Вопрос 8

Электронное облако — модель состояния электрона в атоме. Плотность участков облака пропорциональна вероятности нахождения там электрона. Электронное облако часто изображают в виде граничной поверхности (охватывающей примерно 90 % электронного облака).

Вопрос 9

11. Химия s -элементовПоложение s -элементов в периодической системе. Особенности электронных структур ns 1 и ns 2 -элементов. Валентность и степень окисления. Нахождение в природе.

Строение атома водорода и его положение в периодической системе. Изотопы водорода. Нахождение в природе. Физические и химические свойства водорода. Применение водорода. Водородная энергетика.

Сравнительная характеристика физических и химических свойств простых элементов.

Сравнительная характеристика важнейших соединений s -элементов (оксидов, гидридов, гидроксидов, пероксидов, солей). Особенности химии бериллия и лития.

Биологические функции магния, кальция, натрия и калия. Калий как один из основных элементов питания растений.

Жесткость воды и способы ее устранения.

Правила хранения и техника безопасности при работе со щелочными и щелочно-земельными металлами.

12. Химия р-элементов

Положение в периодической системе. Особенность электронных структур атомов р-элементов. Изменение радиуса, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности по периодам и группам с ростом заряда ядра. Валентность и степень окисления атомов. Правило четности.

Простые вещества. Типы кристаллических решеток. Аллотропия. Физические и химические свойства. Специфические и индивидуальные свойства отдельных элементов.

Водородные соединения р-элементов. Обзор изменения характера связей, физических и химических свойств соединений по периодам (на примере 2-го и 3-го периодов) и группам (5А, 6А, 7А).

Оксиды и гидроксиды р-элементов. Зависимость их кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств от положения атома элемента в периодической системе.

Кислород. Значение кислорода в жизни растений и животных. Озон, его свойства, образование в природе. Воздух. Постоянные и переменные части воздуха. Проблема чистого воздуха. Законы об охране атмосферного воздуха.

Сера. Распространение в природе. Аллотропия серы, физические свойства различных модификаций. Сероводород, его получение, физические и химические свойства, физиологическое действие. Сероводородная кислота, сульфиды и их свойства. Сульфиды в природе. Оксиды серы. Строение, получение, физические и химические свойства. Кислородсодержащие кислоты серы. Физические и химические свойства. Правила обращения с концентрированной серной кислотой. Производство серной кислоты и охрана окружающей среды. Сульфаты: нахождение в природе, свойства и применение. Значение серной кислоты и ее солей. Биологическая роль и круговорот серы в природе.

Азот. Азот в природе. Получение и применение азота. Аммиак; строение его молекулы, получение аммиака. Соли аммония, их структура, свойства и значение. Оксиды азота. Азотистая кислота и нитриты. Азотная кислота. Получение и свойства азотной кислоты. Техника безопасности при работе с азотной кислотой. Нитраты, их химические свойства, термическое разложение. Применение азотной кислоты и нитратов. Биологическая роль и круговорот азота в природе. Роль микроорганизмов в этом процессе. Проблема фиксации атмосферного азота. Азотные удобрения. Проблема, связанная с перенасыщением почвы и сельскохозяйственной продукции нитратами.

Фосфор. Важнейшие природные соединения. Получение фосфора. Аллотропные модификации фосфора. Правила обращения с белым фосфором. Фосфин, его образование в биохимических процессах. Оксиды фосфора. Фосфорные кислоты. Сравнительная характеристика устойчивости, кислотных и окислительно-восстановительных свойств. Применение фосфора и его соединений, роль в живых организмах. Круговорот фосфора в природе. Фосфорные удобрения и их использование при различном рН почв.

