3.1.Рекомендації до вивчення теоретичного матеріалу

При вивченні даної теми варто звернути увагу на ряд понять і положень, які вимагають абстрактного сприйняття. До кінця ХІХ ст. в хімії панувало уявлення про неподільність атома (атомос – з грецького, неподільний). Але досліди Крукса і Перрена (1880-1885рр.) щодо катодного випромінювання, визначення природи явища термо- і фотоелектронної емісії, і особливо відкриття самовільного (спонтанного) радіоактивного розпаду ядер важких елементів А. Беккерелем (1896р), наявно свідчили про складну природу атомів. У цей же період були відкриті і охарактеризовані дві менші ніж атом елементарні частини – електрон (у 1891 р. Дж.Стоней запропонував термін “електрон”) і протон (Дж. Томсон і В.Він – 1896 р.). Третя елементарна частина – нейтрон, була відкрита Дж. Чедвіком (1932 р.) при вивченні ядерних реакцій.

Маса електрона дорівнює 9,1094·10^-31кг, що становить приблизно 1/1840 маси атома водню; розмір електрона м. Заряд електрона ( Р. Маллікен, 1909 р.) дорівнює 1,6021·Кл; його величину прийнято за одиницю заряда (тобто, –1).Маса спокою протона 1,6725 ·кг (або 1,00727 а.о.м.), заряд протона позитивний і має значення +1. Нейтрон – стабільна елементарна частина з масою спокою 1,6747 · кг (або 1, 008665 а.о.м.), без електричного заряду.

Варто зазначити, що на сьогоднішній день відкрито понад 100 елементарних частинок. Найменшими частинками є кварки, носії часткових зарядів (u –кварки мають заряд + ⅔, а d-кварки мають заряд - ⅓). Вважається, що протон складається з трьох кварків в сполученні uud, а нейтрон - результат комбінації udd. Передбачається, що кварки складаються з ще менших частинок –прокварків (преонів, рішонів).

Формування сучасної теорії будови атому відбувалося поетапно. У 1911 р. Е.Резерфорд експериментально довів наявність ядер у атомів і запропонував планетарну (ядерну) модель атома, а згодом у 1913 р. датським фізиком Н. Бором була розроблена теорія будови атома водню, яка виходила з моделі Е. Резерфорда і учення А.Ейнштейна (1905р). Положення теорії Н.Бора розглянуті у всіх підручниках. Зазначимо лише, що теорія Н.Бора, незважаючи на недоліки, дала змогу теоретично обчислити швидкість руху електрона на стаціонарних кругових орбітах, енергію орбіт та їхні радіуси. Радіуси стаціонарних орбіт, за Н. Бором, можна обчислити за формулою: r_n = 0,529 · 10^-10 n² м. Величина 0,529Å (1Å = 1 Ангстрем = 10¹⁰ м), або 0,0529 нм (1 нм = 1 нанометр = м) є найменшою (n = 1) і називається Боровським радіусом.

Швидкість руху електрона на кругових орбітах, за Н.Бором, має значення υ_n= 2,167·· м/c, а енергія Е_n= -13,6 · еВ (електронвольт). Присутня у всіх формулах величина n була названа головним квантовим числом, вона приймає значення від 1 до нескінченності.

У 1924 р. французький фізик Луї де Бройль зробив припущення про двоїсту корпускулярно-хвильову природу будь-яких рухомих матеріальних частинок і вивів рівняння хвильової механіки:

λ = h/(mυ),

де λ – довжина хвилі, m – маса частинки, υ – швидкість її руху, h – стала М.Планка. Отже, будь-яка елементарна частинка, безумовно, матеріальна (тобто, є корпускулою з певною масою спокою), але її рух має хвильову природу.

У 1925 р. В.Гейзенберг запропонував принцип невизначеності: в масштабах атомів неможливо з математичною точністю виявити траєкторію руху мікрочастинки, а отже її швидкість, точне місце перебування (її координати) та її кількість руху (імпульс р = mυ). Можна говорити лише про ймовірність перебування елементарних мікрочастинок у певних точках простору (зокрема перебування електрона в атомному просторі). Як модель стану електрона в атомі у квантовій механіці було прийнято уявлення про електронну хмару (а не Боровські кругові орбіти), частина відповідних ділянок якої пропорційна ймовірності перебування там електрона. Найчастіше електронну хмару зображують у вигляді граничної поверхні, яка охоплює 90 % заряду і маси.

