1.6 Контрольные вопросы для самопроверки

1. Что такое простые и сложные вещества? Почему число простых веществ больше числа химических элементов?

2. Что такое аллотропия? Что называется аллотропными видоизменениями (модификациями)? Приведите примеры.

3. Основные законы химии. Объясните, как они действуют на конкретных примерах.

4. Типы химических реакций: присоединения, разложения, замещения, обмена. Привести примеры

5. Назовите важнейшие классы сложных неорганических веществ. Приведите примеры каждого класса.

6. Что такое оксиды? Как они называются? Приведите примеры

7. Что такое солеобразующие и несолеобразующие оксиды? Приведите примеры.

8. На какие типы делятся солеобразующие оксиды? Приведите примеры.

9. Что такое основания? На какие типы они делятся? Приведите примеры и назовите каждое соединение.

10. Что определяет кислотность основания? Что называется щелочами?

11. Что такое кислоты? Классификация кислот. Как строятся названия кислот?

12. Что такое кислотный остаток? Чем определяется его валентность?

13. Что такое основность кислоты? Как она определяется?

14. Что такое соли? На какие типы они делятся?

15. Какие соли относят к средним, кислым, основным? Приведите примеры каждого типа солей и назовите их.

Тема 2. Строение атома и периодический закон д.И. Менделеева

2.1. Квантовые представления о строении атома

Атом – наименьшая частица химического элемента – носитель всех его химических свойств. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро составляет основу атома и определяет основу индивидуальность элементов. В ядро атомов всех элементов (исключение ¹₁Н) входят протоны и нейтроны, которые могут взаимно превращаться друг в друга. Протон (р) – элементарная частица с массой покоя 1,00728 и положительным зарядом, по абсолютной величине равным заряду электрона. Число протонов в ядре характеризует его заряд и принадлежность атома данному химическому элементу. Нейтрон (n) также представляет собой элементарную частицу, но не обладающую электрическим зарядом; масса покоя нейтрона составляет 1,00867. Сумма числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома (ядра). Атомы обладающие одинаковым зарядом ядра (и, следовательно, тождественными химическими свойствами), но разным числом нейтронов (а значит, и разным массовым числом), называют изотопами. Как правило, каждый элемент представляет собой совокупность нескольких изотопов. Именно этим объясняются значительные отклонения атомных масс многих элементов от целочисленных величин.

Электрон (ē) – частица, обладающая элементарным отрицательным электрическим зарядом, равным 1,602 ^. 10^-19 Кл. Масса покоя электрона мала и составляет 1/837,14 массы протона.

Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью может находиться электрон, называется атомной орбиталью АО. АО, как любая геометрическая фигура, характеризуется тремя параметрами (координатами), получившими название квантовых чисел (n, l, m_l). Они определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (m_l) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную АО, электрон образует электронное облако. Формы электронных облаков аналогичны АО (рис. 1). Электронное облако характеризуется четырьмя квантовыми числами (n, l, m_l, m_s). Набором этих чисел можно полностью охарактеризовать состояние любого электрона в атоме.

Главное квантовое число n определяет основную характеристику электрона в атоме – его энергию и энергетический уровень. Оно определяет также размеры АО. Для электронов, находящихся в невозбужденных атомах, n принимает значения от 1 до 7 (соответственно номеру периода в периодической системе элементов Д.И. Менделеева). Совокупность электронов в атоме, обладающих одинаковым значением n, называют электронным слоем, эти слои обозначают:

n 1 2 3 4 5 6 7

K L M N O P Q

Орбитальное квантовое число l указывает на различие в энергии связи электронов, находящихся в пределах одного энергетического уровня. Электроны данного энергетического уровня группируются в подуровни. Орбитальное квантовое число определяет форму электронных орбиталей атома (рис. 1), l принимает целочисленные значения от 0 до n – 1. Для n = 1 l = 0; для n = 2 l = 0,1; для n = 3 l = 0,1,2; для n = 4 l = 0,1,2,3. Число подуровней в каждом энергетическом уровне равно его главному квантовому числу.

АО, для которых l = 0,1,2,3, соответственно называют s-, p-, d- и f-орбиталями, а электроны, занимающие эти орбитали, – соответственно s-, p-, d-, f-электронами.

z z z

y y y

х х х

Рис. 1. Формы электронных s-, p- и d- облаков (орбиталей)

Магнитное квантовое число m_l характеризует магнитный момент и пространственное расположение электронных облаков (рис. 1). Число возможных значений магнитного квантового числа при заданном l равно 2l + 1, при этом m_l изменяется от – l через 0 до + l. Так, если l = 3, то m_l имеет 7 значений (2 ^. 3 + 1 = 7): -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.

