Будова атома, хімічний зв'язок, валентність та будова молекул. Будова атомів хімічних елементів

Документальні учбові фільми. Серія "Фізика".

Атом (від грецького atomos – неподільний) – одноядерна, неподільна хімічним шляхом частка хімічного елемента, носій якості речовини. Речовини складаються з атомів. Сам атом складається з позитивно зарядженого ядра та негативно зарядженої електронної хмари. Загалом атом електронейтральний. Розмір атома повністю визначається розміром його електронної хмари, оскільки розмір ядра мізерно малий у порівнянні з розміром електронної хмари. Ядро складається з Z позитивно заряджених протонів (заряд протона відповідає +1 в умовних одиницях) та N нейтронів, які не несуть на собі заряду (протони та нейтрони називають нуклонами). Таким чином, заряд ядра визначаться лише кількістю протонів і дорівнює порядковому номеру елемента таблиці Менделєєва. Позитивний заряд ядра компенсується зарядженими електронами (заряд електрона -1 в умовних одиницях), які формують електронну хмару. Кількість електронів дорівнює кількості протонів. Маси протонів і нейтронів рівні (відповідно 1 та 1 а.е.м.).

Маса атома визначається масою його ядра, оскільки маса електрона приблизно в 1850 разів менша за масу протона і нейтрона і в розрахунках рідко враховується. Кількість нейтронів можна дізнатися з різниці між масою атома та кількістю протонів (N=A-Z). Вид атомів будь-якого хімічного елемента з ядром, що складається з строго певного числапротонів (Z) та нейтронів (N) називається нуклідом.

Перед вивченням властивостей електрона та правил формування електронних рівнів, необхідно торкнутися історії формування уявлень про будову атома. Ми не розглядатимемо повну історію становлення атомарної будови, а зупинимося лише на найактуальніших і найбільш "вірних" уявленнях, здатних найбільш наочно показати як розташовуються електрони в атомі. Першими наявність атомів як елементарних складових речовини припустили ще давньогрецькі філософи. Після чого історія будови атома пройшла складний шлях та різні уявлення, такі як неподільність атома, Томсонівська модель атома та інші. Найближчою виявилася модель атома, запропонована Ернестом Резерфордом у 1911 році. Він порівняв атом з сонячною системою, де у ролі сонця виступало ядро ​​атома, а електрони рухалися навколо нього подібно до планет. Розміщення електронів на стаціонарних орбітах було важливим кроком у розумінні будови атома. Проте така планетарна модельбудова атома суперечила класичній механікою. Справа в тому, що при русі електрона по орбіті він повинен був втрачати потенційну енергію і, зрештою, "впасти" на ядро ​​і атом повинен був припинити своє існування. Такий феномен був усунений запровадженням постулатів Нільсом Бором. Відповідно до цих постулатів електрон рухався стаціонарними орбітами навколо ядра і за нормальних умов не поглинав і не випускав енергію. Постулати показують, що з опису атома закони класичної механіки підходять. Така модель атома називається моделлю Бора-Резерфорда. Продовженням планетарної будовиатома є квантово-механічна модель атома, згідно з якою ми і розглядатимемо електрон.

Електрон є квазічастинкою виявляючи корпускулярно-хвильовий дуалізм. Він одночасно є і часткою (корпускула) і хвилею. До властивостей частки можна віднести масу електрона та його заряд, а до хвильових властивостей – здатність до дифракції та інтерференції. Зв'язок між хвильовими та корпускулярними властивостями електрона відображено у рівнянні де Бройля.

(Конспект лекцій)

Будова атома. Вступ.

Об'єктом вивчення хімії є хімічні елементи та його сполуки. Хімічним елементомназивають сукупність атомів із однаковим позитивним зарядом. атом- Це найменша частка хімічного елемента, що зберігає його Хімічні властивості. Зв'язуючись один з одним атоми одного або різних елементів утворюють складніші частинки – молекули. Сукупність атомів чи молекул утворюють хімічні речовини. Кожна індивідуальна хімічна речовина характеризується набором індивідуальних фізичних властивостей, такими як температури кипіння та плавлення, щільністю, електро- та теплопровідністю тощо.

1. Будова атома та Періодична система елементів

Д.І. Менделєєва.

Знання та розуміння закономірностей порядку заповнення Періодичної системиелементів Д.І. Менделєєва дозволяє зрозуміти таке:

1.фізичну суть існування у природі певних елементів,

2.природу хімічної валентності елемента,

3.здатність та "легкість" елемента віддавати або приймати електрони при взаємодії з іншим елементом,

4.природу хімічних зв'язків, які може утворити даний елементпри взаємодії з іншими елементами, просторова будова простих та складних молекул та ін., ін.

Будова атома.

Атом є складною мікросистемою що у русі і взаємодіючих друг з одним елементарних частинок.

Наприкінці 19 і на початку 20 століть було встановлено, що атоми складаються з дрібніших частинок: нейтронів, протонів і електронів, останні дві частинки є зарядженими частинками, протон несе у собі позитивний заряд, електрон - негативний. Оскільки атоми елемента в основному стані електронейтральні, це означає, що число протонів в атомі будь-якого елемента дорівнює числу електронів. Маса атомів визначається сумою маси протонів і нейтронів, кількість яких дорівнює різниці маси атомів та його порядкового номера у періодичній системі Д.І. Менделєєва.

