Строение Атома.
Орбиталь – область пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона.
Главное квантовое число (n) – характеризует энергетический уровень. Определяет энергию и размеры электронных орбиталей.
Орбитальное квантовое число (l) – определяет форму атомной орбитали. Характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. (s – 0; p – 1; d – 2; f – 3).
Квантовые числа- нужны для того чтобы определяет местоположение электронное окно ядерного пространства.
Магнитное квантовое число (m) – характеризует ориентацию орбитали в пространстве. (от –l до +l)
Спиновое квантовое число (s) – спин электрона. (+1/2 - ; -1/2 - )Энергитический уровень- уровень, если группа орбиталей имеет одинаковое значение главного квантового числа n.
Электронная конфигурация-pfgbcm hfcghtltktybz ‘ktrnhjyjd d fnjvt/ Принцип минимальной энергии. Электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей.Правило В. Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+l, а при равной сумме в порядке возрастания числа n. (1s 2s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 4f 6p 7s 6d 5f )Принцип запрета Паули. В атоме не может быть двух электронов , обладающих одинаковым набором квантовых чисел. Правило Гунда. Заполнение орбитали одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами.
Энергия ионизации(I1). Энергия необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента называется первой энергией ионизации I1.[кДж/моль, эВ]. Характеризует восстановительную способность элемента. Первая энергия определяется электронным строением элементов и её изменение имеет периодический характер. Наименьшее значение имеют щелочные элементы находящиеся в начале периода, наибольшее – благородные газы, находящиеся в конце периода. По группе сверху вниз – уменьшается, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подоболочек от ядра.
Сродство к электрону(Eср). Энергетический эффект присоденения моля электронов к молю нейтральных атомов. Eср выражается в кДж/моль или в эВ. Наибольшие значения имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения её – элементы с электронной конфигурацией s2 (He, Be, Mg, Zn) ,с полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Ar, Kr, N, P, As).
Электроотрицательность(ЭО).
Способность
атомов в соединениях притягивать к себе
электроны. Возрастает по периоду, убывает
по группам у элементов I,
II,
V,
VI
и VII
главных подгрупп, III,
IV
и V
– побочных подгрупп, имеет сложную
зависимость у элементов III
главной подгруппы(минимум у Al),
возрастает с увеличением номера периода
у элементов VII
– VIII
побочных подгрупп. Наименьшие значения
s-элементы
I
подгруппы, наибольшие значения –
p-элементы
VI
и VII
групп.Электроотрицательность=
Основное(устоичивие) состояние атома-такое состояние,которое характеризуется минимальной энергией.Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.
Теория Бора:
1электроны могут двигаться по стационарным орбитам.
2 При переходе с одной орбиты на другую.
Атомный радиус:
Атомный радиус не имеет строго определенной гранулы.
Атомный
радиус- орбитальный радиус не имеет
теоритических расчетов, расстояние от
ядра до наиболее удаленный от него max
электронной плотности. Эффективный
радиус- это
расстояние между центрами двух смежных
атомов в кристалле.
Химическая связь.
Химическая связь- различные виды взаимодествия обуславливающие устойчивость существующих двух или много атомных соединений.Основные черты химической связи:
1снижение общей энергией с-иы по сравнению с энергией суммарных энергией изолированных частиц из которой эта с-ма состоит.
2Перераспределение электронной плотности химической связи.
Основные виды химической связи:
1Ковалентная,2Ионная3Металическая4Водородная5Вондервальские взаимодействия.Энергия связи(Eсв). Кол-во энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией химической связи[кДж/моль]. Для многоатомных соединений принимают среднее её значение. Чем больше Eсв тем устойчивее молекула.Длина связи(lсв). Расстояние между ядрами в соединении. Чем больше длина связи – тем меньше энергия связи.Ковалентный угол-угол между вообр. Прямыми,соединяющие центры ядер
Кратность связи-число электронных пар, по средствам которых осуществляется между атомами в молекуле.
Вид взаимодействия, обуславливающий устойчивое существование многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллических и иных веществ.Ионная. Электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Возникает в случае большой разности ЭО атомов. Не обладает направленностью и насыщеностью.
Ковалентная. Связь образованная за счет обобществленной пары электронов, поставляемых по одному от каждого атома. Обладает направленностью и насыщенностью. Если связь образована двумя одинаковыми атомами, то она неполярная. Если один из атомов притягивает электроны сильнее другого, то связь полярная. Мерой полярности служит электрический момент диполя.Полярная- возникает тогда когда соединение у атомов разная электроотрицательность.
Неполярная- если,ковалентная связь образуется из атома с одинаковой электроотрицательностью.
Эл.плотность- смещена в сторону более электроотр. Атома.