Строение вещества

Вещество – это то, из чего состоят физические объекты.

Корпускулярно-волновой дуализм говорит о том, что такие маленькие частицы, как электрон, протон, нейтрон и квант имеют двойственную природу. Электроны, протоны и нейтроны проявляют свои волновые свойства в процессе рассеяния на кристаллах.

Уравнение де Бройля: , где  – длина волны частицы, m – её масса и ­v – скорость.

По дифракционной картине рассеяния электронов и нейтронов на кристаллах можно рассчитать расстояние между частицами кристаллов и определить их взаимное расположение.

Принцип Паули: Невозможно точно описать положение волновой частицы в заданные значения времени.

Принцип неопределённости Гейзенберга: , где p – ошибка в определении импульса, x – ошибка в определении координаты частицы, , где h – постоянная Планка, . Вторая формулировка: , где E и t – ошибка в определении энергии и времени соответственно. Движение волновых частиц (микрообъектов) описывается с помощью вероятностных представлений.

Пусть  – волновая функция некоторой частицы. Тогда - плотность вероятности нахождения частицы в данном объёме пространства. , где p – вероятность, V – объём.

Уравнение Шредингера: , где U – потенциальная энергия частицы, E – полная энергия частицы. Это уравнение имеет только несколько точных решений простейших химических задач.

Основные положения квантовой химии:

1. Электронная орбиталь – это геометрическое место точек в пространстве вокруг ядра, где вероятность нахождения электрона равна 95%. Обычно её размер порядка .

x – расстояние от ядра; p – вероятность нахождения электрона на расстоянии x от ядра.

Формы орбитали определяются замкнутой поверхностью, на каждой точке которой плотность вероятности нахождения электрона одинакова. Эта поверхность заключает в себе пространство, внутри которого вероятность нахождения электрона не меньше 95%.

2. К вантовые числа – числа с определёнными значениями: n – главное квантовое число, l – побочное (орбитальное) квантовое число, – магнитное квантовое число. n = 1, 2, …, . Главное квантовое число определяет энергию электрона, образующего данную орбиталь и размеры орбитали. Чем больше n, тем больше энергия электрона и больше размер орбитали. , где для водородоподобных атомов (атомов, вокруг которых летает по одному электрону).

– средний радиус атома. Здесь – радиус Бора.

Побочное квантовое число характеризует импульс электрона, образующего данную орбиталь. Определяет форму орбитали. Если l = 0, то это – s-орбиталь, 1 – p-орбиталь и т.д. l дополнительно к n определяет энергию электрона, образующего данную орбиталь. Магнитное квантовое число (целые значения). Число различных значений равно . Оно определяет величину проекции момента импульса на любую заданную ось в пространстве. Число различных значений равно числу орбиталей данной формы.

Орбитали данного типа отличаются друг от друга только ориентацией в пространстве.

3. Собственное (спиновое) квантовое число электрона (или просто спин) описывает магнитный момент электрона, вызванный его вращением вокруг собственной оси. Обозначение: . Если , то электрон обозначается «», если , то «». При этом в первом случае электрон вращается по часовой стрелке, если смотреть против направления движения, а во втором – против часовой стрелки.

Совокупность орбиталей с одинаковым значением n называется электронным слоем или уровнем. Часто вместо значения n слой обозначают заглавной буквой.

Совокупность орбиталей с одинаковыми значениями n и l называется подуровнем.

Правила заполнения электронных орбиталей:

1. П ринцип минимума энергии – правило Клечковского: из множества свободных орбиталей электрон займёт ту, где наименьшее значение n+ l. Если же эта величина одинакова, то он выберет ту орбиталь, где меньше n.

2. Принцип Паули: в атоме не могут находиться электроны с одинаковыми значениями всех четырёх квантовых чисел.

На одной орбитали можно поселить максимум два электрона, причём их спины должны быть противоположны.

3. Правило Гунда: при заполнении подуровней сумма спинов электронов должна быть максимально возможной.

Если на подуровне несколько орбиталей, то сначала на каждую орбиталь ставятся по электрону с одинаковыми спинами и лишь затем добавляются по второму.

Таблица элементов Дмитрия Ивановича Менделеева

s ,p ,d , f-элементы – это те элементы, у которых идёт заполнение соответственно s, p, d или f-подуровней.

Наиболее распространены три формы таблицы Менделеева: короткая, на 8 групп, длинная, на 32 группы и промежуточная, на 18 групп.

Периодический закон Менделеева: Свойства простых тел и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными конфигурациями их атомов.

Вот эти свойства:

• радиусы атомов

• энергии ионизации

• электроотрицательность

• валентность

• металлические и неметаллические свойства

• физические и химические свойства

Радиусы атомов:

В периодах слева направо радиусы атомов уменьшаются за исключением последнего p-элемента (инертного газа).

В группах сверху вниз радиусы растут

Элемент	Радиус атома, пкм
Li	155
F	71
Ne	160
Na	189

Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить для того, чтобы отобрать от частицы один электрон.

Элемент	Энергия ионизации, эВ
Li	5,39
F	17,4
Ne	21,6
Na	5,19

Сродство к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении к частице одного электрона. «+» – выделяемая, «–» – затрачиваемая.

Элемент	Энергия
Li	0,54
Be	–0,6
B	0,2
O	1,47
F	3,45
Ne	–0,6

Абсолютная величина сродства с электроном всегда меньше энергии ионизации.

Электроотрицательность – способность частиц удерживать свои и забирать чужие электроны.

Элемент	Электроотрицательность
F	4,0
H	2,1
O	3,5
Металлы	< 2

Шкала уменьшения электроотрицательности: F, O, N, Cl, Br, S, I.

Металлические и неметаллические свойства. Главное свойство металлов – принимать и отдавать электроны. В главных подгруппах в правом верхнем углу находятся неметаллы. Формально инертные газы тоже относят к неметаллам.

Валентность – это число связей, которые образует данный атом со своими соседями в молекуле.

Связь – сила, удерживающая атомы в молекуле. Одна связь – общая электронная пара.

Валентность атомов определяется числом неспаренных электронов.

Основное состояние – это состояние с минимальной энергией.

Возбуждённое состояние – состояние с большей энергией.

При возбуждении энергия предаётся электронам внешнего слоя, и они могут переходить с одной орбитали на другую в пределах одного слоя.

В алентность атомов определяется числом неспаренных электронов в основном и возбуждённых состояниях этого атома.

Электроны, которые определяет валентность атомов, называются валентными.

Для элементов 3-го и 4-го периодов появляются более широкие возможности для возбуждения, так как у них появляются d- и f-подуровни.

Максимальная валентность s- и p-элементов равна номеру группы, в которой расположен этот элемент, за исключением N, O, F, He, Ne, Rn, Ar, Xn, H.

Валентность d- и p-элементов определяется числом неспаренных электронов на внешних s-подуровнях и внутренних незаполненных d- и f-подуровнях в основном и возбуждённом состояниях.