos, bombas incendiarias, algunos tipos de combustible y lubricantes.
2. Como absorbente de gases, y también en la fabricación de lámparas incandescentes.
3. Para proteger los metales de la corrosión.
4. EN agricultura como fertilizantes del suelo.
5. Como ablandador de agua.
6. En síntesis químicas en la producción de diversas sustancias.

Su papel en los organismos vivos se reduce a participar en los procesos de formación del esmalte dental y los huesos. Participación en reacciones de anabolismo y catabolismo, así como mantenimiento de la capacidad amortiguadora. ambiente interno Células y fluidos biológicos. Es la base para la síntesis de ADN, ARN y fosfolípidos.

Ejemplo 1: maquillaje fórmulas electrónicasátomos en estado fundamental de los siguientes elementos: fósforo (15), calcio (20) y titanio (22). Indicado entre paréntesis número de serie elemento.

Solución. El fósforo se encuentra en subgrupo principal quinto grupo y en el tercer período. El número total de electrones en este átomo es 15 y están ubicados en tres capas electronicas. Las dos primeras capas electrónicas del átomo de fósforo están completamente llenas ( configuración electrónicaÁtomo de Ne: 1s 2 2s 2 2p 6), el número de electrones en la tercera capa de fósforo es igual al número del grupo. De estos electrones, dos se encuentran en el orbital 3s y 3 en el orbital 3p. Por tanto, la fórmula electrónica del átomo de fósforo es:

15 Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Para componer la fórmula electrónica del átomo de calcio a la configuración electrónica del átomo de Ar (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6), es necesario agregar dos electrones, que se ubican en el orbital 4s. Como resultado, obtenemos la siguiente fórmula electrónica:

20Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

El elemento de titanio se encuentra en subgrupos laterales e 4 grupos de elementos y en el cuarto período. Se refiere a elementos de transición del cuarto período, en el que se llena la capa 3d, en la que hay 2 electrones. El número total de electrones en un átomo de titanio es 22. Para compilar la fórmula electrónica del titanio, se deben agregar dos electrones d (3d 2) a la fórmula electrónica del calcio:

22 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .

Ejemplo 2. Determina el tipo (s,p,d,f) de los siguientes elementos: manganeso (25), estroncio (38), cerio (58) y plomo (82). El número de serie del elemento se indica entre paréntesis.

Solución. Los elementos s incluyen los dos primeros elementos: hidrógeno y helio, así como elementos ubicados en los subgrupos principales del primer y segundo grupo de elementos (subgrupo de litio y subgrupo de berilio). Entre los elementos presentados, esta categoría incluye estroncio(38). Los subgrupos principales del tercer al octavo grupo contienen elementos p. En nuestro caso es plomo(82). Las décadas enchufables de elementos que forman subgrupos laterales pertenecen al tipo de elementos d. Entre los elementos considerados, este tipo incluye manganeso(25). Finalmente, las inserciones de 14 elementos ubicados en los períodos sexto y séptimo, después del lantano (57) y el actinio (89), pertenecen a los elementos f. Entonces el elemento f es cerio(58). Presentamos los datos obtenidos en forma de tabla.

Ejemplo 3. Organice los elementos en orden de radios crecientes: Mg(12), Al(13), K(19), Ca(20). El número de serie del elemento se indica entre paréntesis.

Solución. Para los elementos de los subgrupos principales, los radios atómicos aumentan de arriba a abajo. En periodos, de izquierda a derecha, los radios de los átomos disminuyen. De este modo, radio más pequeño tendrá un átomo de aluminio y el más grande tendrá un átomo de potasio. El radio del átomo de calcio es menor que el del átomo de potasio, pero más que un átomo magnesio Como resultado, obtenemos la siguiente serie, en la que los elementos están ordenados en orden de radio creciente: Al(13), Mg(12), Ca(20), K(19).

Ejemplo 4. Usando el diagrama de Kossel, determine qué base es más fuerte, CsOH o Ba(OH)2.

