1.квантово механическая модель атома. Квантовые числа как характеристики состояния электрона в атоме. Орбиталью наз. область пространства в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Величина облсти пространсва, которую занимает орбиталь, обычно такова, чтобы вероятность нахождения электрона внутри составляла не менее 95%.

Так как элктрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда. Которое получило название электронного облака.

Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронных орбиталей, принимает значения 1, 2,3, 4, 5,…и характеризует оболочку или энергетический уровень. Чем больше n, тем выше энергия. Оболочки (уровни)

имеют буквенное обозначение: К (n=1), L (n=2), M (n=3), K (n=4), Q (n=5).

Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. Орбитальное квантовые числа принимают целочисленные значения от 0 до (n- 1). Подоболочки также обознаются буквами: подоболочка (подуровень)

Орбитальное квантовое число, 1……..0(s) 1(p) 2(d) 3(f)

Электроны с орбитальным квантовым числом 0, наз. S-электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют сферическую форму. Электроны с орбитальным числом 1 наз. р-электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют форму напоминающую гантель. Электроны с орбитальным квантовым числом 2 наз. d-электронами. Орбитали имеют более сложную форму чем р-орбитали. Электроны с ор. кв. числом 3 наз. f-электронами Форма их орбиталей еще более сложная чем форма d-орбиталей. В одной и той же оболочке энергия подоболочек возрастает в ряду Es<Ep<Ed<Ef

Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от -1 до +1, включая 0.

Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращательное движение электрона вокруг собственной оси, т.е. показывает величину и ориентацию спина, имеет только два значения +1/2 и -1/2.

Итак, состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: n, l, ml, ms.

2. Порядок запонения орбиталей электронами. Принцип Паули. Правило Хунда, Клечковского.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

Распределение электронов по уровням и подуровням описывается с помощью электронных формул и энергетических ячеек.

H1 1s¹

He2 1s¹

Li3 1s12s

C6 1s2s2p2

Правило Гунда:суммарный спин электронов на подуровне должен быть максимален, т.е. электроны на подуровне стремятся занять максимальное число свободных квантовых состояний.

Li₃ 1s²2s¹

Ar₁₈ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

K₁₉ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

Правило Клечковского: 1) Заполнение орбиталей происходит от n+1 меньших к n+1 большим. 2) Если суммы n+1 равны друг другу, то заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подоболочки выстраиваются в следующий ряд:

1s<2s<3s<4s=3d<4p<5s=4d<5p<6s=5d=4f<6p<7s и т.д. Исключение составляют элементы, у которых наблюдается провал электронов, например: Cu, Ar, Cr, Mo, Pd, Pt.

3.Периодический закон д.И.Менделеева. Структура периодической системы.

В 1886т Менделеев сформулировал периодический закон: «Св-ва простых в-тв, а так же ф-ма и св-ва сложных элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов этих элементов». Периодическая система – графическое отражение периодического закона. Современная трактовка: св-ва элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их ядер.

Каждый элемент занимает строго определенное постоянное место в системе – это наз. инвариантностью положения. Например, ²⁶Fe 26-порядковый номер, Fe-символ Эл., 55,84 – относ. атом. масса.

55,84 ,

Основным принципом построения системы является разделение всех химических элементов на группы и периоды. По числу эн. уров. в электр. оболочке атома эл. дел. на 7 периодов.

Период-это горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядкового номера от первого s-элемента (щелочной Ме-ns¹) до шестого p-элемента (инетный газ-ns²np⁶). № периода=число энергетических уровней в электронной оболочке атома.

Группа-это вертикальный ряд элементов, обладающих однотипным электронным строением и являющихся химическими аналогами. Номер группы указывает число электронов, которые могут уч. в образовании хим. связей. Каждая гр. сост. Из подгрупп: Главные подгруппы - s-элементы, p-элементы; содержат элемен6ты малых и больших периодов (Ме и неМе); побочные подгруппы – d и f элементы; содерж элементы только больших периодов. Атомы эл. глав. подгр. содержат на внеш. уровнях число электронов рав. № группы. Побочные группы вкл. элементы, атомы которых содержат на внешнем уровне по 1 или по 2 электорна. № группы=число валентных электронов в атоме дан. гр.=высшая степ. окис. Атома элемента в соед.

4.Эн. Ионизации, электроотрицатель., эн. Сродства к электрону.

Энергия ионизации – энергия необходимая для удаления 1го моля электронов от 1го моля атомов какого либо элемента. Характеризует восстановительную способность, связана хим. св-ми элементов: чем < э. и., тем ярче выражены металлические св-ва элементов и наоборот.

Электроотрицательность – способность атомов в соединении притягивать электроны. По периоду увеличивается, по группе уменьшается. Завис. от типа соединений, валентного состояния элемента. Чем > электроотриц. Тем силь. проявляет неметаллические св-ва.

Сродство к электрону – энергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов. Выражается в кДж/моль или эВ. Растет с ростом числа электронов на внешнем уровне атомов данного периода и уменьшается с ростом радиусов атомов в педелах данной группы или подгруппы. Наибольш. знач. ср. к эл. имеют галогены.