Главная страница | Контакты | Случайная страница Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Строение атома

1) Описание поведения электрона в атоме с позиций квантовой механики. Квантовые числа. Энергетические уровни, подуровни, понятие орбитали.

2) Энергетическая последовательность атомных орбиталей многоэлектронного атома. Правила заполнения атомных орбиталей электронами.

3) Состояние электронов в многоэлектронных атомах. Принцип Паули. Правило Гунда. Принцип минимума энергии.

Согласно квантовой механике, поведение электрона основывается на 3-х положениях: 1. Корпускулярно-волновая природа (с уменьшением радиуса волновые св-ва растут. Волновые св-ва е подтверждены их дифракцией); 2. Квантовый характер энергетических изменений. (энергия поглощается не непрерывно, а дискретно(отдельными порциями-квантами). Следовательно, принимает только значения, кратные числам квантов(квантуется)); 3. Неопределённость положения и скорости (Положение и скорость электрона неопределены, вместо этого вводится статистическая вероятность нахождения е в пространстве(в элементе объёма). Волновая функция Ψ. Описывает движение е. Ψ зависит от (x,y,z). Ψ² характеризует вероятность нахождения е в точке, Ψ²dV – в элементе объёма. Уравнение Шрёдингера связывает волновую функцию с потенциальной энергией электрона и его полной энергией. Т.к. у е 3 степени свободы, то в уравнении Шрёдингера присутствует 3 квантовых числа: n, l, m_l, которые принимают целые, зависящие друг от друга значения. Ψ – математическое определение орбитали. Квантовые числа. n- главное квантовое число. Оно определяет энергию е в атоме водорода и одноэлектронных системах(He⁺, Li²⁺ и т.д.). n принимает натуральные значения. Чем < n, тем ближе к ядру е и тем меньше его Е. В атоме Н при n=1 атом в основном состоянии, при n>1 – в возбуждённом. Электроны с одинаковым значением n образуют свой уровень(слой). l- орбитальное квантовое число. Характеризует форму орбиталей и определяет квантование орбитального момента кол-ва движения е µ_l=sqrt(l(l+1)). l принимает значения от 0 до n-1, обозначается также буквами: 0-s,1-p,2-d,3-f,4-g. Электроны с одинаковым значением n и l образуют энергетический подуровень. Нужно будет сказать, при каких значениях n и l существуют определённые орбитали, описать их форму. m_l-магнитное квантовое число. Определяет пространственное расположение атомной орбитали. Принимает значения от –l до l, включая 0, т.е. 2l+1 значений. Определяют число орбиталей в подуровне. Например при l=2(d-подуровень) – 5 орбиталей. Орбитали одного подуровня имеют одинаковую энергию (т.е. при l=const), т.е. вырождены по энергии. m_s-магнитное спиновое число. Принимает значения ½ или -½. Спин - квантовое св-во е, обусловленное дополнительной(внутренней) степенью свободы. ОРБИТАЛЬ – область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь).

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d¹<4f<5d<6p<6d¹<5f… и т.д. Правила заполнения электронных орбиталей электронами: Принцип наименьшей энергии- максимуму устойчивости системы соответствует минимум энергии. Правило Хунда -минимуму Е соответствует максимальный спин. Принцип Паули – не может быть 2-х е с одинаковыми квантовыми числами(в одном атоме). Правило Клечковского – заполнение идёт с минимумом заполнения n+l. Если n+l равны, то по минимуму n. Состояние электрона в атоме характеризуется его квантовыми числами. //заселение электронами происходит также под влиянием повышенной устойчивости наполовину и полностью заполненных орбиталей. Влияние числа l проявляется и через следующие эффекты: эффект экранирования (уменьшение воздействия ядра на е из-за наличия между ними других е. Возрастает с увеличением числа электронных слоёв. Особенно заметно у I-A и II-A групп, проявляется в значениях их радиусов и Е_ион.), эффект проникновения электрона к ядру (е проникает во внутренние слои атома, уменьшая свою энергию. Проникающая способность убывает в ряду ns>np>nd>nf. Из-за этого в многоэлектронном атоме энергии (n-2)f, (n-1)d, ns близки и всегда меньше np).

4) Периодический закон Д.И. Менделеева. Структура Периодической системы и ее связь со строением атомов. Электронные семейства s-, p-, d- и f-элементов, их особенности и положение в Периодической системе.

