
- •Оглавление
- •2. Химические свойства Металлов и Неметаллов
- •4. Коррозия Металлов, способы устранения коррозии
- •5. Кислота (классификация, слабые и сильные, номенклатура, химические свойства кислот, взаимодействие с неметаллами, получение, применение)
- •6. Химические свойства солей, получение, применение, классификация, номенклатура
- •1. Реакция нейтрализации
- •7. Химические свойства оксидов, определение, свойства, получение, номенклатура.
- •8. Химические свойства оснований, классификация, номенклатура, получение. Амфотерные гидроксиды и оксиды
- •10.Дисперсные системы. Строение мицелл. Воздействие на систему.
- •11. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость.
- •12. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье, обратимые, необратимые реакции
- •13. Окислительно-восстановительные реакции. Основные окислители и восстановители
- •14. Электролиз
- •15. Алканы, алкены, алкины. Химические свойства, применение.
- •16. Реакции полимеризации и поликонденсации
- •17. Химическая связь. Типы химической связи
- •18. Гидролиз и электрическая диссоциация
- •19. Способы выражения концентрации раствора. Растворы
- •20. Строение атомов: Модель Томсана, Теория Резерфорда, ядерная модель Резерфорда.
- •21. Правила заполнения электрических уровней: правило Хунда, Клечковского, принцип Паули.
- •22. Современное представление о строение атома: принцип неопределенности Гейзенберга, двойственная природа электрона.
- •Природный газ - сн4 (Метан)
- •Типы классификаций реакции.
- •По тепловому эффекту.
- •По присутствию других веществ.
20. Строение атомов: Модель Томсана, Теория Резерфорда, ядерная модель Резерфорда.
Модель Томсана
По теории Томсона, атом представлял собой шар, по всему объему которого «размазан» положительный заряд. А внутри, как плавающие элементы, находились электроны. В целом, по Томсону, атом был электронейтрален, т. е. заряд такого атома был равен 0. Отрицательные заряды электронов компенсировали положительный заряд самого атома. Размер атома составлял приблизительно 10-10м. Модель Томсона получила название «пудинг с изюмом»: сам «пудинг» – это положительно заряженное «тело» атома, а «изюм» – это электроны
Теория Резерфорда
Атом любого вещества состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса, и вращающихся вокруг него по определенным орбитам отрицательно заряженных частиц - электронов. При этом положительный заряд ядра уравновешивается суммой отрицательных зарядов электронов, и в целом атом является электронейтральным. Заряд ядра каждого химического элемента, измеренный в элементарных единицах, равен атомному номеру вещества в таблице Менделеева и обусловливает его химические свойства.
Ядерная модель(планетарная модель Резерфорда)
В атоме есть массивный положительно заряженный объект и α-частица, сталкиваясь с этой частицей, может отразиться обратно. Пролетающие рядом частицы отклоняются на разные углы. Это явление называется рассеиванием α-частиц.
Положительно заряженный объект, находящийся внутри атома, Резерфорд назвал ядром и рассчитал его размеры – 10-14–10-15 Практически вся масса атома сосредоточена в ядре. Вокруг ядра вращаются электроны.
21. Правила заполнения электрических уровней: правило Хунда, Клечковского, принцип Паули.
Согласно правилу Хунда, устойчивому состоянию электронов в атоме соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина электронов максимально.
Правило Хунда (Гунда): заполнение орбиталей данного подуровня осуществляется так, чтобы суммарный спин был максимален. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону.
Электронные конфигурации атомов можно записать по уровням, подуровням, орбиталям. Например, электронная формула Р(15ē) может быть записана:
а) по уровням)2)8)5;
б) по подуровням 1s22s22p63s23p3;
в) по орбиталям
Примеры электронных формул некоторых атомов и ионов:
V(23ē) 1s22s22p63s23p63d34s2;
V3+(20ē) 1s22s22p63s23p63d24s0.
Для первого энергетического уровня n=1, l=0, следовательно, возможно существование только s-подуровня, на котором может разместиться не более 2 электронов, что отразим записью 1s2.
На втором энергетическом уровне может быть только два подуровня: s и p, на которых максимальное число электронов равно, соответственно, 2 и 6. Поэтому 8 электронов второго энергетического уровня распределены таким образом: 2s22p6.
Следующие 18 электронов находятся на третьем уровне, на котором должно быть уже три подуровня: s, p и d, на которых максимальное число электронов составляет 2, 6 и 10. Следовательно, электронную конфигурацию третьего 18-электронного уровня можно представить в виде: 3s23p63d10.
Для последнего 4-го уровня могут существовать 4 подуровня: s,p,d,f, на которых может находиться 2, 6, 10 и 14 электронов. Но в атоме цинка на 4 уровне находится всего 2 электрона. Эти два электрона займут самый низший подуровень 4s. Поэтому электронное строение 4 уровня можно записать в виде: 4s2.
Соединив все полученные фрагменты электронного строения по всем уровням, получаем детализированную картину распределения электронов в атоме цинка: 30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2.
Таким образом, основные особенности заполнения электронных оболочек атомов в периодической системе следующие:
1. Начало периода совпадает с началом образования нового энергетического уровня электронного слоя.
Период представляет собой последовательный ряд элементов, атомы которых различаются числом электронов в наружных слоях. Каждый период завершается благородным газом. У благородных газов наружная оболочка состоит из 8 электронов, за исключение гелия, у которого на внешней оболочке только 2 электрона.
2. Элементы главных и побочных подгрупп отличаются порядком заполнения электронных оболочек.
У всех элементов главных подгрупп заполняются только внешние оболочки. При этом у элементов I и II групп заполняются s-оболочки, поэтому эти элементы называются s-элементами. А у элементов III-VII групп заполняются p-оболочки, поэтому эти элементы называются р-элементами.
У элементов первых подгрупп (за исключением Mn, Zn, Tc, Ag, Cd, Hg) заполняются внутренние d-оболочки. Такие элементы называются d-элементами.
Элементы, у которых заполняются внутренние f-оболочки, называются f-элементами (лантаноиды и актиноиды).
Правило Клечковского: заполнение электронных подуровней осуществляется в порядке возрастания суммы (n + l), а в случае одинаковой суммы (n + l) – в порядке возрастания числа n.
Согласно правилу Клечковского, заполнение подуровней осуществляется в следующем порядке: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…
Хотя заполнение подуровней происходит по правилу Клечковского, в электронной формуле подуровни записываются последовательно по уровням: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4р, 4d, 4f и т. д. Таким образом, электронная формула атома брома записывается следующим образом: Br(35ē) 1s22s22p63s23p63d104s24p5.
Электронные конфигурации ряда атомов отличаются от предсказанных по правилу Клечковского. Так, для Сr и Cu:
Сr(24ē) 1s22s22p63s23p63d54s1 и Cu(29ē) 1s22s22p63s23p63d104s1.
Принцип Паули - В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами.
Следовательно, максимальное число электронов с одинаковым квантовым числом n выражается суммой
Из правила Паули следует, что на орбитали могут располагаться не более двух электронов, на подуровне может содержаться не более 2(2l + 1) электронов, на уровне содержится не более 2n2 электронов.