Билет№4
Главное квантовое число n характеризует энергию электронной орбитали. Главное квантовое число принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞, обозначаемые также буквами K, L, M, N , O, P, Q … Чем больше n, тем выше энергия орбитали. Переходы электронов с одной орбитали на другую сопровождается излучением или поглощением квантов энергии
Главное квантовое число характеризует также удаленность максимума электронной плотности от ядра. Чем больше n, тем больше объем орбитали. Совокупность электронов с одинаковым значением n называют энергетическим уровнем или оболочкой, слоем.Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения от 0 до (n-1) и характеризует форму граничной поверхности атомной орбитали. Обозначения: 0-s; 1-p; 2-d; 3-f и т.д. Совокупность электронов, имеющих одинаковые значения l и n, называют энергетическим подуровнем (подоболочкой). Граничная поверхность s-орбиталей имеет форму сферы р-орбиталей – гантели Граничные поверхности d-орбиталей показаны на рис.4.1,e-i. Форма граничных поверхностей f-орбиталей сложнее, чем d-орбиталей Орбитальное квантовое число характеризует также энергию электронов подуровня в пределах данного энергетического уровня.
Билет№5
Условная запись, представляющая распределение электронов атома по энерге- тическим уровням и подуровням (атомным орбиталям), называется электронной формулой атома. Для составления электронной формулы, в которой представ- лено состояние каждого электрона (его энергия, форма орбитали, магнитные ха- рактеристики), необходимо знать: − последовательность заполнения подуровней электронами (принцип наименьшей энергии), − максимальную емкость каждого подуровня. При распределении электронов по квантовым ячейкам следует руководство- ваться принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех квантовых чисел, т.е. атомная орбиталь не может содер- жать более двух электронов, причем их спиновые моменты должны быть проти- воположными ↑↓
правило Клечковского. Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел ~n+l. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением ~n.
Билет№6
Открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс. Периодический закон получил современную формулировку: «Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов элементов».
Современная периодическая система включает 109 химических элементов. В 1988 году был синтезирован 110 химический элемент. Из 109 химических элементов 89 обнаружены в природных объектов. Все остальные элементы синтезированы искусственно. Все элементы, которые располагаются после урана называются трансурановыми химическими элементами. Они синтезированы при помощи ядерных реакций. Структура периодической Системы Д. И. Менделеева. Периодическая система Д. И. Менделеева подразделяется на семь периодов – горизонтальных последовательностей элементов, расположенных по возрастанию порядкового номера, и восемь групп – последовательностей элементов обладающих однотипной электронной конфигурацией атомов и сходными химическими свойствами. Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает два элемента, второй и третий периоды – по восемь, четвёртый и пятый – по восемнадцать, шестой – тридцать два, седьмой (незавершённый) – двадцать один элемент. Каждый период (исключая первый) начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом. Элементы 2 и 3 периодов называются типическими. Малые периоды состоят из одного ряда, большие – из двух рядов: чётного (верхнего) и нечётного (нижнего). В чётных рядах больших периодов расположены металлы, и свойства элементов слева направо изменяются слабо. В нечётных рядах больших периодов свойства элементов изменяются слева направо, как у элементов 2 и 3 периодов. В периодической системе для каждого элемента указывается его символ и порядковый номер, название элемента и его относительная атомная масса. Координатами положения элемента в системе является номер периода и номер группы. Элементы с порядковыми номерами 58-71, именуемыми лантаноидами, и элементы с номерами 90-103 - актиноиды – помещаются отдельно внизу таблицы. Группы элементов, обозначаемые римскими цифрами, делятся на главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы содержат 5 элементов (или более). В побочные подгруппы входят элементы периодов, начиная с четвёртого. Химические свойства элементов обуславливаются строением их атома, а точнее строением электронной оболочки атомов
Билет№7
s-элементы: у них заполняется внешний nS подуровень, это первые два элемента любого периода. (Все металлы, кроме H и He)
p-элементы: у них заполняется внешний nP подуровень, это последние 6 элементов любого периода (амфотерные металлы и неметаллы)
d-элементы: у них заполняется предвнешний (n-1)d подуровень. Находятся в больших периодах между S и P элементами. (Все металлы)
f-элементы: у них заполняется предвнешний (n-2)f подуровень. Расположены в нихжней части таблицы (лантаноиды и актиноиды). (Все металлы)
Билет№8
Электронно-графические формулы - расположение электронов по орбиталям, где сами электроны отмечены стрелочками, а орбитали – квадратиками.
Принцип Паули: Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули часто формулируется так: В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.
Правило Гунда: орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму с противоположными, т.е суммарное спиновое число электронов должно быть максимально.
Валентность – это способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов. В нормальном состоянии валентность соответствует кол-ву неспаренных электронов. В возбужденном состоянии один из спаренных электронов переходит на свободную орбиталь. (валентность увеличивается на 2). Так происходит, пока есть спаренные электроны и свободные орбитали.