- •111400 Водные биоресурсы и аквакультура
- •Введение
- •Программа дисциплины
- •I Неорганическая химия
- •II Аналитическая химия
- •1. Аналитическая химия и химический анализ. Цели и задачи химического анализа.
- •2. Классификация методов анализа. Характеристика методов анализа: диапазон определяемых содержаний, предел обнаружения, избирательность, воспроизводимость, правильность.
- •1 Основные понятия и законы химии
- •2 Строение вещества
- •2.1 Строение атома
- •2.2 Периодическая система д.И.Менделеева
- •3 Основные закономерности протекания химических процессов
- •3.1 Химическая кинетика
- •3.2 Химическое равновесие
- •3.3 Химическая термодинамика
- •4 Растворы
- •4.1 Концентрации растворов
- •4.2 Теория электролитической диссоциации
- •4.3 Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •4.4 Гидролиз солей
- •Комплексные соединения
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •7 Основы химического анализа
- •7.1 Качественный анализ
- •7.2 Количественный анализ
- •1 Основные понятия и законы химии
- •2 Строение вещества
- •3 Основные закономерности химических процессов
- •4 Растворы
- •Комплексные соединения
- •6 Окислительно-восстановительные реакции
- •7 Основы аналитической химии
- •Библиографический список
- •Приложение 2
- •Других систем
- •Приложение 3
- •Приложение 4
2 Строение вещества
2.1 Строение атома
В состав атома входят положительно заряженное ядро и движущиеся вокруг него электроны. Электроны имеют очень малую массу (9,0810 -31 кг), малые размеры и отрицательный заряд. Электрон находится в состоянии постоянного движения и имеет двойственную природу: волна-частица.
Так как возможные состояния электронов в атоме были рассчитаны по квантово-механическим уравнениям, то числовые значения результатов расчетов называют квантовыми числами.
1. Главное квантовое число n - определяет общую энергию электронов данного уровня, характеризует его положение относительно ядра (номер энергетического уровня). Оно может принимать любые целые значения: n = 1, 2, 3, 4... .
2. Существование различий в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к разным подуровням данного уровня, характеризуется орбитальным (побочным) квантовым числом l. При данном значении главного квантового числа n, орбитальное квантовое число l = 0, 1, 2, 3 ...... n -1, т.е. l = n - 1. Для удобства числовые значения l принято обозначать следующими буквенными символами:
Значение числа l ……………….0 1 2 3 4
Буквенное обозначение ………..s p d f g
В этом случае говорят о s-, p-, d-, f-, g- орбиталях, и форма электронного облака зависит от значения орбитального квантового числа l. Таким образом:
1) при l = 0 (s- орбиталь) – шаровидная форма, не имеющая направленности в пространстве;
2) при l = 1 (р- орбиталь) – «гантелеобразная» форма электронного облака (форма объемной восьмерки);
3) при l = 2 (d- орбиталь) – более сложная четырелепестковая форма (две восьмерки);
4) при l = 3 (f- орбиталь) – еще более сложная форма и т.д.
Энергия орбиталей (Еорб.), находящихся на одном энергетическом уровне, неодинакова: Еs < Еp < Еd < Еf.
3. Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбиталей в пространстве и может принимать значения любых целых чисел от (–l) до (+l), включая 0:
ml = –l, 0, +l ….2l +1, т.е. всего (2l +1) значений. Таким образом:
1) если l = 0, то ml = 0 и принимает только одно значение 1 орбиталь;
2) при l = 1, ml = -1, 0, +1 три значения 3 орбитали;
3) если l = 2, ml = -2, -1, 0, +1, +2 имеет пять значений 5 орбиталей и т.д.
Общее число орбиталей на энергетическом уровне:
Nорб. = n2. (2.1)
Таким образом, магнитное квантовое число ml, определяя число направлений (по осям x, y, z), одновременно указывает и на количество орбиталей на подуровне.
4. Исходя из принципа Паули (в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами), электроны, занимающие одну орбиталь, характеризуются одинаковыми значениями квантовых чисел (n, l, ml) и отличаются четвертым - спиновым mS (суть).
Спин – это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве.
Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно s = ½. При каждом значении орбитального квантового числа ml, спиновое квантовое число mS (проекция спина на ось z) принимает два значения: ( +1/2)() и (-1/2) (). Двум значениям mS соответствуют два электрона на орбитали ().
Два электрона, находящиеся на одной орбитали, называются спаренными (или неподеленной электронной парой – НЭП) и являются электронами с противоположными (антипараллельными) спинами.
Основное состояние атома устойчиво, т.к. характеризуется минимальной энергией.
Электроны заполняют орбитали на уровнях и подуровнях в порядке увеличения их энергии – смысл действия принципа наименьшей энергии применительно к распределению электронов в атоме. Сначала электроны заполняют первый уровень, затем – второй. Однако при достаточно большом числе электронов запас энергии электрона обуславливается не только числом n, но и числом l.
Следует подчеркнуть, что принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов.
Строгую закономерность последовательного заполнения энергетических уровней и подуровней отражают правила Клечковского:
«заполнение электронных уровней атомов с увеличением порядкового номера происходит последовательно с ростом суммы (n + l) (1ое правило), а при одинаковых значениях (n + l) заполнение орбиталей осуществляется в направлении возрастания значения главного квантового числа n» (2ое правило)».