- •3)Изменение физических свойств элементов по периоду и группе.
- •4) Изменение химических свойств элементов по периоду и группе.
- •7) Постулаты Бора. Строение атома водорода по Бору, линейчатость спектров, оптический спектр водорода.
- •8) Закон Мозли. Физический смысл порядкового номера элемента.
- •9) Характеристика элементарных частиц, входящих в состав атома.
- •10) Строение и состав ядра атомов. Протонно-нейтронная связь теория состава ядра атомов. Изотопы, изобары, изотоны.
- •11) Радиоактивность и типы излучений.
- •12) Радиоактивный распад.Типы радиоактивного распада и виды смещения.
- •15)Квантовые числа, характеризующие положение электрона в атоме. Принцип Паули. Понятие об орбиталях. S, р, d, f орбитали.
- •29) Уметь писать электронные формулы элементов s, р, d, f семейств.
15)Квантовые числа, характеризующие положение электрона в атоме. Принцип Паули. Понятие об орбиталях. S, р, d, f орбитали.
Наличие 3х степеней свободы (3х координат) приводит к тому, что в решении появляются 3 величины, которые принимают только целостные значения. Эти три параметра называются квантовыми числами: главное (n), орбитальное (l) и магнитное (ml)— квантовое число. Было показано, что электрон также характеризуется четвертым квантовым числом - спиновым (ms).
Положение каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами.
п - главное квантовое число. Определяет энергию и размеры электронных орбиталей, т.е. чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия. Принимает значение от 1 до бесконечности, указывает на число энергетических уровней, и равно номеру периода.
l - орбитальное (побочное) квантовое число.Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому «l» характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке. Рассчитывается «l» как n-1 и, принимая целостные значения, указывает на число подуровней на уровне. Различная форма энергетических подуровней обозначаются буквами: s - сферическая форма; р - гантелеобразная форма; d - две скрещенные гантели; f - три скрещенные гантели. Соответственно, от места нахождения электронов, они бывают s,p,d,f электроны.
ml - магнитное квантовое число. Характеризует ориентацию орбитали в пространстве и принимает значение от -l до +l , через «0».
Положение электрона в атоме характеризующееся определенными значениями квантовых чисел n,l,ml - называются атомной орбиталью (АО). Условно АО изображают в виде энергетической ячейки .
Четвертое квантовое число спиновое — ms.Определяет вращение электрона вокруг собственной оси и не связано с движением электрона вокруг ядра. Принимает только два значения ±1/2, что соответствует направлению вращения вокруг оси. Спин- величина векторная и его условна обозначают противоположно направленными стрелками.
Запрет Паули: в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех (n,l,ml,ms) квантовых чисел. Из этого следует, что два электрона в атоме могут занимать одну атомную орбиталь при условии, что их спины антипараллельны (различное ms).
Орбитали существуют независимо от того, находится на них электрон (занятые орбитали), или отсутствует (вакантные орбитали). Атом каждого элемента, начиная с водорода и заканчивая последним полученным на сегодня элементом, имеет полный набор всех орбиталей на всех электронных уровнях. Их заполнение электронами происходит по мере увеличения порядкового номера, то есть, заряда ядра.
s-Орбитали имеют сферическую форму и, следовательно, одинаковую электронную плотность в направлении каждой оси трехмерных координат.На первом электронном уровне каждого атома находится только одна s-орбиталь. Начиная со второго электронного уровня помимо s-орбитали появляются также три р-орбитали. Они имеют форму объемных восьмерок, именно так выглядит область наиболее вероятного местонахождения р-электрона в районе атомного ядра. Каждая р-орбиталь расположена вдоль одной из трех взаимоперпендикулярных осей, в соответствии с этим в названии р-орбитали указывают с помощью соответствующего индекса ту ось, вдоль которой располагается ее максимальная электронная плотность. Начиная с четвертого электронного уровня, у атомов появляются пять d-орбиталей, их заполнение электронами происходит у переходных элементов, начиная со скандия. Четыре d-орбитали имеют форму объемных четырехлистников, называемых иногда «клеверным листом», они отличаются лишь ориентацией в пространстве, пятая d-орбиталь представляет собой объемную восьмерку, продетую в кольцо. d-Орбитали могут образовывать гибриды с s- и p-орбиталями. Параметры d-орбиталей обычно используют при анализе строения и спектральных свойств в комплексах переходных металлов.
Начиная с шестого электронного уровня, у атомов появляются семь f-орбиталей, их заполнение электронами происходит в атомах лантаноидов и актиноидов. f-Орбитали имеют довольно сложную конфигурацию, ниже на рисунке показана форма трех из семи таких орбиталей, имеющих одинаковую форму и ориентированных в пространстве различным образом. f-Орбитали весьма редко используют при обсуждении свойств различных соединений, поскольку расположенные на них электроны практически не принимают участия в химических превращениях.
16) Графическое изображение электронных структур. Правило Хунда.
Правило Хунда: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронных подуровней (подоболочек) так, чтоб их суммарный спин был максимален.
Это правило определяет порядок размещения электронов в пределах одного подуровня для наиболее устойчивого состояния атома.
17) Порядок заполнения электронных оболочек атома. Правила Клечковского.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d1<4f1-14<5d2-10<6p<7s<6d1<5f1-14<6d2-10<7p
Правила В. Клечковского.
Первое правило: электрон обладает наименьшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма квантовых чисел п+l минимальна.Второе правило: электрон обладает наименьшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа.
Электронные конфигурации атомов записываются в виде электронных формул, то есть распределения электронов атома по оболочкам и подоболочкам. При записи электронных формул следует указать для атома: номер периода (число оболочек), число подоболочек для каждой оболочки, порядковый номер элемента, а при графическом построении электронных формул электроны располагают в энергетические ячейки.
18)Химический элемент в свете строения атома.
Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.
19) Причины образования химической связи. Основные виды химической связи (ковалентная, ионная,металлическая).
Химическая связь - взаимодействие атомов, обусловленное перекрытием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы (молекулы, молекулярного иона, кристалла).
Условием образования химической связи является уменьшение потенциальной энергии системы взаимодействующих частиц; если же энергия образовавшейся системы не уменьшается по сравнению с суммарной энергией исходных частиц — связь не образуется.
Ковалентная связь – связь, осуществляемая одной общей или несколькими парами электронов с антипараллельными спинами.
Ионная связь – вид химической связи, осуществляемый за счёт электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Это связь между атомами с большой разницей ЭО, например , между катионами s – металлов первой и второй групп периодической системы и анионами неметаллов VI и VII групп.
Между положительно заряженными ионами металла и нелокализованными электронами существует электростатическое взаимодействие, обеспечивающее устойчивость вещества. Этот особый вид химической связи в металлах за счет перекрывания электронных орбиталей делокализованных валентных электронов называется металлической связью.