Solución. Según el esquema de Kossel, más base fuerte El radio del catión debe ser mayor y la carga menor. En este caso grupo hidroxilo es retenido con menos fuerza por el catión y el enlace E-OH se rompe más fácilmente. En el caso considerado, el radio del ion Cs + es mayor y la carga es menor que la del ion Ba 2+. Por tanto, el CsOH es más fuerte que el Ba(OH)2.

Ejemplo 5. Usando el diagrama de Kossel, determine qué ácido es más fuerte, H 2 S o H 2 Se.

Solución. La fuerza de los ácidos libres de oxígeno aumenta al aumentar el radio. ion negativo, ya que al ion más grande le resulta más difícil retener el ion hidrógeno. Dado que el radio del ion Se 2– es mayor que el del ion S 2–, el H 2 Se es más fuerte que el H 2 S.

Caracterizar los elementos Magnesio y Fósforo según plano.

Características del cloro:

1. Elemento No. 17 cloro, sus masa atómica Ar = 35,5 (dos isótopos Ar = 35. Ar = 37), su carga nuclear Z = +17, en el núcleo 17 p⁺ (protones en el isótopo Ar = 35 18 n⁰, y en el isótopo

Ar = 37 n⁰ 20 (neutrones.

Alrededor del núcleo hay 17 e⁻(electrones) que se ubican en tres niveles energéticos, ya que el cloro se encuentra en el tercer período.
1). Modelo de un átomo de cloro mediante arcos:
₊₁₇CI)₂)₈)₇
2). Modelo del átomo, mediante la fórmula electrónica (configuración electrónica:

₊₁₇CI 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵
3). Modelo gráfico electrónico de un átomo:

⇵ ⇵
3er nivel ⇵
⇅ ⇅ ⇅
2do nivel ⇅
1er nivel ⇅
₊₁₇CI
2. La molécula de la sustancia simple cloro es diatómica. El cloro es un no metal, en reacciones quimicas puede ser un agente reductor, puede ser un agente oxidante.
3. Las moléculas de los átomos del grupo 7, el subgrupo principal del cloro, son diatómicas. A medida que la carga nuclear aumenta de flúor a astato, las propiedades no metálicas disminuyen y las metálicas aumentan.

4. Moléculas de átomos sustancias simples en el período: sodio, magnesio, aluminio, silicio - monoatómico; fósforo cuatroatómico P₄, azufre poliatómico (S) n, cloro diatómico CI₂. Del sodio al cloro cambian las propiedades de las sustancias: el sodio, el magnesio son metales, el aluminio es un metal anfótero, el silicio es un semimetal, el fósforo, el azufre y el cloro son no metales. Además, las propiedades redox cambian de izquierda a derecha en un período. El sodio, el magnesio y el aluminio son agentes reductores. El silicio, el fósforo, el azufre y el cloro pueden ser tanto agentes reductores como oxidantes.
5. Óxido de cloro superior – CI₂O₇, óxido de ácido:
6. Hidróxido –HCIO₄, cloro, ácido fuerte,

7. Compuesto volátil con hidrógeno HCl cloruro de hidrógeno, gas incoloro, de olor desagradable, muy soluble en agua, solución ácido clorhídrico HCl.

Características del magnesio:

1) Nombre del elemento - magnesio, símbolo químico - Mg, número de serie - No. 12, masa atómica Ar = 24 Grupo - 2, subgrupo - principal, tercer período
Carga del núcleo de un átomo de magnesio Z=+12 (hay 12 protones en el núcleo - p⁺ y 12 neutrones - n⁰)
Alrededor del núcleo de un átomo hay 3 niveles de energía, en los que se encuentran 12 electrones.

3) Con base en lo anterior escribiremos la estructura del átomo de magnesio y su fórmula electrónica:
A. Modelo de un átomo de magnesio mediante arcos:
₊₁₂Mg)₂)₈)₂

b. Modelo del átomo, mediante la fórmula electrónica (configuración electrónica:
fórmula electrónica del aluminio ₊₁₂Mg 1s²2s²2p⁶3s²

v. Modelo gráfico electrónico de un átomo:

3er nivel ⇵
⇅ ⇅ ⇅
2do nivel ⇅
1er nivel ⇅
₊₁₂Mg

4. Una sustancia simple, el magnesio metálico, consta de un átomo, la valencia del magnesio en los compuestos es 2 y el estado de oxidación es +2. El magnesio es un agente reductor.