Свойства простых в-в, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов(периодич.закон). Структура и связь со строением атомов: 1) Заселение нового энергетического уровня совпадает с началом нового периода;2)номер периода совпадает со значением главного квантового числа;3)каждый период начинается с 2-х s-элементов;4)каждый(кроме 1-го) период завершается 6-ю p-элементами;5)d-подуровень заполняется с отставанием на 1 период, f-подуровень с отставанием на 2 периода;6) d-элементы предшествуют p-элементам, f-элементы – d-элементам. Семейства х-элементов – элементы у которых последним заполняется х-подуровень. S-элементы находятся в I и II А, металлические св-ва, p-элементы в III-VIII A,кислотные св-ва(сверху ТМ), основные (ближе к низу ТМ), d-элементы в I-VIII B, f-элементы – после лантана и актиния (Лантаноиды и актиноиды). Более подробные свойства в соответствующем разделе билетов.

5) Изменение радиусов атомов с ростом заряда ядра Z в периоде и группе (главных и побочных подгруппах). d- и f-сжатия.

6) Энергия ионизации элемента. Изменение энергии ионизации в периоде, главных и побочных подгруппах.

7) Характеристики атомов: орбитальный радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Изменение этих характеристик в периоде и группе.

8) Энергетические характеристики атома – энергия ионизации и сродство к электрону. Электроотрицательность. Изменение энергии ионизации и сродства к электрону в периоде и группе (в главных и побочных подгруппах) и связанное с этим изменение окислительно-восстановительных свойств элементов.

Орбитальный радиус – теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков. В главных группах радиус элементов растёт с ростом заряда, в периоде в главной подгруппе радиус элементов уменьшается(сильнее притяжение к ядру из-за большего заряда). Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается в ряду р-элементов. В рядах d- и f-элементов уменьшение радиусов не столь заметно, так как заполняются электронами внутренние слои(Это называется d- и f-сжатие). В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания кол-ва электронных слоёв n.

Энергия ионизации E_ион -энергия, необходимая для удаления электрона с внешнего уровня нейтрального атома[кДж/моль]. Определяет восстановительные св-ва элемента. Можно говорить о первой, второй и т.д. энергиях ионизации. Тогда E_ион возрастает, а при переходе от валентного слоя к внутреннему невалентному резко возрастает. В группе E_ион уменьшается(рассказать, почему-очев.), в периоде в главной группе увеличивается (исключения – полностью заполненные s и наполовину заполненные d – орбитали), в побочной подгруппе также увеличивается, но медленнее. Энергия сродства к электрону E_ср- Энергия, выделяемая при присоединении электрона к нейтральному атому. Зависит от размеров атома и определяет его окислительные св-ва. (для эл-тов s², s²p³, s²p⁶ – отрицательна) В периоде E_ср увеличивается слева-направо, в группе – снизу-ввверх. Электроотрицательность (ЭО, χ) –способность атома оттягивать электронную плотность на себя при образовании ХС. ЭО зависит от E_ион и Е_ср. ЭО по Малликену: χ= ½ (E_ион+Е_ср) эВ. Относительная ЭО по Полингу (ОЭО): ЭО элементов определены по отношению к ЭО фтора. В периоде ЭО растёт слева-направо, в группе – снизу-вверх. Т.е. ЭО растёт по диагонали(, что объясняет диагональное сходство элементов). Самый электроотрицательный –фтор. При dЭО>1,9 – ионная связь, 0,4-1,9 – ковалентная полярная, <0,4 – ковалентная неполярная. Кислотно-основные свойства элементов определяются радиусом, ЭО, степенью окисления элементов и зависят от положения элемента в ТМ. Степень окисления(СО) – условный заряд атома в соединении. К-ОС(кисл.-осн.св-ва) Э-О-Н определяются относительной прочностью двух этих связей. Если прочнее Э-О, то кислотные свойства, если О-Н – основные. Закономерности для Э-О-Н: 1) с увеличением положительной СО(степ.окисл.) радиус уменьшается, поэтому кислотные св-ва увеличиваются, а основные падают;2) При одинаковой СО кислотные св-ва элементов падают сверху-вниз(ТМ) из-за роста эффективного радиуса Э(как следствие – ослабление связи Э-О); 3) в периоде слева-направо кислотные св-ва растут (т.к. радиус уменьшается); 4) в низшей СО гидроксиды проявляют основные св-ва, в высшей – кислотные. Правила определения СО: 1) сумма СО в молекулах равна нулю, в ионах – заряду иона; 2)в простых в-вах СО=0 (Н₂); 3) постоянную СО имеют щелочные и щёлочноземельные металлы (+1, +2) и фтор (-1); 4) у Н в большинстве соединений СО = +1, в гидридах = -1 (NaH); 5) СО О обычно -2, но бывает -1 (K2O2); 6) в бинарных соединениях неметаллов отрицательная СО приписывается более ЭО элементу.