У 1927 р. Е. Шредінгер запропонував хвильове рівняння – основне рівняння квантової механіки:

ĤΨ_n = E_nΨ ,

у якому квадрат хвильової функції (|Ψ|²) (“псі” квадрат) характеризує ймовірність (точніше, густину ймовірності) виявлення електрона на визначених відстанях від ядра. Хвильове рівняння Шредінгера є диференціальним рівнянням другого порядку у частинних похідних. У нього три невідомих – Ψ, E, V. Знайти їх можна при сумісному розв’язанні його з двома іншими рівняннями:

а) для потенціальної енергії,

б) для граничних умов: Ψ = 0, якщо r → ∞.

Наслідком розв’язку рівняння Е.Шредінгера для атома гідрогену є 3 квантові числа (n, l i m_l), що характеризують атомну орбіталь. Орбіталь– область простору, у якій імовірність перебування електрона становить 90%. У якості моделі стан електрона у атомі прийнято зображувати у вигляді електронної хмари, густина відповідних ділянок якої пропорційна ймовірності знаходження там електрона. Можливі форми електронних хмар у атомі показані на малюнку (рис. 2). Зверніть увагу, що орбіталь описується хвильовою функцією, яка може мати як позитивне, так і негативне значення. При переході від атома водню до багатоелектронних атомів форми s-, p-, d-, f-орбіталі якісно залишаються тими самими, їх вважають приблизно такими ж, як у збудженому атомі водню. Але для точних квантовохімічних розрахунків користуються методом послідовних наближень, який детально розглядається в спецкурсі квантової хімії.

У квантовомеханічній моделі атома енергетичний стан електрона описується набором з чотирьох квантових чисел.

1. Головне квантове число n – міра енергії електрона в атомі, розмір електронної хмари. Приймає значення:n = 1,2,3,4,…...,.

2. Орбітальне квантове число l– момент кількості руху електрона на орбіталі, форма електронної хмари. Приймає значенняl=0,1,2,3,... (n-1). Чисельним значенням ставляться у відповідність букви:s,p,d,f– з латинського алфавіту.

3. Магнітне квантове числоm_l – визначає орієнтацію електронної хмари у магнітному полі ядра на данному енергетичному підрівні. Приймає значення:m_{l =} -l, (1-l),…0,…(l-1), l.Для кожногоlмаксимально можливі (2l+1)значеньm_l , а для кожногоnмаксимально можливіn²значеньm_l :s-орбітальмає одну орієнтацію в просторі (m_l=0),p-орбіталі– три (m_l=-1,0,1), розташовані уздовж осейх, y, zу декартовой системі координат (p_x, p_y, p_z),d-орбіталі– п'ять (m_l = -2, -1, 0, 1, 2), розташовані уздовж бісектрис у декартових площинах (d_xy, d_yz, d_zx,)і на осях у тих же площинах (d , d )_.

4. Спінове квантове число m_s– момент власної кількості руху електрона; може приймати значення +1/2 і –1/2. Це квантове число не зв'язане з іншими трьома, тобто не є наслідком рішення рівняння Шредингера. Умовно спін електрона прийнято позначати стрілкоючи.

Електрони з однаковим значенням головного квантового числа n утворюютьквантовий шар близьких по розмірах хмар. Квантовірівніпобудовані зпідрівнів, що поєднують електрони з однаковим значенням орбітального квантового числаl. Підрівні складені зорбіталей: на кожній орбіталі можуть знаходитися максимум два електрони (із протилежними спінами). Максимальна електронна ємність рівня дорівнює 2n² , а підрівня 2(2l+1).

Якщо дано три квантових числа n, l, m_e, то тим самим визначено і хвильову функцію електрона – атомну орбіталь іноді зображують як енергетичну комірку (“квантову комірку”) у вигляді квадрата ‪.

Для s-електронів може бути лише одна орбіталь, або одна енергетична комірка ‪.