5. Las moléculas de átomos del grupo 2, el subgrupo principal, son monoatómicas. A medida que la carga del núcleo aumenta de berilio a radio, las propiedades no metálicas disminuyen y las metálicas aumentan.

6. Moléculas de átomos de sustancias simples en el período: sodio, magnesio, aluminio, silicio - monoatómicos; fósforo cuatroatómico P₄, azufre poliatómico (S) n, cloro diatómico CI₂. Del sodio al cloro cambian las propiedades de las sustancias: el sodio, el magnesio son metales, el aluminio es un metal anfótero, el silicio es un semimetal, el fósforo, el azufre y el cloro son no metales. Además, las propiedades redox cambian de izquierda a derecha en un período. El sodio, el magnesio y el aluminio son agentes reductores. El silicio, el fósforo, el azufre y el cloro pueden ser tanto agentes reductores como oxidantes.
7. Fórmula del óxido superior: MgO – óxido básico
8. Fórmula del hidróxido: Mg(OH)₂ - base insoluble en agua.

9. compuesto volátil no se forma con hidrógeno, y el compuesto de magnesio con hidrógeno es hidruro de aluminio MgH₂ - Es una sustancia sólida, blanca, no volátil. Ligeramente soluble en agua. Interactúa con agua y alcoholes. MgH₂ + 2H₂O = 2H₂ + Mg(OH)₂

Se desintegra en elementos cuando se expone a un calor fuerte.

Tareas para autoejecución

1. Organice los siguientes elementos en orden ascendente. propiedades reductoras: fósforo, magnesio, cloro.

2. Ordene las siguientes sustancias en orden de debilitamiento. propiedades no metálicas: antimonio, bismuto, silicio, fósforo.

3. Indica cuál de los dos ácidos es más fuerte (explica tu respuesta):

a) H 2 Se o H 2 Te b) H 2 CrO 4 o HMnO 4

4. Para elementos con números atómicos 33, 37, 17, 31, 41, componga fórmulas para el óxido superior, el hidróxido superior e indique su naturaleza. Nombra los estados de oxidación más altos y más bajos posibles.

5. Inventar fórmulas para compuestos con hidrógeno de elementos, si se conocen sus fórmulas. óxidos superiores:

a) E 2 O b) E 2 O 5 c) EO d) E 2 O 3 e) EO 3

6. Dar descripción completa elementos numerados 42 y 35.

ESTRUCTURA ATÓMICA.

DISPOSICIÓN DE ELECTRONES POR NIVELES DE ENERGÍA

Átomo de un elemento químico. Es un sistema eléctricamente neutro que consta de un núcleo cargado positivamente, en el que se concentra casi toda la masa del átomo, y electrones ubicados cerca del núcleo.

Número atómico (o atómico) elemento indica la carga del núcleo de un átomo. en esto significado fisico número atómico del elemento.

En un átomo, el número de protones, que determinan la carga del núcleo atómico, y el número de electrones son iguales. Esto determina la neutralidad eléctrica del átomo.

Número de masa - el número total de protones y neutrones en el núcleo.

Elemento químico – Este es un tipo de átomo con la misma carga nuclear. La carga nuclear es la principal característica de un átomo de un elemento químico.

Isótopos– átomos de un elemento químico (que tienen mismo cargo núcleos atómicos), pero difieren en números másicos.

La masa atómica relativa es la media aritmética de los números másicos de todos los isótopos de un elemento químico determinado.

Tarea 1. Determine el número de protones, neutrones y electrones en un átomo del isótopo de fósforo 31 R.

en la tabla periódica elementos quimicos DI. El fósforo de Mendeleev (PS) tiene número atómico 15. Por lo tanto. Su carga principal es +15. Esto significa que hay 15 protones en el núcleo, número total Hay 15 electrones en un átomo. El número de neutrones es N = 31-15 = 16.