Спиновое квантовое число m_s характеризует движение электрона вокруг своей оси. Оно имеет значения +1/2 и –1/2.

Энергетические состояния электрона схематически обозначают в виде квантовых (энергетических) ячеек , Электроны в этих ячейках обозначают стрелками .

Распределение электронов в атомах элементов по АО определяется принципом Паули, принципом наименьшей энергии и правилом Хунда.

1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух и более электронов, имеющих одинаковый набор всех квантовых чисел. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами: n, l, m_l, то в ней могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами. Согласно принципу Паули, максимальное число электронов на уровне N = 2n².

2. Принцип наименьшей энергии. Правило Клечковского. Последовательность размещения электронов по АО в невозбужденном атоме должна отвечать наибольшей связи их с ядром, т.е. электрон должен обладать наименьшей энергией. Согласно этому правилу электроны заполняют уровни и подуровни в такой последовательности (шкала энергий):

1s²  2s²  2p⁶  3s²  3p⁶  4s²  3d¹⁰  4p⁶  5s²  4d¹⁰  5p⁶  6s²  (5d¹)  4f¹⁴  5d¹⁰  6p⁶  7s²  (6d)¹  5f¹⁴  6d¹⁰  7p⁶,

где s, p, d, f – энергетические подуровни, цифры впереди букв означают энергетический уровень, в котором находятся данные электроны (т.е. на какой оболочке от ядра находится электрон), а индекс наверху справа показывает число электронов на данном подуровне. Как следует из шкалы энергий, сначала заполняется 4s-подуровень, а затем 3d; 5s-подуровень, а затем 4d. Такая последовательность заполнения уровней и подуровней обусловлена принципом наименьшей энергии.

3. Правило Хунда. Орбитали в пределах данного подуровня заполняются сначала по одному электрону, т.е. каждый электрон располагается в отдельной квантовой ячейке в виде неспаренного электрона.

Иными словами, при данном значении l электроны располагаются так, что суммарное спиновое число их (m_s) максимально. Суммарный спин спаренных электронов равен нулю. Например, если три p-орбитали (p_x, p_y, p_z) надо заполнить тремя р-электронами, то они должны распределяться по одному в каждой отдельной орбитали (ячейке).

Схематически распределение электронов по квантовым ячейкам будет следующим:







или







m_ss = + 1/2 + 1/2 + 1/2 = + 3/2 или m_ss = - 1/2 – 1/2 - 1/2 = - 3/2

Строение электронных оболочек атомов тесно связано с периодической системой Д.И. Менделеева. Номер периода равен количеству энергетических уровней (электронная оболочка атомов элементов 2-го периода имеет два энергетических уровня, 3-го периода – три, 4-го периода – четыре и т.д.). Всего 7 энергетических уровней и соответственно 7 периодов. Длина периодов определяется максимальной емкостью уровней: 2, 8, 18, 32 электрона. В 1-м периоде – 2 элемента; во 2-м и 3-м – 8 элементов; в 4-м и 5-м – 18 элементов; в 6-м – 32 элемента; 7-й период не закончен.

В зависимости от того, на какой энергетический подуровень в атоме поступает последний электрон, элементы делятся на s-, p-, d- и f- элементы. При этом s-элементы составляют I и II главные подгруппы периодической системы (а также H и Не); р-элементы составляют III, IV, V, VI, VII и VIII главные подгруппы периодической системы; d-элементы составляют побочные подгруппы периодической системы.

У s- и р-элементов валентные электроны находятся на внешнем энергетическом уровне, у d-элементов – на s-подуровне внешнего энергетического уровня и предвнешнего незавершенного d-подуровня, f-элементы в короткопериодном варианте периодической таблицы выделены отдельно.

На основании рассмотренных положений можно представить распределение электронов по уровням и подуровням в атомах любых элементов. Это распределение электронов в атоме записывается в виде электронных формул. Чтобы составить электронную формулу атома любого элемента, следует знать номер данного элемента в периодической системе и перечисленные выше положения. Электронная формула фосфора будет составляться следующим образом: фосфор находится в 3-м периоде, порядковый номер 15, значит, 15 электронов будут располагаться на трех энергетических уровнях (₁₅Р 1s²2s²2р⁶3s²3р³).

Электронная структура атома может быть изображена в виде размещения электронов в квантовых ячейках (атомных орбиталях). Для атомов фосфора электронографическая схема будет выглядеть так:

	s
n = 1		p
n = 2					d
n = 3				