30. Набор четырех квантовых чисел и состояние электронов в атоме.

Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором 4 квантовых чисел. n – главное квантовое число, l – побочное, m – магнитное, s – спиновое.

Главное кв.числ. характеризует собой общий запас энергии системы, если уподобить электрон облаку, то главное кв.числ. характеризует собой размеры этого облака. Электроны одного и того же энергетического уровня образуют электронную оболочку. Глав.кв.числ. принимает целочисленные значения от 1 до 7 (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). Электроны одного и того же уровня могут различаться по энергетическому состоянию. Электронные уровни подразделяются на подуровни. Электроны одного и того же подуровня различны по величине момента количества движения mvr (m – масса, v - скорость на орбите, r – радиус орбиты). Электроны различных подуровней имеют различную форму облака.

Энергетическое состояние электрона на подуровне характеризуется с помощью побочного кв.ч. (l=n-1). Max число подуровней-4 (K – s; L – s, p; M – s, p, d; N – s, p, d, f).

m – магнитное кв.числ. – ориентация электронного облака в пространстве ( –l,0,+l; summa=2l+1 ). Спиновое кв.числ. – характеризует направление вращения электрона. Принимает два значения +0.5h/2 и -0.5h/2(h=6.6*10-34 Дж*с).

Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором всех 4 к.ч. Максимальное число электронов на подуровне – 2(2l+1). Число электронов на уровне – 2n2. Максимальное число электронов на уровне - 32.

Распределение электронов по уровням и подуровням изображается с помощью электронных формул или ячеек.

Правило Гунда: суммарный спин данного подуровня должен быть максимален. Электроны стремятся занять max возможное число свободных квантовых состояний.

31. Химическая связь. Виды химической связи.

Химическая связь - взаимное притяжение (вид взаимодействия) атомов, приводящее к образованию молекул и кристаллов.

Виды связей:

Ковалентная - осуществляется за счет образования электронной пары, принадлежащей обоим атомам.

(Два электрона начинают летать парой). Различают полярную (электронная плотность

притягивается ближе к более электроотрицательному атому) и неполярную (электронная

плотность расположена симметрично между ядрами атомов. Электрон (или их пара)движется с такой скоростью, что нельзя точно сказать, где он находится в данный момент. Электронная плотность – такое место в пространстве, где нахождение электрона наиболее вероятно.

1) Обменный механизм – от каждого атома по электрону в каждую общую пару.

2) Донорно-акцепторный – один даёт электронную пару, а другой предоставляет им орбиту для движения.

Примеры ковалентной связи: Соляная кислота HCl, газ метан СH4

Ионная – (ионы - это заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или

присоединения электронов) Химическая связь между ионами, осуществляемая за счет электростатического притяжения, называется ионной связью. Электроны с одного атома переходят на другой и получается, что на одном электронов много (он заряжен отрицательно, анион), а на другом электронов мало, не хватает (положительно заряжен, катион). Положительный притягивается к отрицательному и образуется связь. Пример: любой металл с неметаллом, где металлы будут заряжены +, а неметаллы - . фторид натрия NaF, сульфид цинка ZnS.

Металлическая – связь между положительно заряженными ядрами металлов(катионами) и отрицательно заряженными электронами металлов(анионов) в кристаллической решетке. Положительные ионы, расположены в определенных положениях кристаллической решетки, а большое количество электронов, свободно перемещающихся по всему кристаллу, осуществляют связь между всеми атомами металла.

Водородная - это связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер. Пример, вода H2O, многоатомные спирты (глицерин C3H5(OH)3).