Por ideas modernas un electrón en un átomo tiene una naturaleza dual (partícula y onda al mismo tiempo). El electrón no tiene una coordenada específica en el espacio y no se mueve a lo largo de una trayectoria. Hablan de su presencia probabilística en todos los puntos del espacio.

Nube de electrones (orbital) – la región del espacio alrededor del núcleo en la que es más probable que se encuentre un electrón. El estado de los electrones en un átomo se describe mediante el conjunto números cuánticos. Para cada electrón de un átomo determinado, el conjunto de 4 números cuánticos es individual.

Números cuánticos.

1. Número cuántico principal(n) caracteriza la energía del electrón y su distancia al núcleo. Los electrones con cantidades iguales de energía e igualmente distantes del núcleo se combinan en uno nivel de energía.

n = 1, 2, 3 … 7 que menos valor n, cuanto más cerca está el electrón del núcleo, más fuertemente se siente atraído por el núcleo, la reserva de energía de dichos electrones es mínima. Valor numérico n es igual al número del nivel de energía en el que se puede ubicar el electrón.

norte = 2 norte 2, donde norte es número máximo electrones

Cuando n = 1 N = 2

n= 3 n=18, etc.

2. Número cuántico orbital (lateral)(l) - describe la forma del orbital del electrón. Si el orbital es esférico, se llama orbital s; si tiene forma de mancuerna, se llama orbital p. Aún más formas complejas se llaman orbitales d y orbitales f.

O s-orbital ∞ -p-orbital

Los electrones con la misma reserva de energía pueden ocupar una región del espacio con forma diferente, en este caso se habla de subnivel(s, p, d, f - subniveles).

3. Número cuántico magnético(m l) – caracteriza la orientación del orbital en el espacio:

Siempre hay un orbital S, ya que su rotación es espacio tridimensional no implica un cambio de ubicación.

Los hábitats P se pueden orientar a lo largo de los ejes x, y, z. Por consiguiente, pueden ubicarse en una de tres posiciones mutuamente perpendiculares.

Hay 5 orbitales D (orientados de manera diferente en el espacio), los orbitales f deberían ser 7, etc.

En el diagrama mostraremos cada uno de los posibles orbitales con un rectángulo □ o un guión -.

4. Número cuántico de espín(m s): describe la rotación de los electrones alrededor de su eje (en sentido horario o antihorario). En el diagrama, las diferentes rotaciones de electrones se muestran mediante flechas o ↓.

Principios para llenar orbitales de electrones:

1. Un orbital no puede contener más de dos electrones.

2. Al llenar los orbitales de un subnivel, el estado más estable es aquel en el que el número de electrones desapareados es mayor.

(la dirección de rotación de los electrones es la misma).

3.El orden de llenado de los subniveles está determinado por el principio.

El estado de cada electrón de un átomo se caracteriza por 4 números cuánticos:

A) Número cuántico principal n- determina el número de niveles de un átomo y coincide con el número del período en el que se encuentra el elemento.

Por ejemplo: n = 2, lo que significa que el átomo tiene dos capas con electrones, por lo tanto, el elemento se encuentra en el segundo período.

Número cuántico principal n - determina existencias totales Energía del electrón y su distancia al núcleo. Cuanto más se aleja el electrón del átomo, mayor es la reserva de energía. En n = 1, la energía del electrón es mínima.

norte = 1 K – nivel

n = 2 L – nivel

n = 3 M – nivel

norte = 4 norte – nivel

n = 5 O – nivel

n = 6 Р – nivel

n = 7 Q – nivel

b) Número cuántico lateral l - Determina la forma de la nube de electrones. Su valor es 1 menos que el número cuántico principal.

Los subniveles están determinados por el valor del número cuántico lateral.

Por ejemplo: si n = 1 l = 0, entonces este es s - subnivel

n = 2 l = 0,1, entonces estos son s, p - subniveles

n = 3 l = 0,1,2, entonces estos son s, р, d - subniveles

n = 4 l = 0,1,2,3 entonces estos son s, р, d, f - subniveles

c) Número cuántico magnético m – Determina la dirección de alargamiento de la nube de electrones en un campo magnético. Este cantidad vectorial tiene positivo y valores negativos dentro del número cuántico lateral.