У 1926 р. Шредінгер запропонував описувати рух мікрочастинок в атомі елемента за допомогою виведеного ним хвильового рівняння. При вирішенні хвильового рівняння Шредінгера для атома водню з'являються три цілих квантових числа: n, ℓ і m ℓ , Які характеризують стан електрона в тривимірному просторі в центральному полі ядра Квантові числа n, ℓ і m ℓ набувають цілісних значень. Хвильова функція, що визначається трьома квантовими числами n, ℓ і m ℓ і одержувана в результаті розв'язання рівняння Шредінгера, називається орбіталлю. Орбіталь - це область простору, в якому найімовірніше знаходження електрона, Що належить атому хімічного елемента Таким чином, рішення рівняння Шредінгера для атома водню призводить до появи трьох квантових чисел, фізичний сенсяких у тому, що вони характеризують три різного виду орбіталей, які може мати атом. Розглянемо докладніше кожне квантове число.

Головне квантове число n може набувати будь-яких позитивних цілісних значень: n = 1,2,3,4,5,6,7…Воно характеризує енергію електронного рівня і розмір електронної хмари. Характерно, що номер головного квантового числа збігається з номером періоду, де знаходиться даний елемент.

Азимутальне чи орбітальне квантове числоℓ може набувати цілісних значень від ℓ = 0….до n – 1 визначає момент руху електронів, тобто. форму орбіталі. Для різних чисельних значень ℓ використовують такі позначення: ℓ = 0, 1, 2, 3, та позначаються символами s, p, d, fвідповідно для ℓ = 0, 1, 2 та 3. У періодичній системі елементів немає елементів зі спиновим числом ℓ = 4.

Магнітне квантове числоm ℓ характеризує просторове розташування електронних орбіталей і, отже, електромагнітні властивості електрона. Воно може набувати значень від – ℓ до + ℓ , включаючи нуль.

Форма або, точніше, властивості симетрії атомних орбіталей залежить від квантових чисел ℓ і m ℓ . "Електронна хмара", відповідна s- орбіталі має, має форму кулі (при цьому ℓ = 0).

Рис.1. 1s-орбіталь

Орбіталі, які визначаються квантовими числами ℓ = 1 і m ℓ = -1, 0 і +1, називаються р-орбіталями. Оскільки m ℓ при цьому має три різних значень, То атом при цьому має три енергетично еквівалентні р-орбіталі (головне квантове число для них одне і теж і може мати значення n = 2,3,4,5,6 або 7). р-орбіталі мають осьову симетрію і мають вигляд об'ємних вісімок, у зовнішньому полі орієнтованих по осях x, y і z (рис.1.2). Звідси і походження символіки p x , p y p z .

Рис.2. р x , p y і p z -орбіталі

Крім того, є d-і f- атомні орбіталі, для перших ℓ = 2 і m ℓ = -2, -1, 0, +1 та +2, тобто. п'ять АТ, для других ℓ = 3 та m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 та +3, тобто. 7 АТ.

Четверте квантове m sназивається спиновим квантовим числом, було введено пояснення деяких тонких ефектів у спектрі атома водню Гаудсмітом і Уленбеком в 1925г. Спин електрона – це кутовий момент зарядженої елементарної частки електрона, орієнтація якого квантована, тобто. суворо обмежена певними кутами. Ця орієнтація визначається значенням спінового магнітного квантового числа (s), яке для електрона дорівнює ½ , тому для електрона згідно з правилами квантування m s = ± ½. У зв'язку з цим до набору із трьох квантових чисел слід додати квантове число m s . Підкреслимо ще раз, що чотири квантові числа визначають порядок побудови періодичної таблиці елементів Менделєєва і пояснюють, чому в першому періоді лише два елементи, у другому та в третьому – по вісім, - у четвертому – 18 і т. д. Проте, щоб пояснити будову багатоелектронних атомів, порядок заповнення електронних рівнів у міру збільшення позитивного заряду атома недостатньо мати уявлення про чотири квантові числа, що "керують" поведінкою електронів при заповненні електронних орбіталей, але необхідно знати ще деякі прості правила, а саме, принцип Паулі, правило Гунда та правила Клечковського.

Відповідно до принципу Паулі в тому самому квантовому стані, що характеризується певними значеннями чотирьох квантових чисел, не може знаходитися більше одного електрона.Це означає, що один електрон можна в принципі помістити на будь-яку атомну орбіталь. Два електрони можуть бути на одній атомній орбіталі тільки в тому випадку, якщо вони відрізняються спіновими квантовими числами.

При заповненні електронами трьох р-АО, п'яти d-AO та семи f-AO слід керуватися крім принципу Паулі ще й правилом Гунду: Заповнення орбіталей однієї підболочки в основному стані відбувається електронами з однаковими спинами.

При заповненні підболочок (p, d, f)абсолютне значення суми спинів має бути максимальною.

Правило Клечковського. Відповідно до правила Клечковського під час заповненняd і fорбіталією електронами повинен дотримуватисяпринцип мінімальної енергії Відповідно до цього принципу електрони здебільшого заповнюють орбіталі з мінімальними рівнями енергії. Енергію підрівня визначають сума квантових чиселn + ℓ = Е .

Перше правило Клечковського: спочатку заповнюються ті підрівні, для якихn + ℓ = Е мінімальна.

Друге правило Клечковського: у разі рівностіn + ℓ для декількох підрівнів йде заповнення того рівня, для якогоn мінімальна .

На даний час відомо 109 елементів.

2. Енергія іонізації, спорідненість до електрона та електронегативність.

Найважливішими характеристиками електронної конфігурації атома є енергія іонізації (ЕІ) або потенціал іонізації (ПІ) та спорідненість атома до електрона (СЕ). Енергією іонізації називають зміну енергії у процесі відриву електрона від вільного атома при 0 К: А = + + ē . Залежність енергії іонізації від порядкового номера елемента Z, розміру атомного радіусу має яскраво виражений періодичний характер.

Спорідненість до електрона (СЕ), є зміною енергії, яким супроводжується приєднання електрона до ізольованого атома з утворенням негативного іона при 0 К: А + ē = А - (атом та іон знаходяться у своїх основних станах).У цьому електрон займає нижчу вільну атомну орбіталь (НСАО), якщо ВЗАО зайнята двома електронами. СЕ сильно залежить від їхньої орбітальної електронної конфігурації.