Для р - електронів – три .

Для d –електронів – п’ять .

Для f –електронів – сім .

При заповненні орбіталей електронами в складних атомах варто враховувати три правила:

1.Правило мінімальних енергій: електрони заповнюють орбіталі в міру зростання енергії останніх. Величину енергії визначають за двома правилами Клечковского: із збільшенням заряду ядра атома послідовне заповнення електронних орбіталей відбувається від орбіталей з меншим значенням суми головного і орбітального квантових чисел (n=l) до орбіталей з більшим значенням цієї суми (перше правило). За однакових значень суми (n=l) заповнення орбіталей відбувається послідовно у напрямку зростання головного квантового числаn(другеправило).

2. Принцип заборони Паулі:в атомі не може бути двох електронів з однаковим набором чотирьох квантових чисел. Це положення наглядно можна проілюструвати на прикладі елемента₂Не: перший електрон характеризується квантовими числамиn = 1,l= 0,m_l= 0,m_s= +1/2 ; для другого електрона три перші квантові числа співпадають, але четверте (спінове) має значення -1/2, тобто відрізняється за знаком.

3. Правило Хунда:електронна система незбудженого атома в межі підрівня прагне до максимального сумарного спину, тобто в межах підрівня сума спінових чисел повинна бути максимальна. Наприклад, для елемента₆С на 2р-підрівні сумарний спін буде максимальним лише у випадку:₆С ↑ ↑ ↑ .

Існують два умовних способи зображення заселеності електронних оболонок атомів: у вигляді електронних формул і у формі квантових комірок.

Наприклад:

1) ₁₁Na 1s²2s²2р⁶3s¹ або [Ne]3s¹ .

2) ₁₁Na ↑ .

Необхіднозвернутиувагунате,щоперіодичнасистемаелементівпобудованавідповіднодоперіодичногозаконуД.І.Менделєєва,сучаснеформулюванняякого:фізичнііхімічнівластивостіелементівіїхніхсполукзнаходятьсявперіодичнійзалежностівідзарядуядра.

Хімічна природа елементазалежить від здатності його атомів втрачати чи здобувати електрони. Ця здатність кількісно оцінюється енергією іонізації атома і спорідненістю до електрона.

Потенціал іонізації (I)– енергія, необхідна для відриву електрона з орбіталі і видалення його на нескінченну відстань від ядра. У періодах відs-елементів 1 групи доp-елементівVIIIгрупи енергія іонізації збільшується, що обумовлено зростанням заряду ядра ікількостізовнішніх електронів. (Сила взаємодії між ними зростає за законом Кулона:F=q₁q₂/r²). З початком нового періоду енергія іонізації знову знижується. Таким чином, у межах періоду ця властивість змінюється майже монотонно, а від періоду до періоду – стрибкоподібно. Відповідно до цього, хімічні властивості в періоді монотонно змінюються від типового металу до неметалу, а потім стрибком – від інертного газу до лужного металу.

Спорідненість до електрона(E)–кількість енергії, що виділяється при приєднанні електронів до нейтрального атома. У періодах зліва направо Е збільшується. Як і потенціал іонізації, спорідненість до електрона від періоду до періоду змінюється стрибкоподібно.

Напівсума IіЕпозначається якэлектронегативність(ЭО) (Л. Полінг, 1931 р.). Таблиця значень відносної електронегативнесті ( χ – грецьк. „каппа”) наведена в задачнику М.Л.Глінки , а також у додатку.

Періодичний закон і періодична система елементів Д.І. Менделєєва є основою вивчення хімії елементів. Керуючись цим, у загальній характеристиці елементів необхідно уміти визначати наступне:

- положення елемента в періодичній системі, електронну структуру атома, можливі ступені окиснення;

- закономірності в змінах радіусів атомів, енергії іонізації, електронегативності в періоді і підгрупі;

- найбільш характерні властивості простих речовин, утворених елементами, закономірності в зміні властивостей по періодах і підгрупах;

- форми сполуки елементів з гідрогеном,оксигеном, деякими іншими елементами;

- закономірності в зміні кислотно-основних і окисно-відновних властивостей оксидів, гідроксидів по періодах і підгрупах.