Por ejemplo: l = 0, m = 0, entonces esto es s – subnivel - una celda

l = 1, metro = – 1, 0,+1 r – subnivel - 3 celdas

l = 2, metro = –2, – 1, 0,+1,+2 d – subnivel - 5 celdas

d) Cuántico número de giro S determina la dirección de rotación del electrón alrededor propio eje. Si S = + 1/2, entonces el electrón gira alrededor de su propio eje en el sentido de las agujas del reloj y se designa convencionalmente.

Si S = – 1/2, entonces el electrón gira alrededor de su propio eje en sentido antihorario y se designa convencionalmente ↓.

La estructura del átomo y la distribución de electrones entre las capas de elementos de períodos pequeños y grandes.

En 1913 año científico-N. Bohr desarrolló teoría cuántica estructura del átomo. La teoría se basó en los siguientes postulados: un electrón puede moverse alrededor del núcleo de un átomo no en ninguna órbita, sino en órbitas bien definidas. El número de órbitas de un elemento está determinado por el número de período. Hay siete períodos, lo que significa que hay 1,2,3,4,5,6,7 niveles de energía, que se llaman capas cuánticas y se designan: K, L, M, N, O, P, Q.

Los niveles se dividen en subniveles, que se designan con letras. alfabeto latino s, p, d, f.

Primero nivel de energía corresponde a s - subnivel, el segundo nivel - dos subniveles: s, p, el tercer nivel - tres subniveles: s, p, d, el cuarto nivel - cuatro subniveles: s, p, d, f.

Según el segundo principio pauli: dos electrones pueden ocupar la misma órbita siempre que sus espines tengan direcciones opuestas

Según el principio de Pauli:

· el primer nivel contiene no más de 2 electrones

· segundo – no más de 8,

· tercero – no más de 18,

· cuarto – no más de 32 electrones

Si algún nivel en un átomo está vacío, entonces los electrones que contiene se distribuyen de acuerdo con la regla de Hund:

Las células cuánticas se llenan primero con un electrón y luego con otro de espín opuesto.

a) diagrama de la estructura del átomo H +1) 1e

b) imagen grafica capa electrónica del átomo del elemento hidrógeno

Preguntas de seguridad:

1. ¿Qué requisitos previos sirvieron de base para el descubrimiento? ley periódica?

2. ¿Cómo se estructura horizontalmente la tabla periódica? ¿Qué periodos se distinguen en la tabla periódica?

3. ¿Cómo se estructura verticalmente la tabla periódica? Describe los subgrupos principal y secundario.

4. ¿Qué elementos químicos de la tabla periódica están asociados con Rusia?

5. Describe las coordenadas del elemento No. 33 y No. 41 en la tabla periódica.

6. ¿Qué une a los elementos de los subgrupos principal y secundario? Dar ejemplos

7. Organice los siguientes elementos: fósforo, magnesio, cloro, en orden creciente de propiedades no metálicas. Organice estos elementos en orden creciente de propiedades metálicas.

8. Organice los siguientes elementos: antimonio, fósforo, bismuto, en orden creciente de propiedades no metálicas. Organice estos elementos en orden creciente de propiedades metálicas.

9. Organice los siguientes elementos: magnesio, bario, estroncio, berilio, en orden de radios atómicos crecientes. ¿Cómo cambian las propiedades metálicas de los elementos en esta serie?

10. Escribir fórmulas electrónicas. próximos átomos: oxígeno, magnesio, fósforo, argón, vanadio.

Tema 1.3: Estructura de la materia

Lista de cuestiones a estudiar:

1. covalente enlace químico. Mecanismo de educación. Electronegatividad. Enlaces covalentes polares y apolares. Redes cristalinas moleculares y atómicas.

2. Enlace químico iónico. Cationes, su formación a partir de átomos como resultado del proceso de oxidación. Aniones, su formación a partir de átomos como resultado del proceso de reducción. enlace iónico, como enlace entre cationes y aniones debido a la atracción electrostática. Redes cristalinas iónicas.