Зміни ЕІ та СЕ корелюють зі зміною багатьох властивостей елементів та їх сполук, що використовується для передбачення цих властивостей за значеннями ЕІ та СЕ. Найбільш високим за абсолютною величиною спорідненістю до електрона мають галогени. У кожній групі періодичної таблиці елементів потенціал іонізації або ЕІ зменшується зі збільшенням номера елемента, що пов'язано зі збільшенням атомного радіусу та збільшенням кількості електронних шарів і що добре корелює зі збільшенням відновлювальної здатності елемента.

У таблиці 1 Періодичної системи елементів наведено значення ЕІ та СЕ в еВ/на атом. Відмітимо, що точні значенняСЕ відомі лише небагатьох атомів, їх величини підкреслено таблиці 1.

Таблиця 1

Перша енергія іонізації (ЕІ), спорідненість до електрона (СЕ) та електронегативність χ) атомів у періодичній системі.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1.26(α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						Проs

χ – електронегативність за Полінгом

r- атомний радіус, (з «Лабораторні та семінарські заняття з загальної та неорганічної хімії», Н.С. Ахметов, М.К. Азізова, Л.І. Бадигіна)

Хімічними речовинами називають те, з чого складається навколишній світ.

Властивості кожної хімічної речовини поділяються на два типи: це хімічні, що характеризують його здатність утворювати інші речовини, та фізичні, які об'єктивно спостерігаються та можуть бути розглянуті у відриві від хімічних перетворень. Так, наприклад, фізичними властивостями речовини є його агрегатний стан (твердий, рідкий або газоподібний), теплопровідність, теплоємність, розчинність у різних середовищах (вода, спирт та ін), щільність, колір, смак і т.д.

Перетворення одних хімічних речовинінші речовини називають хімічними явищами або хімічними реакціями. Слід зазначити, що є також і фізичні явища, які, очевидно, супроводжуються зміною будь-яких фізичних властивостейречовини без його перетворення на інші речовини. До фізичних явищ, наприклад, відносяться плавлення льоду, замерзання чи випаровування води та ін.

Про те, що в ході якогось процесу має місце хімічне явище, можна зробити висновок, спостерігаючи характерні ознаки хімічних реакцій, такі як зміна кольору, утворення осаду, виділення газу, виділення теплоти та (або) світла.

Так, наприклад, висновок про перебіг хімічних реакцій можна зробити, спостерігаючи:

Утворення осаду при кип'ятінні води, що називається в побуті накипом;

Виділення тепла та світла при горінні багаття;

Зміна кольору зрізу свіжого яблукана повітрі;

Утворення газових бульбашок при бродінні тіста тощо.

Найдрібніші частинки речовини, які у процесі хімічних реакцій мало змінюються, лише по-новому з'єднуються між собою, називаються атомами.

Сама ідея про існування таких одиниць матерії виникла ще в стародавньої Греціїв умах античних філософів, що і пояснює походження терміна «атом», оскільки «атомос» у буквальному перекладі з грецької означає «неподільний».

Тим не менш, всупереч ідеї давньогрецьких філософів, атоми є абсолютним мінімумом матерії, тобто. самі мають складну будову.

Кожен атом складається з про субатомних частинок – протонів, нейтронів і електронів, позначених відповідно символами p + , n o і e − . Надрядковий індекс у позначеннях вказує на те, що протон має одиничний позитивний заряд, електрон - одиничний негативний заряд, а нейтрон заряду не має.

Що стосується якісного пристрою атома, то у кожного атома всі протони та нейтрони зосереджені в так званому ядрі, навколо якого електрони утворюють електронну оболонку.

Протон і нейтрон мають практично однакові маси, тобто. m p ≈ m n , а маса електрона майже 2000 разів менше маси кожного їх, тобто. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Оскільки фундаментальною властивістю атома є його електронейтральність, а заряд одного електрона дорівнює заряду одного протона, з цього можна зробити висновок про те, що кількість електронів у будь-якому атомі дорівнює кількості протонів.

Так, наприклад, у таблиці нижче представлений можливий склад атомів:

Вид атомів з однаковим зарядом ядер, тобто. з однаковим числомпротонів у їхніх ядрах називають хімічним елементом. Таким чином, з таблиці вище можна дійти невтішного висновку у тому, що атом1 і атом2 ставляться у одному хімічному елементу, а атом3 і атом4 — до іншого хімічному елементу.

Кожен хімічний елемент має свою назву та індивідуальний символ, який читається певним чином. Так, наприклад, найпростіший хімічний елемент, атоми якого містять у ядрі лише один протон, має назву «водень» і позначається символом «Н», що читається як «аш», а хімічний елемент із зарядом ядра +7 (тобто. що містить 7 протонів) - "азот", має символ "N", який читається як "ен".

Як можна помітити з таблиці, атоми одного хімічного елемента можуть відрізнятися кількістю нейтронів в ядрах.

Атоми, що відносяться до одного хімічного елементу, але мають різну кількість нейтронів і, як наслідок, масу, називають ізотопами.

Так, наприклад, хімічний елемент водень має три ізотопи – 1 Н, 2 Н та 3 Н. Індекси 1, 2 та 3 зверху від символу Н означають сумарну кількість нейтронів та протонів. Тобто. знаючи, що водень – це хімічний елемент, який характеризується тим, що у ядрах його атомів перебуває у одному протону, можна дійти невтішного висновку у тому, що у ізотопі 1 Н взагалі немає нейтронів (1-1=0), в ізотопі 2 Н – 1 нейтрон (2-1=1) та в ізотопі 3 Н – два нейтрони (3-1=2). Оскільки, як уже було сказано, нейтрон і протон мають однакові маси, а маса електрона порівняно з ними зневажливо мала, це означає, що ізотоп 2 Н практично вдвічі важчий за ізотоп 1 Н, а ізотоп 3 Н — і зовсім втричі . У зв'язку з таким великим розкидом мас ізотопів водню ізотопам 2 Н і 3 Н навіть присвоєно окремі індивідуальні назви і символи, що не характерно більше для жодного іншого хімічного елемента. Ізотопу 2 Н дали назву дейтерій і надали символ D, а ізотопу 3 Н дали назву тритій і надали символ Т.

