Характер изменения характеристик атомов химических элементов в Периодической системе.
В периодах расположены элементы, в которых происходит заполнение одного энергетического уровня. 1. радиус атома – по группе сверху вниз увеличивается
2. Энергия ионизации атома (I) – энергия необходимая для отрыва электрона на бесконечно большое расстояние. По группе сверху вниз уменьшается, по периоду слева направо – измен-ся немонотонно (периодичность)
3.сродство к электрону (противоположность I) (E). По группе сверху вниз уменьшается, по периоду слева направо – измен-ся немонотонно.
4.
ЭО(
)
хар-ет способность атома притягивать
к себе е хим связи. По
группе сверху вниз уменьшается, по
периоду слева направо увеличивается.
5. валентность. В группе одна. По периоду слева направо высшая увеличивается. 6. Степень металличности- неметалличтонсти .по группе ↓ Ме усидивается, неМе – ослабевают. По периоду → Ме ослабевают, неМе усиливаются
Строение атома. Квантовые числа.
Атом – это мельчайшая неделимая химическая частица вещества. Характеристикой атома является масса. Ar – относительная атомная масса. . Атом= электроны + ядро(протоны и нейтроны). р=е=Z – порядковый номер ; р+п=А – массовое число
R-радиальная
часть,
-
угловая
n,
l,
m
–квантовые числа, от которых зависит
распределение электронов в атоме.
Волновая функция
с определенном набором 3 квантовых чисел
наз-ся электронной орбиталью . Эти 3
квантовых числа полностью опроеделяют
расположение электронов в атоме.
n
– главное.
n=[1,
∞). От n
зависит: r(расстояние
электрона от ядра). ↑n
- r↑;
E(энергия
электрона атома)) Е↑ - n↑
,
l -орбитальное (побочное) l = 0 до n-1. Каждому значению L соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с L = 0 называются s-орбиталями, L = 1 – р-орбиталями, L = 2 – d-орбиталями, L = 3 – f-орбиталями
m - магнитное m= +l до -l. Численно значение m определяет ориентацию орбиталей относительно осей координат.
s
-спиновое может
принимать лишь два возможных значения
+1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным
и противоположным друг другу направлениям
собственного магнитного момента
электрона:
и 
.
Строение многоэлектронных атомов. Правило Клечковского, Хунда. Принцип Паули.
Первое правило Клечковского. Под уровни заполняются электронами в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел.
Второе правило Клечковского.В случае равенства l+n, первым будет заполняться подуровень с меньшим n.
Правило Хунда.Электроны заполняют подуровень таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.
Принцип Паули. В атоме не могут находится два электрона с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
Общие представления о химической связи. Основные типы химической связи.
Химическая связь возникает за счет уменьшения энергии взаимодействующих атомов, по сравнению с суммарной энергией ионизированных атомов. При образовании хим связи при атомах энергия всегда выделяется. Силы вызывающие хим связь имеют электрическую природу.
Ковалентной – называется связь, которая образована за счет формирования общей электронной пары двумя атомами. Первый механизм образования – обменный, а второй донорно-акцепторный.(полярная – разные неМе, неполярная – одинаковы Ме)
Ионная — очень прочная химическая связь, образующаяся между положительно заряженным ионом (катионом) и анионом, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Для ионной связи вместо энергии связи применяется термин «энергии кристаллической решетки».
Металлическая — это одновременное существование положительно заряженных атомов и свободного электронного газа.(между Ме)
(Водородная связь —осущ-ся между положительно заряженным атомом водорода и отрицательно заряженным атомом неМе с высокой ЭО)-сила межмалек. взаимод-я.