3. Conexión metálica. Metal red cristalina y enlace químico metálico. Propiedades físicas rieles

4. Estados agregados de sustancias y enlaces de hidrógeno. Sólido, líquido y estado gaseoso sustancias. Transferencia de materia de uno estado de agregación a otro. Enlace de hidrógeno, su papel en la formación de estructuras de biopolímeros.

5. Sustancias puras y mezclas. El concepto de mezcla de sustancias. Mezclas homogéneas y heterogéneas. Composición de mezclas: fracciones en volumen y masa de los componentes de la mezcla. fracción de masa impurezas.

Sistemas dispersos. El concepto de sistema disperso. Fase dispersa y medio de dispersión. Clasificación de sistemas dispersos. El concepto de sistemas coloidales.

Enlace químico covalente. Mecanismo de formación de enlaces covalentes (intercambio y donante-aceptor). Electronegatividad. Enlaces covalentes polares y apolares. Multiplicidad del enlace covalente. Redes cristalinas moleculares y atómicas.

Un enlace covalente se forma como resultado de la superposición de nubes de átomos de electrones, acompañada de la liberación de energía.

Existen varios mecanismos para la formación de enlaces covalentes: intercambio(equivalente), donante-aceptador, dativo.

Cuando se utiliza el mecanismo de intercambio, la formación de enlaces se considera como resultado del emparejamiento de espines. electrones libresátomos. En este caso hay una superposición de dos orbitales atómicosátomos vecinos, cada uno de los cuales está ocupado por un electrón. Por lo tanto, a cada uno de los átomos unidos se les asigna un par de electrones para compartirlos, como si los intercambiaran. Por ejemplo, cuando se forma una molécula de trifluoruro de boro a partir de átomos, tres orbitales atómicos del boro, cada uno de los cuales tiene un electrón, se superponen con tres orbitales atómicos. de tres átomos de flúor (cada uno de ellos también tiene un electrón desapareado). Como resultado del emparejamiento de electrones en las áreas de superposición de los orbitales atómicos correspondientes, aparecen tres pares de electrones que unen los átomos formando una molécula.

Según el mecanismo donante-aceptor, el orbital con un par de electrones de un átomo y el orbital libre de otro átomo se superponen. En este caso, también aparece un par de electrones en la región de superposición. Según el mecanismo donador-aceptor, se produce, por ejemplo, la adición de un ion fluoruro a una molécula de trifluoruro de boro. Vacante r-orbital del boro (aceptor par de electrones) en la molécula BF 3 se superpone con r-orbital del ion F −, que actúa como donador de un par de electrones. En el ion resultante, los cuatro enlaces covalentes boro-flúor son equivalentes en longitud y energía, a pesar de la diferencia en el mecanismo de su formación.

Átomos, externos capa de electrones que consiste únicamente en s- Y r Los orbitales -pueden ser donantes o aceptores de un par de electrones. Átomos cuya capa electrónica externa incluye d-Los orbitales pueden actuar como donantes y aceptores de pares de electrones. En este caso, se considera el mecanismo dativo de formación del enlace. Un ejemplo de la manifestación del mecanismo dativo de formación de enlaces es la interacción de dos átomos de cloro. Dos átomos de cloro en una molécula de Cl 2 forman un enlace covalente mediante un mecanismo de intercambio, combinando sus 3 no apareados. r-electrones. Además, hay superposición 3 r-orbital del átomo de Cl-1, que tiene un par de electrones y 3 vacante d-orbitales del átomo Cl-2, así como superposición 3 r-orbital del átomo de Cl-2, que tiene un par de electrones y está vacío 3 d-orbitales del átomo de Cl-1. La acción del mecanismo dativo conduce a un aumento de la fuerza de los enlaces. Por lo tanto, la molécula Cl 2 es más fuerte que la molécula F 2, en la que los enlaces covalentes se forman únicamente mediante el mecanismo de intercambio:

Electronegatividad (χ)- fundamental propiedad químicaátomo, una característica cuantitativa de la capacidad de un átomo en una molécula para atraer pares de electrones comunes.