Якщо прийняти масу протона і нейтрону за одиницю, а масою електрона знехтувати, фактично верхній лівий індекс крім сумарної кількості протонів і нейтронів в атомі можна вважати його масою, тому цей індекс називають масовим числом і позначають символом А. Оскільки за заряд ядра будь-якого атома відповідають протони, а заряд кожного протону умовно вважається рівним +1, кількість протонів в ядрі називають зарядовим числом(Z). Позначивши кількість нейтронів в атомі буквою N, математично взаємозв'язок між масовим числом, зарядовим числом та кількістю нейтронів можна виразити як:

Відповідно до сучасних уявлень, електрон має подвійну (корпускулярно-хвильову) природу. Він має властивості як частинки, так і хвилі. Подібно до частинки, електрон має масу і заряд, але в той же час потік електронів, подібно до хвилі, характеризується здатністю до дифракції.

Для опису стану електрона в атомі використовують уявлення квантової механіки, За якими електрон не має певної траєкторії руху і може знаходитися в будь-якій точці простору, але з різною ймовірністю.

Область простору навколо ядра, де найімовірніше знаходження електрона, називається атомною орбіталлю.

Атомна орбіталь може мати різною формою, розміром та орієнтацією. Також атомну орбіталь називають електронною хмарою.

Графічно одну атомну орбіталь прийнято позначати у вигляді квадратного осередку:

Квантова механіка має вкрай складний математичний апарат, тому в рамках шкільного курсу хімії розглядаються тільки наслідки квантово-механічної теорії.

Згідно з цими наслідками, будь-яку атомну орбіталь і електрон, що знаходиться на ній, повністю характеризують 4 квантові числа.

• Головне квантове число - n - визначає загальну енергію електрона на цій орбіталі. Діапазон значень головного квантового числа – усі натуральні числа, тобто. n = 1,2,3,4, 5 тощо.
• Орбітальне квантове число - l - характеризує форму атомної орбіталі і може приймати будь-які цілі значення від 0 до n-1, де n, нагадаємо, - це головне квантове число.

Орбіталі з l = 0 називають s-орбіталями. s-Орбіталі мають сферичну форму і не мають спрямованості у просторі:

Орбіталі з l = 1 називаються p-орбіталями. Дані орбіталі мають форму тривимірної вісімки, тобто. формою, отриманою обертанням вісімки навколо осі симетрії, і зовні нагадують гантель:

Орбіталі з l = 2 називаються d-орбіталями, а з l = 3 - f-орбіталями. Їхня будова набагато складніша.

3) Магнітне квантове число – m l – визначає просторову орієнтацію конкретної атомної орбіталі та виражає проекцію орбітального моменту імпульсу на напрямок магнітного поля. Магнітне квантове число m l відповідає орієнтації орбіталі щодо напряму вектора напруженості зовнішнього магнітного поля і може набувати будь-які цілі значення від –l до +l, включаючи 0, тобто. Загальна кількість можливих значеньодно (2l+1). Так, наприклад, при l = 0 m l = 0 (одне значення), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значення), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1 , +2 (п'ять значень магнітного квантового числа) тощо.

Приміром, p-орбитали, тобто. орбіталі з орбітальним квантовим числом l = 1, що мають форму «тривимірної вісімки», відповідають трьом значенням магнітного квантового числа (-1, 0, +1), що, у свою чергу, відповідає трьом перпендикулярним напрямкам в просторі.

4) Спинове квантове число (або просто спин) - m s - умовно можна вважати таким, що відповідає за напрям обертання електрона в атомі, воно може приймати значення. Електрони з різними спинами позначають вертикальними стрілками, спрямованими на різні боки: ↓ і .

Сукупність всіх орбіталей в атомі, що мають одне й те саме значення головного квантового числа, називають енергетичним рівнем або електронною оболонкою. Будь-який довільний енергетичний рівень із деяким номером n складається з n 2 орбіталей.

Безліч орбіталей з однаковими значеннямиОсновного квантового числа та орбітального квантового числа є енергетичний підрівень.

Кожен енергетичний рівень, якому відповідає головне квантове число n містить n підрівнів. У свою чергу, кожен енергетичний підрівень з орбітальним квантовим числом l складається з (2l+1) орбіталей. Таким чином, s-підрівень складається з однієї s-орбіталі, p-підрівень – трьох p-орбіталей, d-підрівень – п'яти d-орбіталей, а f-підрівень – з семи f-орбіталей. Оскільки, як було зазначено, одна атомна орбіталь часто позначається одним квадратним осередком, то s-, p-, d- і f-підрівні можна графічно зобразити так:

Кожній орбіталі відповідає індивідуальний строго певний набір трьох квантових чисел n, l і m l.

Розподіл електронів за орбіталями називають електронною конфігурацією.

Заповнення атомних орбіталей електронами відбувається відповідно до трьох умов:

• Принцип мінімуму енергії: електрони заповнюють орбіталі, починаючи з підрівня з найменшою енергією. Послідовність підрівнів у порядку збільшення їх енергій виглядає так: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Для того, щоб простіше запам'ятати цю послідовність заповнення електронних підрівнів, дуже зручна наступна графічна ілюстрація:

• Принцип Паулі: на кожній орбіталі може бути не більше двох електронів.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспареним, і якщо два, їх називають електронної парою.

