Шпаргалка по "Химии"

1.СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА.

1.Квантово-механическая модель атома. Состав атома. Волновые свойства электрона. Волновое уравнение и волновая функция. Атомная орбиталь, основные типы атомных орбиталей.

Разработчиком модели был Бор. Бор развил квантовую теорию еще на шаг и применил ее к состоянию электронов на атомных орбитах. Говоря научным языком, он предположил, что угловой момент электрона квантуется. Далее он показал, что в этом случае электрон не может находиться на произвольном удалении от атомного ядра, а может быть лишь на ряде фиксированных орбит, получивших название «разрешенные орбиты». Электроны, находящиеся на таких орбитах, не могут излучать электромагнитные волны произвольной интенсивности и частоты, иначе им, скорее всего, пришлось бы перейти на более низкую, неразрешенную орбиту. Однако электроны могут переходить на другую разрешенную орбиту. Электрон просто исчезает с одной орбиты и материализуется на другой, не пересекая пространства между ними. Этот эффект назвали «квантовым прыжком», или «квантовым скачком». Если электрон перескакивает на более низкую орбиту, он теряет энергию и, соответственно, испускает квант света — фотон фиксированной энергии с фиксированной длиной волны. Для перехода на более высокую орбиту электрон должен, соответственно, поглотить фотон.

Современная физика так и представляет себе атом: тяжелое ядро с расположенным вокруг него электронным облаком сложной структуры. Это облако является сплошным и непрерывным. Определить, где, в каких его точках в данный момент находятся электроны, невозможно. Это связано с тем, что, во-первых, пока что нет средств для такого наблюдения, во-вторых, электроны внутри атома проявляют двойственную природу: будучи, с одной стороны, элементарными частицами, они, находясь в составе атомов, ведут себя так же как волны.

Волновые  свойства присущи каждому электрону в отдельности, а не только системе из большого числа частиц. Волновые свойства электронов были экспериментально обнаружены Джорджем Томсоном уже в 1927 г. Он наблюдал дифракцию электронов при прохождении их через тонкую золотую фольгу. На экране, который фиксировал прошедшие электроны, обнаруживалась картина дифракционных колец, аналогичная той, что бывает при дифракции волн. Зависимость длины волны электрона от его импульса (т.е. от скорости) совпала с предсказанной де Бройлем.

Волнова́я фу́нкция (функция состояния, пси-функция, амплитуда вероятности) — комплексная функция, используемая в квантовой механике для вероятностного описания состояния квантовомеханической системы. В широком смысле — то же самое, что и вектор состояния. Вектор состояния — основное понятие квантовой механики, математический вектор, задание которого в определённый момент времени полностью определяет состояние квантовой системы и, если известны взаимодействия, его эволюцию в дальнейшем.

Атомная орбиталь — геометрическое представление  о движении электрона в атоме; движение электрона в атоме отличается от классического движения по траектории, а описывается законами квантовой  механики. томные орбитали (АО) разных типов отличаются друг от друга формой и энергией и обозначаются символами: s, p, d, f и т.д. Атомные орбитали s-типа имеют форму сферы. р-АО имеют форму объемной восьмерки (гантели), направленной по оси x, y или z. Энергия орбитали возрастает по мере удаления электрона от ядра атома (т.е. с увеличением номера электронного уровня).

2.Квантовые  числа. Главное квантовое число,  энергетические уровни. Орбитальное  квантовое число, энергетические  подуровни. Магнитное квантовое  число, количество атомных орбиталей  в энергетическом подуровне. Спин электрона.

Квантовые числа – целые или дробные числа, определяющие возможные значения физических величин, характеризующих квантовую систему (молекулу, атом, атомное ядро, элементарную частицу). Квантовые числа отражают дискретность (квантованность) физических величин, характеризующих микросистему. Набор квантовых чисел, исчерпывающе описывающих микросистему, называют полным.

Главное квантовое  число n характеризует энергию атомной  орбитали. Оно может принимать  любые положительные целочисленные значения. Чем больше значение n, тем выше энергия и больше размер орбитали. Таким образом, каждому значению главного квантового числа отвечает определенное значение энергии электрона. Уровни энергии с определенными значениями n иногда обозначают буквами K, L, M, N... (для n = 1, 2, 3, 4...).

Орбитальное квантовое  число l характеризует энергетический подуровень. Атомные орбитали с разными  орбитальными квантовыми числами различаются  энергией и формой. Для каждого n разрешены целочисленные значения l от 0 до (n−1). Значения l = 0, 1, 2, 3... соответствуют энергетическим подуровням s, p, d, f.

Каждый период начинается элементом, в атоме которого впервые появляется электрон с данным значением n (водород или щелочной элемент), и заканчивается элементом, в атоме которого до конца заполнен уровень с тем же n (благородный газ). Первый период содержит всего два элемента, второй и третий - по восемь (малые периоды). Начиная с четвертого, периоды называют большими, так как в них появляются d- и f-элементы: четвертый и пятый периоды включают по 18 элементов, шестой - 32. Седьмой период еще не завершен, но он, как и шестой, должен содержать 32 элемента.

Магнитное квантовое  число ml отвечает за ориентацию атомных  орбиталей в пространстве. Для  каждого значения l магнитное квантовое число ml может принимать целочисленные значения от −l до +l (всего 2l + 1 значений). Например, р-орбитали (l = 1) могут быть ориентированы тремя способами (ml = -1, 0, +1).

Электрон, занимающий определенную орбиталь, характеризуется  тремя квантовыми числами, описывающими эту орбиталь и четвертым квантовым числом (спиновым) ms, которое характеризует спин электрона - одно из свойств (наряду с массой и зарядом) этой элементарной частицы.

