Химия учеб посрбие

Главное квантовое число определяет и размеры электронного облака. n = 1 — ближе к ядру, меньше размер облака, n = 2

— дальше от ядра и больше облако.

Электроны с одинаковым квантовым числом образуют в атоме электронные облака.

Произвольной не может быть и форма электронного облака, не только энергия электрона.

Форма электронного облака определяется орбитальным квантовым числом L îò 0 äî (n –1), ãäå n — главное квантовое число.

Состояния электрона, характеризующиеся различными зна- чениями L, принято называть энергетическими подуровнями электрона в атоме. Этим подуровням присвоены следующие буквенные обозначения:

Электроны, характеризующиеся значениями побочного квантового числа 0, 1, 2, 3, называются s-, p-, d-, f-электронами.

При данном значении главного квантового числа n наименьшей энергией обладают s-электроны, далее электронное облако не имеет очерченных в пространстве границ. Поэтому понятие о его размерах и форме требует уточнения. Электронное облако 1s- электрона обладает сферической симметрией, то есть имеет форму шара, 2ð — форму гантелей, d-электроны — четырехлепестковую фигуру.

Возможное расположение р-электронных облаков в пространстве

— 21 —

ìó в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.

Например:

s; максимальное число электронов — 2

↑↓

L = 0, m = 0, s = 2

ð; максимальное число электронов — 6

p-электроны, L = 1, m = 3, s = 6

d; максимальное число электронов — 10

d-электроны, L = 2, m = 5, s = 10

f; максимальное число электронов — 14

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

L = 3, m = 7, s = 14, s = 2 (2L = 1) — число электронов

Максимальное число электронов на подуровнях: 2n2 (n = 1, s = 2); (n = 2, s = 8).

Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимальному возможному значению его энергии. Любое

— 23 —

Правильна последняя схема, соответствующая наибольшему возможному значению суммарного «спина», для «а», «б» сумма спинов равна нулю, а для «в» –1 (− ½ + -½ ) = –1.

Правило Хунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.

Для азота Z = 7:

1s22s22p3

Для атома кислорода Z = 8:

Расположение элементов в периодической системе соответствует электронному строению их атомов.

Zn; Z = 30, 1s22s22p63s23p63d104s2

4s2

— 24 —

Десять d-электронов, начиная от Sc до Zn, принадлежат к переходным элементам.

Cr — Z = 24, 1s22s22p63s23p63d54s1

Cu — Z = 29, 1s22s22p63s23p63d104s1

Kr — Z = 36, 1s22s22p63s23p63d104s24p6

718 s1, s2, d 1, f 2, • ,• ,• ,• ,• ,• ,• ,• ,• ,• , f 14, d 2 неоконченный период 104 элемента

1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s2p6d16s2

— 25 —

Размеры атомов и ионов

Электроны наружного слоя, наименее прочно связанные с ядром, могут отрываться от атома и присоединяться к другим атомам, входя в состав наружного слоя последних.

— 26 —

Атомы, лишившиеся одного или нескольких электронов, становятся заряженными положительно, так как заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Наоборот, атомы, присоединившие к себе лишние электроны, заряжаются отрицательно. Образующиеся заряженные частицы называются ионами: Al+3, H+, Fe+2, Fe+3, Cl-1, Br-1.

A° = 10-8 cì — единица длины в оптике и молекулярной физике.

Отрицательные ионы имеют большие размеры, чем атомы. Положительные ионы имеют меньшие размеры, чем атомы.

Радиусы атомов в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра увеличиваются:

Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.

Наиболее характерным химическим свойством металлов является способность атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов.

— 27 —

Для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации. С увеличением порядкового номера элемента потенциалы ионизации уменьшаются, что свидетельствует об увеличении металлических свойств: Li = 5,39, Na = 5,14, K = 4,34, Rb = 4,18.

В пределах одного периода наблюдается тенденция к возрастанию энергии ионизации Li = 5,39, Be = 9,32, B = 8,3, C = 11,26, Ne = 21,56; (1 эВ = 1,60207 . 10-19 Äæ).

Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством к электрону. Так, сродство к электрону атома Н = 0,75 эВ, О = 1,47 эВ, F = 3,52 эВ. Увеличение сродства в периоде происходит к концу периода.