• Правило Хунда: найбільш стійкий стан атома є такий, при якому в межах одного рівня атом володіє максимально можливим числом неспарених електронів. Такий найбільш стійкий стан атома називається основним станом.

Фактично вищесказане означає те, що, наприклад, розміщення 1-го, 2-х, 3-х і 4-х електронів на трьох орбіталях p-підрівня здійснюватиметься таким чином:

Заповнення атомних орбіталей від водню, що має зарядове число, що дорівнює 1, до криптону (Kr) із зарядовим числом 36 буде здійснюватися наступним чином:

Подібне зображення порядку заповнення атомних орбіталей називається енергетичною діаграмою. З електронних діаграм окремих елементів, можна записати їх звані електронні формули (конфігурації). Так, наприклад, елемент з 15 протонами і, як наслідок, 15 електронами, тобто. фосфор (P), матиме наступний вид енергетичної діаграми:

При переведенні в електронну формулу атома фосфору набуде вигляду:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Цифрами нормального розміру ліворуч від символу підрівня показаний номер енергетичного рівня, а верхніми індексами праворуч від символу підрівня показано кількість електронів на відповідному підрівні.

Нижче наведені електронні формули перших 36 елементів періодичної системи Д.І. Менделєєва.

період	№ елемента	символ	назва	електронна формула
I	1	H	водень	1s 1
	2	He	гелій	1s 2
II	3	Li	літій	1s 2 2s 1
	4	Be	берилій	1s 2 2s 2
	5	B	бір	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	вуглець	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	азот	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	кисень	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	фтор	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	неон	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	натрій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	Mg	магній	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	алюміній	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	кремній	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	фосфор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	сірка	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	хлор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	аргон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	калій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	кальцій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	скандій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	титан	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	ванадій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	хром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 тут спостерігається проскок одного електрона з sна dпідрівень
	25	Mn	марганець	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	залізо	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	Co	кобальт	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	нікель	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	мідь	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 тут спостерігається проскок одного електрона з sна dпідрівень
	30	Zn	цинк	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	галій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	германій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	As	миш'як	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	селен	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	бром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	Kr	криптон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Як було зазначено, переважно своєму стані електрони в атомних орбіталях розташовані відповідно до принципу найменшої енергії. Тим не менш, за наявності порожніх p-орбіталей в основному стані атома, нерідко при повідомленні йому надлишкової енергії атом можна перевести в так званий збуджений стан. Так, наприклад, атом бору в основному стані має електронну конфігурацію та енергетичну діаграму наступного виду:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

На збудженому стані (*), тобто. при повідомленні деякої енергії атому бору, його електронна конфігурація та енергетична діаграма виглядатимуть так:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Залежно від того, який рівень в атомі заповнюється останнім, хімічні елементи ділять на s, p, d або f.

Знаходження s, p, d та f-елементів у таблиці Д.І. Менделєєва:

• У s-елементів останній заповнений s-підрівень. До цих елементів відносяться елементи головних (ліворуч у осередку таблиці) підгруп I та II груп.
• p-елементів заповнюється p-підрівень. До p-елементів відносять останні шість елементів кожного періоду, крім першого та сьомого, а також елементи головних підгруп III-VIII груп.
• d-Елементи розташовані між s- та p-елементами у великих періодах.
• f-Елементи називають лантаноїдами та актиноїдами. Вони винесені донизу таблиці Д.І. Менделєєва.

Урок присвячений формуванню уявлень про складну будову атома. Розглядається стан електронів в атомі, вводяться поняття «атомна орбіталь та електронна хмара», форми орбіталей (s-, p-, d-орбіталі). Також розглядаються такі аспекти, як максимальна кількість електронів на енергетичних рівнях та підрівнях, розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями в атомах елементів перших чотирьох періодів, валентні електрони s-, p- та d-елементів. Наводиться графічна схема будови електронних шарів атомів (електронно-графічна формула).

Тема: Будова атома. Періодичний закон Д.І. Менделєєва

Урок: Будова атома

У перекладі з грецької мови слово « атом»означає "неподільний". Проте були відкриті явища, які демонструють можливість його поділу. Це випромінювання рентгенівських променів, катодних променів, явище фотоефекту, явище радіоактивності. Електрони, протони та нейтрони – це частинки, з яких складається атом. Вони називаються субатомними частинками.

Табл. 1

Крім протонів, до складу ядра більшості атомів входять нейтрони, що не несуть жодного заряду. Як очевидно з табл. 1 маса нейтрона практично не відрізняється від маси протона. Протони та нейтрони складають ядро ​​атома і називаються нуклонами (Nucleus - ядро). Їхні заряди та маси в атомних одиницях маси (а.е.м.) показані в таблиці 1. При розрахунку маси атома масою електрона можна знехтувати.

Маса атома ( масове число)дорівнює сумі мас, що становлять його ядро ​​протонів і нейтронів. Масове число позначається буквою А. З назви цієї величини видно, що вона тісно пов'язана із заокругленою до цілого числа атомною масою елемента. A = Z + N

Тут A- масове число атома (сума протонів та нейтронів), Z- Заряд ядра (число протонів в ядрі), N- Число нейтронів в ядрі. Відповідно до вчення про ізотопи, поняття «хімічний елемент» можна дати таке визначення:

Хімічним елементом називається сукупність атомів із однаковим зарядом ядра.

Деякі елементи існують у вигляді кількох ізотопів. "Ізотопи" означає "що займає одне і теж місце". Ізотопи мають однакову кількість протонів, але відрізняються масою, тобто числом нейтронів у ядрі (числом N). Оскільки нейтрони практично не впливають на хімічні властивості елементів, всі ізотопи того самого елемента хімічно не відрізняються.