Углерод. Углерод в природе. Аллотропические видоизменения углерода, их структура, физические свойства, практическое значение. Адсорбционные свойства активированного угля. Химические свойства углерода, его практическое применение в качестве восстановителя. Водородные соединения углерода. Кислородные соединения углерода. Оксид углерода ( II ), его строение и свойства. Физиологическое действие оксида углерода ( II ) и правила техники безопасности при работе с ним. Первая помощь при отравлении угарным газом. Оксид углерода ( IV ), строение его молекулы, физические и химические свойства, получение и применение. углекислый газ в природе и его значение в фотосинтезе. Проблема парникового эффекта. Угольная кислота и ее соли. Значение карбонатов в природе и народном хозяйстве. Карбонатная буферная система. Круговорот углерода в природе.

Хлор. Распространение в природе, способы получения, физические и химические свойства хлора. Хлороводород, соляная кислота: получение, физические и химические свойства, применение. Кислородсодержащие кислоты хлора. Сравнение силы, прочности и окислительных свойств. Хлорноватистая кислота, гипохлориты и их применение. Хлорная известь. Бертолетова соль. Физиологическое действие хлора и его соединений. Охрана окружающей среды от загрязнений хлором. Физиологическое действие и биологическая роль фтора, брома, йода и их соединений.

13. Химия d -элементов

Положение d -элементов в периодической системе. Особенности электронных конфигураций и диапазон степеней окисления атомов переходных металлов. Горизонтальная аналогия. Специфика изменения свойств переходных элементов и их соединений с увеличением зарядов ядер атомов в пределах периодов и побочных подгрупп. Отличия в свойствах элементов главных и побочных подгрупп, их объяснение с позиций строения атомов.

Общая характеристика простых веществ. Нахождение в природе, физические и химические свойства, получение. Применение металлов и их сплавов.

Оксиды и гидроксиды переходных металлов. Зависимость кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств оксидов и гидроксидов от степени окисления атомов (на примере соединений хрома, марганца).

Комплексные соединения d -элементов. Важнейшие комплексообразователи. Природные комплексы d -элементов. Физиологическое действие соединений меди, цинка, кадмия, ртути. Биологические функции железа, кобальта, никеля. Бактерицидное действие серебра. Микроэлементы питания растений.

Атомная орбиталь (АО) - область наиболее вероятного пребывания электрона (электронное облако) в электрическом поле ядра атома.

Положение элемента в Периодической системе определяет тип орбиталей его атомов (s-, p-, d-, f-АО и т.д.), различающихся энергией, формой, размерами и пространственной направленностью.

Для элементов 1-го периода (Н, He) характерна одна АО - 1s.

В элементах 2-го периода электроны занимают пять АО на двух энергетических уровнях: первый уровень 1s; второй уровень -2s, 2p_x, 2p_y, 2p_z. (цифры обозначают номер энергетического уровня, буквы - форму орбитали).

1.     Принцип минимальной энергии (принцип устойчивости). Орбитали заполняются, начиная с имеющих самую низкую энергию, в порядке её повышения. Такое состояние называется основным. В этом случае энергия атома является минимальной, а устойчивость — максимальной.

Как выяснилось, в повышении энергии АО имеется закономерность, которая определяется с помощью правила Клечковского: ниже по энергии находится та орбиталь, для которой сумма значений главного и орбитального квантовых чисел (n+l) минимальна. Например, орбиталь 4s, для которой  n+l = 4+0 = 4,  заполняется раньше, чем 3d,  где сумма n+l = 3+2 = 5. При равенстве сумм ниже по энергии находится орбиталь с меньшим значением  главного кантового числа. Так, орбиталь 3d имеет более низкую энергию, чем4р.

Обычный порядок заполнения атомных орбиталей  имеет следующий вид:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f =5d < 6p < 7s < 5f=6d …

2.     Принцип Паули. Согласно этому принципу (запрету), в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми наборами значений квантовых чисел n, l, ml,  ms. На любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют антипараллельные спины.

3.     Правило Хунда (Гунда). В каждом квантовом слое одноимённые орбитали (орбитали одного подуровня) вначале заполняются однократно электронами с параллельными спинами, с тем, чтобы суммарный спин атома был максимальным; лишь после этого начинается спаривание электронов.

