4. Электронная формула. Правила заполнения электронных орбиталей. Принцип Паули. Правило Гунда. Первое и второе правила Клечковского.
Электронные формулы описывают распределение электронов в атомах по энергетическим уровням и орбиталям. Заполнение орбиталей происходит в соответствии с принципом Паули, правилом Хунда и двумя правилами Клечковского. Принцип Паули. В атоме не может быть двух ē, имеющих одинаковый набор всех 4ех квантовых чисел => на орбитали не может быть > 2 ē. Правило Хунда. На одном уровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел было максимально – это соответствует устойчивому состоянию. Правила Клечковского. 1.Из двух подуровней с разными значениями суммы (n+l) электрон занимает подуровень, для которого эта сумма меньше. 2.Из двух подуровней с одинаковыми значениями суммы (n+l) электрон занимает подуровень, у которого n меньше.
5. Электронное строение атомов и периодическое изменение свойств химических элементов. Периодическая система д.И. Менделеева. S-, p-, d- и f- элементы, их расположение в периодической системе.
В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого следующая. Свойства элементов, а также строение и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов и определяются однотипными периодически повторяющимися конфигурациями атомов. Все элементы делятся на s p d f в зависимости о того, на какой подуровень попадает последний электрон. S и p- элементы главных подгрупп, d и f –побочных. Номер периода совпадает с главным квантовым числом, числом энергетических уровней, номером внешнего уровня. Для элементов главных подгрупп число электронов = номеру группы. На внешнем уровне не может быть больше 8 электронов. У элементов побочных подгрупп идет заполнение предвнешнего слоя, внешняя оболочка образована 1 или 2 s-электронами, поэтому химические свойства всех элементов побочных подгрупп близки друг к другу. Каждый период начинается s - элементом (s1 щелочной металл) и заканчивается p – элементом (s2p6 инертный газ). 1 период содержит 2 s – элемента. 2-3 содержит по 2 s – элемента и 6 р – элементов. В 4-5 между s и p вклиниваются d и f элементы.
6. Понимание периодического закона с позиций современных представлений о строении атома. Закономерности изменения металлических и неметаллических свойств химических элементов в периодах и группах периодической системы (ПС). Закономерности в изменении радиусов атомов и ионов в ПС.
Главные подгруппы (подгруппы А) включают элементы как малых, так и больших периодов, побочные подгруппы (подгруппы Б) состоят только из элементов больших периодов. Положение элемента в ПСЭ характеризует его свойства и зависит от структуры его атомов. Свойства всех химических элементов зависят от конфигурации электронной оболочки атома элемента.
7. Энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность. Закономерности их изменения у элементов в периодах и группах.
Важнейшими свойствами элементов являются металличность (металлические свойства) и неметалличность (неметаллические свойства). Металличность – это способность атомов элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой металличности элемента является энергия ионизации(I). Энергия ионизации атома (I) - это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома в положительно заряженный ион: Э0 + I = Э+ + ē .Чем < I, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента. Неметалличность – это способность атомов элемента присоединять электроны. Количественной характеристикой неметалличности элемента является сродство к электрону (Еср ). Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т.е. при превращении атомов в отрицательно заряженный ион: Э0 + ē = Э- + Еср. Чем > Еср , тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента. Электроотрицательность – характеризует способность атомов элемента притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле. Чем > ЭО, тем > неметалличность, чем < ЭО, тем > металличность. Самая минимальная ЭО у щелочных Ме 0(ЭО (Fr)=0,7; ЭО(Cs)=0,7) Максимальная - у галогенов (ЭО (F)=4).