Ізотопами називаються різновиди атомів одного і того ж хімічного елемента з однаковим зарядом ядра (тобто з однаковим числом протонів), але з різним числом нейтронів у ядрі.

Ізотопи відрізняються один від одного лише масовим числом. Це позначається або верхнім індексом у правому кутку, або в рядок: 12 С або С-12 . Якщо елемент містить кілька природних ізотопів, то періодичній таблиці Д.І. Менделєєва вказується, його середня атомна маса з урахуванням поширеності. Наприклад, хлор містить 2 природні ізотопи 35 Cl і 37 Cl, вміст яких становить відповідно 75% і 25%. Таким чином, атомна маса хлору дорівнюватиме:

Аr(Cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Для важких штучно-синтезованих атомів наводиться одне значення атомної маси квадратних дужках. Це атомна маса найбільш стійкого ізотопу даного елемента.

Основні моделі будови атома

Історично першою у 1897 році була модель атома Томсона.

Рис. 1. Модель будови атома Дж. Томсона

Англійський фізик Дж. Дж. Томсон висловив припущення, що атоми складаються з позитивно зарядженої сфери, в яку вкраплені електрони (рис. 1). Цю модель образно називають "сливовий пудинг", булочка з родзинками (де "родзинки" - це електрони), або "кавун" з "насінням" - електронами. Однак від цієї моделі відмовилися, тому що були отримані експериментальні дані, що суперечать їй.

Рис. 2. Модель будови атома Е. Резерфорда

У 1910 році англійський фізик Ернст Резерфорд зі своїми учнями Гейгером і Марсден провели експеримент, який дав разючі результати, незрозумілі з погляду моделі Томсона. Ернст Резерфорд довів на досвіді, що в центрі атома є позитивно заряджене ядро ​​(рис. 2), навколо якого, подібно до планет навколо Сонця, обертаються електрони. Атом загалом електронейтральний, а електрони утримуються в атомі з допомогою сил електростатичного тяжіння (кулонівських сил). Ця модель мала багато суперечностей і, головне, не пояснювала, чому електрони не падають на ядро, а також можливість поглинання та випромінювання ним енергії.

Данський фізик Н. Бор у 1913 році, взявши за основу модель атома Резерфорда, запропонував модель атома, в якій електрони-частинки обертаються навколо ядра атома приблизно так, як планети обертаються навколо Сонця.

Рис. 3. Планетарна модель Н. Бора

Бор припустив, що електрони в атомі можуть стійко існувати тільки на орбітах, віддалених від ядра на певні відстані. Ці орбіти він назвав стаціонарними. Поза стаціонарними орбітами електрон існувати не може. Чому це так, Бор на той час пояснити не міг. Але він показав, що така модель (рис. 3) дозволяє пояснити багато експериментальних фактів.

В даний час для опису будови атома використовується квантова механіка.Це наука, головним аспектом якої є те, що електрон володіє властивостями частки і хвилі одночасно, тобто корпускулярно-хвильовим дуалізмом. Згідно з квантовою механікою, область простору, в якій ймовірність знаходження електрона найбільша, називаєтьсяорбіталлю. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим менша його енергія взаємодії з ядром. Електрони з близькими енергіями утворюють енергетичний рівень. Число енергетичних рівніводно номеру періоду, У якому знаходиться даний елемент у таблиці Д.І. Менделєєва. Існують різні форми атомних орбіталей. (Мал. 4). d-орбіталь та f-орбіталь мають складнішу форму.

Рис. 4. Форми атомних орбіталей

В електронній оболонці будь-якого атома рівно стільки електронів, скільки протонів у його ядрі, тому атом загалом електронейтральний. Електрони в атомі розміщуються так, щоб їхня енергія була мінімальною. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим більше орбіталей і тим складніше вони формою. На кожному рівні та підрівні може міститися лише певна кількість електронів. Підрівні, у свою чергу, складаються з однакових по енергії орбіталей.

На першому енергетичному рівні, найближчому до ядра, може існувати одна сферична орбіталь ( 1 s). На другому енергетичному рівні - сферична орбіталь, велика за розміром і три р-орбіталі: 2 s2 ppp. На третьому рівні: 3 s3 ppp3 ddddd.

Крім руху навколо ядра, електрони мають ще рух, який можна уявити, як їх рух навколо власної осі. Це обертання називається спином (у пров. з англ. "Веретено"). На одній орбіталі можуть бути лише два електрони, які мають протилежні (антипаралельні) спини.

максимальнечисло електронів на енергетичному рівнівизначається за формулою N=2 n 2.

Де n – головне квантове число (номер енергетичного рівня). табл. 2

Табл. 2

Залежно від цього, який орбіталі знаходиться останній електрон, розрізняють s-, p-, d-Елементи.Елементи головних підгруп відносяться до s-, p-Елементів.У побічних підгрупах знаходяться d-Елементи

Графічна схема будови електронних прошарків атомів (електронно-графічна формула).

Для опису розташування електронів на атомних орбіталях використовують електронну конфігурацію. Для її написання в рядок пишуться орбіталі в умовних позначеннях ( s--, p-, d-,f-орбіталі), а перед ними – числа, що позначають номер енергетичного рівня. Що більше число, то далі електрон перебуває від ядра. У верхньому регістрі, над позначенням орбіталі, пишеться кількість електронів, що є даної орбіталі (Мал. 5).

Рис. 5

Графічно розподіл електронів на атомних орбіталях можна у вигляді осередків. Кожен осередок відповідає одній орбіталі. Для р-орбіталі таких осередків буде три, для d-орбіталі – п'ять, для f-орбіталі – сім. В одному осередку може бути 1 або 2 електрони. Згідно правилу Гунда, Електрони розподіляються на однакових енергією орбіталях (наприклад, на трьох p-орбіталях) спочатку по одному, і тільки коли в кожній такій орбіталі вже знаходиться по одному електрону, починається заповнення цих орбіталей іншими електронами. Такі електрони називають спареними.Пояснюють це тим, що у сусідніх осередках електрони менше відштовхуються один від одного, як однойменно заряджені частинки.

