Контрольні запитання:

1. Сформулюйте закон збереження маси речовини та розкрийте його практичне значення. Розставте коефіцієнти в рівнянні реакції: KClO₃ → KCl + O₂

2. Визначте об’єм аміаку, який утворюється при взаємодії 3 л азоту з 3 л водню.

3. Сформулюйте закон Авогадро і наслідки з нього.

4. Який об’єм займає кисень масою 32 г за н.у.?

5. Сформулюйте закон еквівалентів та розкрийте його практичне значення.

6. Невідомий метал масою 18 г замістив 1,5 г Гідрогену з кислоти. Розрахуйте значення молярної маси еквівалентів металу.

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. - Гл. І, §§ 4, 7, 8, 12 с. 18-19, 23-26, 31-33.

2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 1, § 6, с. 11-13.

Тема 1.2. Будова атома

План

1. Сучасні уявлення про будову атома. *

2. Характеристика квантових чисел. **

3. Розподіл електронів по рівнях і підрівнях. **

1. Довго в науці панувала думка, що атоми неподільні, тобто не містять простіших складових частин. Вважалося також, що атоми незмінні: атом певного елемента ні за яких умов не може перетворитися в атом будь-якого іншого елемента. Проте наприкінці ХІХст. було встановлено ряд фактів, які свідчать про складну будову атомів і про можливість взаємоперетворень їх.

Резерфорд у 1911р. запропонував схему будови атома, згідно якої він містив позитивно заряджене важке ядро, оточене електронами. Проте модель Резерфорда у деяких відношеннях суперечила твердо встановленим фактам:

• не пояснювала стійкості атома (за законами електродинаміки електрон, обертаючись навколо ядра, повинен в результаті втрати енергії на випромінювання «впасти» на ядро і атом припинить своє існування)

• при наближенні до ядра довжини хвиль, що випромінюються електроном, повинні безперервно змінюватися, утворюючи суцільний спектр. А спектр є лінійчатим.

Істотний крок у розвитку уявлень про будову атома зробив у 1913р. Нільс Бор, який запропонував теорію, що об’єднує ядерну модель атома з квантовою теорією світла.

Основні положення своєї теорії Бор сформулював у вигляді таких постулатів:

• Електрон може обертатися навколо ядра не по будь-яких, а тільки по деяких певних колових орбітах (стаціонарних). рухаючись по стаціонарній орбіті, електрон не випромінює електромагнітну енергію.

• При переході з однієї орбіти на іншу електрон поглинає або випромінює квант енергії.

Проте залишалось незрозумілим: де перебуває електрон у процесі переходу з однієї орбіти на іншу? Зомерфельд вдосконалив теорію Бора. Він припустив, що в атомі можуть бути не тільки кругові, а й еліптичні орбіти електронів. Недоліки теорії Бора-Зомерфельда:

• не пояснює всі деталі спектральних характеристик атомів

• не дає можливості кількісно розрахувати хімічний зв'язок.

У 1924р. де Бройль припустив, що корпускулярно-хвильова двоїстість властива електронам. Тому електрон повинен мати хвильові властивості, і для нього справджується рівняння де Бройля. Для електрона з масою і швидкістю можна написати:

Корпускулярні властивості електрона виявляються у його здатності проявляти свою дію тільки як цілого. Хвильові властивості виявляються в особливостях його руху, дифракції і інтерференції електронів.

2. Існує система квантових характеристик електрона (квантові числа), яка визначає стан електрона в атомі.

Характеристика квантових чисел

Головне	n	Визначає можливі енергетичні стани електрона в атомі. Чим більше n, тим більший розмір електронної хмаринки і більша енергія електрона. Набуває позитивні цілочисельні значення – 1, 2, 3, 4…, які відповідають енергетичному рівню електрона.
Орбітальне	l	Визначає форму електронної орбіталі. Може приймати значення від 0 до (n-1). Таким чином для: 1) n =1 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; 2) n =2 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; 3) n =3 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; підрівень l = 2(d-стан) – складна гантелеподібна форма 4) n =4 - підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; підрівень l = 2(d-стан) – складна гантелеподібна форма; підрівень l = 3(f-стан) 5) n =5- підрівень l = 0(s-стан) – сферична форма орбіта лі; підрівень l = 1(p-стан) – гантелеподібна форма орбіта лі; підрівень l = 2(d-стан) – складна гантелеподібна форма; підрівень l = 3(f-стан) підрівень l = 4(g- стан)
Магнітне	m	Визначає орієнтацію орбіта лі в просторі. Набуває цілочисленних значень від +l до –l, включаючи 0.
Спінове	s	Визначає стан електрона. Крім орбітального момента кількосиі руху, електрон володіє власним моментом кількості руху в результаті руху навколо своєї осі. Цей рух має назву «спін». Може приймати два значення +1/2 і -1/2 або просто + і -.

Приклад: для атому Гідрогену характерний набір квантових чисел: n=1; l=0; m=0; s=+1/2 або -1/2.

Електронні стани, які відповідають певним значенням n, l, m позначають коміркою. Таких стани два, і вони відрізняються лише s. Комірка являється символічним зображенням певної орбіталі.

3. Заповнення електронних оболонок атомів електронами головним чином визначається принципом Паулі і правилом Гунда (Хунда).

Принцип Паулі:

В атомі не може бути двох електронів в станах, які характеризуються чотирма однаковими квантовими числами.

Цей принцип дає можливість визначити число електронів на енергетичному рівні і підрівні.

Правило Гунда (заповнення орбіталей підрівня):

В межах підрівня електрони заповнюють максимальне число орбіталей.

або

Сумарний спін електронів в даному підрівні повинен бути максимальним.

Послідовність заповнення атомних орбіталей залежно від значень головного і орбітального квантових чисел дослідив Клечковський, який встановив, що енергія електрона зростає із збільшенням суми цих двох квантових чисел.

Правила Клечковського:

1. При збільшенні заряду ядра атома послідовне заповнення електронних орбіталей відбувається від орбіталей з меншим значенням суми головного і орбітального квантових чисел до орбіталей з більшим значенням цієї суми.

Електронна будова атомів калію і кальцію відповідає цьому правилу. Для 3d-орбіталей (n=3, l=2) сума дорівнює 5, а для 4s-орбіталі (n=4, l=0) дорівнює 4. Раніше заповнюється 4s-підрівень.

2. При однакових значеннях суми (n+l) заповнення орбіталей відбувається послідовно у напрямі зростання значення головного квантового числа n.