Спин - собственный магнитный момент количества движения элементарной частицы. Хотя это слово по-английски означает "вращение", спин не связан с каким-либо перемещением частицы, а имеет квантовую природу. Спин электрона характеризуется спиновым квантовым числом ms, которое может быть равно +1/2 и −1/2.

Совокупность состояний электрона в атоме с одним и тем же значением n называют энергетическим уровнем. Число уровней, на которых находятся электроны в основном состоянии атома, совпадает с номером периода, в котором располагается элемент. Номера этих уровней обозначают цифрами: 1, 2, 3,... (реже - буквами K, L, M, ...).

Энергетический  подуровень - совокупность энергетических состояний электрона в атоме, характеризующихся одними и теми же значениями квантовых чисел n и l. Подуровни обозначают буквами: s, p, d, f... Первый энергетический уровень имеет один подуровень, второй - два подуровня, третий - три подуровня и так далее.

3. Принцип Паули.  Электронная емкость атомной  орбитали, энергетических подуровней  и энергетических уровней.

Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами.

Каждый подуровень содержит 2l + 1 орбитали, на которых размещаются  не более 2(2l + 1) электронов. Отсюда следует, что емкость s-орбиталей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f-орбиталей – 14 электронов.

4.Правила и  порядок заполнения атомных орбиталей.  Принцип наименьшей энергии, правило  Клечковского. Электронная формула  атома. Правило Хунда.

Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d " 4f < 6p < 7s.

Формулировка  правила Клечковского - орбитальная энергия последовательно повышается по мере увеличения суммы (n+l), причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n; например, при (n+l)=6 орбитальные энергии подчиняются последовательности 4d<5p<6s, так как здесь для d-орбитали главное квантовое число наименьшее (n=4), для s-орбитали — наибольшее (n=6), р-орбиталь занимает промежуточное положение (n=5).

Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня. Согласно правилу Хунда, заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным.

Электронная формула - запись распределения имеющихся в атоме электронов по энергетическим уровням и орбиталям.

5.Строение  многоэлектронных атомов. Электронная  формула атома (пример). Валентные  подуровни и валентные электроны. s-,p-, d-, f- элементы.

В записи электронных  формул (или конфигураций), отражающих эту последовательность, первая цифра  равна n, буква после нее соответствует l, а правый верхний индекс равен числу электронов в этом состоянии. Например, электронная формула лития – 1s22s1, углерода – 1s22s22p2, хлора – 1s22s22p63s23p5.

Валентные электроны  – электроны, которые могут принимать участие в образовании атомом химических связей. В атоме есть электронная оболочка, состоящая из одного или нескольких электронных уровней. Наружный электронный уровень может быть завершенным (8 электронов), а может и незавершенным. Число валентных (наружных) электронов у атомов элементов главных подгрупп совпадает с номером группы элемента в системе. Поэтому ясно, что завершенную электронную оболочку имеют лишь атомы благородных газов - гелия, неона, аргона. Эти газы химически инертны, т.к. они не вступают в реакции с другими веществами. Причина этого - именно завершенная электронная оболочка. Она придает атому устойчивость, способность сохранять себя в неизменном состоянии. Если же наружный электронный уровень атома не завершен, то такой атом может вступать в химическое взаимодействие с атомами других элементов. При этом валентные электроны одних атомов могут переходить к другим, то есть одни атомы как бы отдают электроны, а другие их  как бы принимают на свободные орбитали наружного электронного уровня.  В результате этих переходов у атомов различных элементов наружный электронный уровень оказывается завершенным, и атомы переходят в устойчивое состояние - ионное.  При химических реакциях атомы металлов всегда отдают свои валентные электроны, а атомы неметаллов могут и отдавать свои электроны, и притягивать на свои свободные электронные орбитали столько чужих электронов, сколько их нужно для завершения этого уровня - до 8 электронов.

Валентные подуровни  – электронные подуровни атома, на которых находятся, или могут находиться "свои "или "чужие "валентные электроны при образовании атомом химических связей. Обычно это внешние подуровни.

Во всех моделях  атома электроны называют s-, p-, d- и f-электронами в зависимости  от подуровня, на котором они находятся. Элементы, у которых внешние (то есть наиболее удаленные от ядра) электроны занимают только s-подуровень, принято называть s-элементами. Точно так же существуют p-элементы, d-элементы и f-элементы.

s-элементы. Заполняется s-подуровень внешнего уровня (s¹ — s²). Сюда относятся первые два элемента каждого периода.

р-элементы. Заполняется  р-подуровень внешнего уровня (р¹ -- p⁶)- Сюда относятся последние шесть элементов каждого периода, начиная со второго.

d-элементы. Заполняется d-подуровень последнего уровня (d1 — d¹⁰), а на последнем (внешнем) уровне остается 1 или 2 электрона. К ним относятся элементы вставных декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).

f-элементы. Заполняется f-подуровень глубинного (треть его снаружи) уровня (f¹ —f¹⁴), а строение внешнего электронного уровня остается неизменным. Это лантаноиды и актиноиды, находящиеся в шестом и седьмом периодах.

6.Периодическая  система химических элементов  Д.И. Менделеева. Периодический закон Д.И. Менделеева. Причина периодического повторения свойств элементов. Связь между  электронной структурой атомов и периодической системой Д.И. Менделеева: порядковый номер элемента, периоды, группы и подгруппы элементов.

Периодический закон Д. И. Менделеева — фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. «…свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Основной закон химии - Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году в то время, когда атом считался неделимым и о его внутреннем строении ничего не было известно. В основу Периодического закона Д.И. Менделеев положил атомные массы (ранее - атомные веса) и химические свойства элементов. Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил естественный (природный) ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств.

Свойства  элементов, а также формы и  свойства их соединений находятся в  периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера элемента).