рис. 6 атома 7 N.

Рис. 6

Електронна конфігурація атома скандія

21 Sc: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 1

Електрони зовнішнього енергетичного рівня називаються валентними. 21 Scвідноситься до d-Елементів.

Підведення підсумку уроку

На уроці було розглянуто будову атома, стан електронів в атомі, запроваджено поняття «атомна орбіталь та електронна хмара». Учні дізналися, що таке форма орбіталей ( s-, p-, d-орбіталі), якою є максимальна кількість електронів на енергетичних рівнях і підрівнях, розподіл електронів за енергетичними рівнями, що таке s-, p- І d-Елементи. Наведено графічну схему будови електронних шарів атомів (електронно-графічну формулу).

Список літератури

1. Рудзітіс Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - 14-те вид. - М: Просвітництво, 2012.

2. Попіль П.П. Хімія: 8 кл.: підручник для загальноосвітніх навчальних закладів/П.П. Попель, Л.С.Крівля. – К.: ІЦ «Академія», 2008. – 240 с.: іл.

3. А.В. Мануйлов, В.І. Родіонів. Основи хімії. Інтернет-підручник.

Домашнє завдання

1. №№5-7 (с. 22) Рудзітіс Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - 14-те вид. - М: Просвітництво, 2012.

2. Напишіть електронні формули для наступних елементів: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Елементи мають такі електронні формули: а) 1s 2 2s 2 2p 4 .б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Які це елементи?

склад атома.

Атом складається з атомного ядраі електронної оболонки.

Ядро атома складається з протонів ( p +) та нейтронів ( n 0). Більшість атомів водню ядро ​​складається з одного протона.

Число протонів N(p +) дорівнює заряду ядра ( Z) та порядковому номеру елемента в природному ряді елементів (і в періодичній системі елементів).

N(p +) = Z

Сума числа нейтронів N(n 0), що позначається просто літерою N, і числа протонів Zназивається масовим числомі позначається буквою А.

A = Z + N

Електронна оболонка атома складається з електронів, що рухаються навколо ядра ( е -).

Число електронів N(e-) в електронній оболонці нейтрального атома дорівнює числу протонів Zу його ядрі.

Маса протона приблизно дорівнює масі нейтрона і в 1840 разів більша за масу електрона, тому маса атома практично дорівнює масі ядра.

Форма атома – сферична. Радіус ядра приблизно в 100000 разів менший за радіус атома.

Хімічний елемент- Вид атомів (сукупність атомів) з однаковим зарядом ядра (з однаковим числом протонів в ядрі).

Ізотоп- Сукупність атомів одного елемента з однаковим числом нейтронів в ядрі (або вид атомів з однаковим числом протонів і однаковим числом нейтронів в ядрі).

Різні ізотопи відрізняються один від одного числом нейтронів у ядрах їх атомів.

Позначення окремого атома або ізотопу: (Е – символ елемента), наприклад: .

Будова електронної оболонки атома

Атомна орбіталь- Стан електрона в атомі. Умовне позначення орбіталі - . Кожній орбіталі відповідає електронна хмара.

Орбіталі реальних атомів в основному (незбудженому) стані бувають чотирьох типів: s, p, dі f.

Електронна хмара- частина простору, у якій електрон можна знайти з ймовірністю 90 (чи більше) відсотків.

Примітка: іноді поняття "атомна орбіталь" та "електронна хмара" не розрізняють, називаючи і те, й інше "атомною орбіталлю"

Електронна оболонка атома шарувата. Електронний шарутворений електронними хмарами однакового розміру. Орбіталі одного шару утворюють електронний ("енергетичний") рівень, Їх енергії однакові в атома водню, але різняться в інших атомів.

Однотипні орбіталі одного рівня групуються в електронні (енергетичні)підрівні:
s-підрівень (складається з однієї s-орбіталі), умовне позначення - .
p-підрівень (складається з трьох p
d-підрівень (складається з п'яти d-орбіталей), умовне позначення -.
f-підрівень (складається з семи f-орбіталей), умовне позначення -.

Енергії орбіталей одного підрівня однакові.

При позначенні рівня до символу рівня додається номер шару (електронного рівня), наприклад: 2 s, 3p, 5dозначає s-підрівень другого рівня, p-підрівень третього рівня, d-Підрівень п'ятого рівня.

Загальна кількість підрівнів на одному рівні дорівнює номеру рівня n. Загальна кількість орбіталей на одному рівні дорівнює n 2 . Відповідно до цього, загальна кількість хмар в одному шарі так само n 2 .

Позначення: - вільна орбіталь (без електронів); - орбіталь з неспареним електроном; - орбіталь з електронною парою (з двома електронами).

Порядок заповнення електронами орбіталей атома визначається трьома законами природи (формулювання дано спрощено):

1. Принцип найменшої енергії – електрони заповнюють орбіталі у порядку зростання енергії орбіталей.

2. Принцип Паулі - на одній орбіталі не може бути більше двох електронів.

3. Правило Хунда - у межах рівня електрони спочатку заповнюють вільні орбіталі (по одному), і лише після цього утворюють електронні пари.

Загальна кількість електронів на електронному рівні (або в електронному шарі) дорівнює 2 n 2 .

Розподіл підрівнів за енергіями виражається поруч (у рядку збільшення енергії):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Наочно ця послідовність виражається енергетичною діаграмою:

Розподіл електронів атома за рівнями, підрівнями та орбіталями (електронна конфігурація атома) може бути зображена у вигляді електронної формули, енергетичної діаграми або, спрощено, у вигляді схеми електронних шарів ("електронна схема").