Эти три правила характеризуют электронную конфигурацию атомов различных элементов в основном состоянии. Электроны внешнего энергетического уровня иногда называют валентными электронами. Г.Н.Льюис предложил изображать валентные электроны с помощью точек, которые ставятся рядом с химическим знаком элемента:

Такие обозначения получили название символов Льюиса.

Любая атомная орбиталь, в том числе и валентная, может иметь только три состояния:

-          орбиталь не занята электронами — свободная или вакантная орбиталь;

-          орбиталь занята одним электроном (неспаренный электрон), спин не компенсирован;

-          орбиталь занята парой электронов с компенсированными спинами (неподелённой электронной парой).

Приведённые выше изображения атомных орбиталей (рис. 1-5) и соответствующие им наборы квантовых чисел справедливы, независимо от того, имеется ли на них неспаренный электрон, неподелённая электронная пара или не содержится ни одного электрона.

Если атом в пределах одного квантового слоя имеет неподелённую электронную пару и свободную орбиталь, он может переходить в возбуждённое состояние, переводя один электрон на следующий подуровень с изменением спина. У химического знака атома в возбуждённом состоянии ставится звёздочка (*), например, С

Если у атома водорода энергия электрона зависит от того, в каком электронном слое находится электрон (т.е. от значения главного квантового числа - n), то в многоэлектронном атоме в момент заполнения электронной оболочки энергия электрона тем меньше, чем меньше сумма n+l (главного и орбитального квантовых чисел). При их равенстве, например у орбиталей 3d (3+2=5) и 4p (4+1=5), меньшей энергией будет обладать электрон, у которого меньше n - этоПравило Клечковского.

Электронно-графическая формула

Электронно-графическая формула для отдельных атомов химических элементов – это расположение всех его электронов на орбиталях. В такой формуле все электроны помечаются стрелочками, а квадратиками – орбитали. Для того чтобы составить электронно-графическую формулу, необходимо понять строение самого атома, а особенно его ядра. В состав ядра атома входят нейтроны и протоны. Вокруг ядра вращаются на электронных орбиталях электроны.

Существуют такие уровни электронно-графической формулы:

s-элементы. Записывается таким образом s¹ — s² - s-подуровень внешнего уровня. Здесь расположены всегда первые два элемента из каждого периода: Ве 1S² 2S².

р-элементы. Записывается таким образом р¹ -- p⁶. р - подуровень внешнего уровня. Здесь расположены всегда шесть последних элемента каждого, начиная со второго,периода: Na 1s ²2s ²2p ⁶3s ¹.

d-элементы Записывается таким образом d1 — d¹⁰. d-подуровень последнего уровня. Данные элементы отличаются от первых двух, так как на внешнем уровне может оставаться 1 или 2 электрона. Сюда принадлежат элементы вставных декад, начиная с четвертого периода, которые расположенные между p и s-элементами. Они могут называться, как переходные элементы: Zr 1s²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p⁶5s²4d².

f-элементы Записывается таким образом f¹ —f¹⁴, внешнее строение электронного уровня не поддается изменениям. Сюда относят актиноиды и лантаноиды, которые стоят в седьмом и шестом периодах: Ce 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f².

Исходя из вышесказанного, формулы создаются в соответствии с максимально возможным числом электронов, что находятся на энергетических уровнях: первый уровень включает два электрона, второй — восемь, третий — восемнадцать, а четвертый — тридцать два.

От заполнения ячеек электронами энергетических уровней зависит деление групп на побочную и главную подгруппы. Таким образом, главную подгруппу образуют s- и p-элементы, а d-элементы - побочную подгруппу. В каждой из этих групп элементы, имеющие похожее строение внешнего энергетического уровня объединяются в атомы. Атомы главных подгрупп имеют на внешних уровнях число электронов, которое равняется номеру группы, это валентные электроны. В побочных группах валентные еще и электроны предпоследних уровней. Отсюда можно сделать вывод, что нумерация групп указывает, как правило, на количество электронов, участвующих в образовании связей.