Для большинства металлов сродство к электрону равно нулю, то есть присоединение электронов энергетически невыгодно.

Строение атомных ядер, изотопы, радиоактивность

Атомные ядра состоят из протонов и нейтронов. Протон Р — элементарная частица, обладающая массой 1,00728 углеродных единиц и положительным зарядом, равным по абсолютной вели- чине заряду электрона 1,60206.10-19 кулонов. Электрон имеет массу 9,1089.10-28 ã. Нейтрон n также представляет собой элементарную частицу, но не обладает электрическим зарядом, масса нейтрона составляет 1,00867 углеродных единиц.

Сумма числа протонов и нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома (ядра). Число нейтронов равняется разности между массовым числом и порядковым номером элемента.

Ядерные силы и силы электростатического характера действуют внутри ядра. Ядерные силы обеспечивают устойчивость ядер. Ядра очень тяжелых элементов вообще неустойчивы (Bi; атомный вес 209, на 83 протона приходится 126 нейтронов).

Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра (и, следовательно, тождественными химическими свойствами), но разным числом нейтронов (а значит, и разным массовым числом), называются изотопами: Cl35 è Cl37, Mg24,25,26, H1, D2,T3 (тритий.

Протоны и нейтроны внутри ядер при определенных условиях могут взаимно превращаться друг в друга:

— 28 —

β -распад (избыток нейтронов приводит к его неустойчи- вости):

нейтрон → протон + электрон, или n → p + e-. Положительный заряд ядра возрастает на единицу, возмо-

жен и другой процесс:

протон → нейтрон + позитрон, или ð → n + e+.

Позитрон — элементарная частица с массой, равной массе электрона, но несущая положительный электрический заряд, по абсолютной величине заряды электрона и позитрона одинаковы.

Резерфорд посредством потока α -частиц осуществил:

Впервые экспериментально доказана возможность искусственного взаимопревращения элементов.

Термоядерные реакции сопровождаются выделением большого количества энергии; в случае атомной бомбы цепной процесс приобретает характер взрыва.

U — уран, Pu — плутоний, Th — торий — используются для получения ядерной энергии.

Реакция ядерного синтеза:

21 Í + 31 Í→ Íå 42 + n (t — 1000000°C)

21 H — дейтерий;

31 Н — тритий;

42 Не — гелий.

На каждый грамм реакционной массы выделяется 8,4 . 107 ккал, в пять раз больше, чем при распаде 1 г 235U.

На земле запасы дейтерия около 4 . 1013 ò.

Превращение дейтерия в гелий могло бы стать практически неисчерпаемым источником энергии для человечества.

Пока удалось осуществить термоядерную реакцию неуправляемую, приводимую к взрыву огромной мощности (на этом основано действие водородной бомбы).

— 29 —

Òåìà 5

Химическая связь и строение молекул. Кристаллическое состояние веществ

Мельчайшей частицей вещества является молекула, образующаяся в результате взаимодействия атомов, между которыми действуют химические силы или химическая связь. Свойства молекул зависят от состава, строения и от типа химической связи.

Большим вкладом в науку явилась теория химического строения А.М. Бутлерова (1861). Основные положения: химическая связь обладает специфической особенностью — насыщаемостью, поэтому валентность элемента выражается числом связей его атома, единицы сродства обозначаются черточками:

Í

|

H — C — H

|

H 4 единицы связи у метана.

Химическая природа вещества зависит от его строения, все атомы, входящие в молекулу, связанные друг с другом как непосредственно, так и через другие атомы, взаимно влияют друг на друга.

Химическая связь возникает за счет электрического взаимодействия. Так как при химических реакциях заряд ядер атомов и внутренние уровни атомов не изменяются, то, по-видимому, химическая связь осуществляется за счет взаимодействия наиболее подвижных электронов, находящихся во внешнем уровне атомов или расположенных в соседнем с внешним уровне.

Типы химических связей — ковалентная (неполярная, полярная) и ионная.

Разновидностями этих типов связей являются донорно-ак- цепторная, водородная, дативная и др. Между атомами металлов металлическая связь.

— 30 —