Приклади електронної будови атомів:

Валентні електрони- електрони атома, які можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. У будь-якого атома це все зовнішні електрони плюс ті зовнішні електрони, енергія яких більша, ніж у зовнішніх. Наприклад: у атома Ca зовнішні електрони - 4 s 2, вони ж і валентні; у атома Fe зовнішні електрони - 4 s 2 , але має 3 d 6 , отже, у атома заліза 8 ​​валентних електронів. Валентна електронна формула атома кальцію. s 2 , а атома заліза - 4 s 2 3d 6 .

Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва
(природна система хімічних елементів)

Періодичний закон хімічних елементів(сучасне формулювання): властивості хімічних елементів, а також простих і складних речовин, які вони утворюють, знаходяться в періодичній залежності від значення заряду з атомних ядер.

Періодична система- графічне вираження періодичного закону.

Природний ряд хімічних елементів- ряд хімічних елементів, побудованих за зростанням кількості протонів в ядрах їх атомів, або, що те саме, щодо зростання зарядів ядер цих атомів. Порядковий номер елемента у цьому ряду дорівнює числу протонів у ядрі будь-якого атома цього елемента.

Таблиця хімічних елементів будується шляхом "розрізання" природного ряду хімічних елементів на періоди(горизонтальні рядки таблиці) та об'єднання у групи (вертикальні стовпці таблиці) елементів, зі схожою електронною будовою атомів.

Залежно від способу об'єднання елементів групи таблиця може бути довгооперіодний(у групи зібрані елементи з однаковим числом та типом валентних електронів) та короткоперіодний(У групи зібрані елементи з однаковим числом валентних електронів).

Групи короткоперіодної таблиці поділяються на підгрупи ( головніі побічні), що збігаються з групами довгооперіодної таблиці.

У всіх атомів елементів одного періоду однакова кількість електронних шарів дорівнює номеру періоду.

Число елементів у періодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Більшість елементів восьмого періоду отримані штучно, останні елементи цього періоду ще не синтезовані. Всі періоди, крім першого, починаються з елемента, що утворює лужний метал (Li, Na, K і т. д.), а закінчуються елементом, що утворює благородний газ (He, Ne, Ar, Kr і т. д.).

У короткоперіодній таблиці – вісім груп, кожна з яких ділиться на дві підгрупи (головну та побічну), у довгоперіодній таблиці – шістнадцять груп, які нумеруються римськими цифрами з літерами А або В, наприклад: IA, IIIB, VIA, VIIB. Група IA довгоперіодної таблиці відповідає головній підгрупі першої групи короткоперіодної таблиці; група VIIB - побічна підгрупа сьомої групи: решта - аналогічна.

Характеристики хімічних елементів закономірно змінюються у групах та періодах.

У періодах (зі збільшенням порядкового номера)

• збільшується заряд ядра,
• збільшується кількість зовнішніх електронів,
• зменшується радіус атомів,
• збільшується міцність зв'язку електронів з ядром (енергія іонізації),
• збільшується електронегативність,
• посилюються окисні властивості простих речовин ("неметалічність"),
• слабшають відновлювальні властивості простих речовин ("металічність"),
• слабшає основний характер гідроксидів та відповідних оксидів,
• зростає кислотний характер гідроксидів та відповідних оксидів.

У групах (зі збільшенням порядкового номера)

• збільшується заряд ядра,
• збільшується радіус атомів (тільки в А-групах),
• зменшується міцність зв'язку електронів з ядром (енергія іонізації; тільки в А-групах),
• зменшується електронегативність (тільки в А-групах),
• слабшають окисні властивості простих речовин ("неметалічність"; тільки в А-групах),
• посилюються відновлювальні властивості простих речовин ("металічність"; тільки в А-групах),
• зростає основний характер гідроксидів та відповідних оксидів (тільки в А-групах),
• слабшає кислотний характер гідроксидів та відповідних оксидів (тільки в А-групах),
• знижується стійкість водневих сполук (підвищується їхня відновна активність; тільки в А-групах).

Завдання та тести на тему "Тема 9." Будова атома. Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва (ПСХЕ)"."

• Періодичний закон - Періодичний закон та будова атомів 8–9 клас
  Ви повинні знати: закони заповнення орбіталей електронами (принцип найменшої енергії, принцип Паулі, правило Хунда), структура періодичної системи елементів.

  Ви повинні вміти: визначати склад атома за становищем елемента у періодичній системі, і, навпаки, знаходити елемент у періодичній системі, знаючи його склад; зображати схему будови, електронну конфігурацію атома, іона, і, навпаки, визначати за схемою та електронною конфігурацією положення хімічного елемента в ПСХЕ; давати характеристику елемента та утворюваних ним речовин за його становищем у ПСХЕ; визначати зміни радіусу атомів, властивостей хімічних елементів та утворених ними речовин у межах одного періоду та однієї головної підгрупи періодичної системи.

  приклад 1.Визначте кількість орбіталей третьому електронному рівні. Які це орбіталі?
  Для визначення кількості орбіталей скористаємося формулою Nорбіталей = n 2 , де n- Номер рівня. Nорбіталей = 3 2 = 9. Одна 3 s-, три 3 p- і п'ять 3 d-орбіталей.

  приклад 2.Визначте, у якого атома елемента електронна формула 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Для того, щоб визначити, який це елемент, треба з'ясувати його порядковий номер, який дорівнює сумарному числу електронів атома. В даному випадку: 2+2+6+2+1=13. Це алюміній.

  Переконавшись, що все необхідне засвоєно, переходьте до виконання завдань. Бажаємо успіхів.

  
  Рекомендована література:
  • О. С. Габрієлян та ін. Хімія 11 кл. М., Дрофа, 2002;
  • Р. Е. Рудзітіс, Ф. Г. Фельдман. Хімія 11 кл. М., Просвітництво, 2001.