Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
все вопросы.docx
Скачиваний:
2
Добавлен:
22.04.2019
Размер:
147.27 Кб
Скачать

Билет №1

Современная модель строения атома базируется на четырех положениях:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома. 2. Положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в ядре атома. 3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов. Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу. 4. Вокруг ядра по орбиталям вращаются электроны. Число электронов в невозбужденном сост. равно заряду ядра.

Различные виды атомов имеют общее название – нуклиды. Нуклиды с одинаковым зарядом, различными массовыми числами и числом нейтронов в ядре называется изотопами. Нуклиды с одинаковыми массовыми числами, но различными зарядами ядра и числа нейтронов в ядре называются изобарами. Нуклиды с одинаковым числом нейтронов, но различным зарядом и массовым числом называется изотонами. В соответствии с представлениями квантовой механики, электрон обладает двойственной природой, т.е. корпускулярно-волновым дуализмом: с одной стороны электрон – это частица, которая имеет массу, заряд и скорость движения; а с другой стороны электрон проявляет волновые свойства, такие как способность к дифракции, интерференции и особенности движения. Согласно принципу неопределенности В. Гейзенберга невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому в квантовомеханической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства описывается квадратом волновой функции Ψ2 (пси), которая характеризует амплитуду волны, как функцию координат электрона. Электрон может находиться в любой части околоядерного пространства. Пространство вокруг ядра, называется орбиталью. Орбиталь характеризует вероятность нахождения электрона в определенном пространстве вокруг ядра. Она ограничена в трехмерном пространстве поверхностями той или иной формы. Квантовые числа Главное квантовое число (n) определяет энергию и размеры электронных орбиталей, удаленность уровня от ядра. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3... до ) и соответствует номеру периода. Число n показывает, сколько подуровней имеет каждый уровень, и какой энергетический уровень является внешним. Чем больше n, тем выше энергия. Уровни имеют буквенные обозначения n = K L M N O P Q Орбитальное (побочное()) квантовое число определяет форму атомной орбитали и характеризует энергетические подуровни. Величина  принимает целочисленные значения от 0 до (n – 1) и может обозначаться буквами. Подуровень s р d f g Орбитальное квантовое число 0 1 2 3 4 Каждому значению  соответствует орбиталь особой формы, например s-орбиталь имеет сферическую форму, р-орбиталь – гантель. Магнитное квантовое число (m) характеризует ориентацию орбиталей в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля и их максимального количества для подуровней. В отсутствие внешнего магнитного поля все орбитали одного подуровня имеют одинаковое значение энергии. Величина m принимает целочисленные значения от – до +, включая ноль, и меняется скачкообразно. Так при  = 0 m = 0 – это s-подоболочка, имеющая одну орбиталь шарообразной формы; при  = 1 m = -1; 0; +1 – это p-подоболочка, имеющая три оболочки гантелеобразной формы (рис. 1); при  = 2 m = -2; -1; 0; +1; +2 – это d-подоболочка, Спиновое квантовое число (ms) характеризует механический момент движения электронов и имеет два значения +1/2 и –1/2, соответствующие противоположным направлениям вращения. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками ↑ ↓. Каждая электронная орбиталь в атоме характеризуется тремя квантовыми числами: n,  и m. Общие число атомных орбиталей в оболочках равно n2. Условно атомную орбиталь обозначают в виде клеточки. Состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами n, , m, и ms.

Билет №2

Правило В. Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + , а при равной сумме n +  в порядке возрастания n. Исключение составляют d- и f-элементы с полностью и наполовину заполненными подоболочками, у которых наблюдается так называемый «провал электронов», например Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt. Это явление будет рассмотрено позднее. Принцип запрета Паули (1925): на одной атомной орбитали не может быть более двух электронов, причем они должны иметь противоположные спины. По-другому можно сказать: в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, , m, и ms. Поэтому допускается заполнение  и не допускается заполнение  и  . Правило Гунда (Хунда): при наличии нескольких пустых или наполовину заполненных ячеек данного подуровня электроны занимают максимально возможное число пустых ячеек. Следовательно, заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данной подоболочке, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами. Например, у атома азота орбитали в основном состоянии заполняют p-подоболочку 2p3 по одному электрону, а у атома кислорода начинается заполнение p-орбитали 2p4 вторым электроном.

Билет №3

В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого следующая: свойство элементов, формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д. И. Менделеева. Структура периодической системы. Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп. Периодом называется последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра. Периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p- элементом. Имеется восемь групп, соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные и побочные подгруппы. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами. К главным подгруппам относятся подгруппы второго периода: Li, N, F и подгруппа благородных газов. К побочным подгруппам принадлежат d- и f-элементы. Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последующего элемента на один электрон больше. Первый период состоит из двух элементов: водорода и гелия. Атомом гелия заканчивается формирование К-оболочки атома, обозначают ее [Не]. Электрон, который последним заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. В данном случае оба электрона имеют формирующие s-электроны и, соответственно, называются s-элементами. У элементов второго периода формируется L-оболочка, заполняются s- и p-подоболочки. Формирующими электронами у первых двух элементов являются s-электроны, поэтому Li и Be относятся к s-элементам. Остальные шесть элементов периода входят в число p-элементов, так как формирование их орбиталей заканчивается p-электроном. У элемента Ne полностью заполнена 2p-подоболочка, его электронную конфигурацию обозначают как [Ne]. Третий период начинается с Na и заканчивается Ar (аргоном). Это обусловлено тем, что энергия подуровня 4s несколько ниже, чем энергия подуровня 3d. В соответствие с правилом Клечковского n +  у 4s(4) ниже, чем у n +  у 3d (5). После заполнения 4s-подоболочки заполняется 3d-подоболочка. Элементы, начиная со Sc до Zn, имеющие формирующие d-электроны, относятся к d-элементам. У хрома на 4s-подоболочке остается один электрон, а на 3d-подоболочке вместо четырех оказывается пять d-электронов. Такое явление название «провала» электрона с s- на d-подоболочку. «Провал» электронов наблюдается и у других атомов, например у атомов Cu, Nb, Mo, Pt, Pd. Четвертый период завершается формированием подоболочки 4p у криптона [Ar]3d104s24p6 или [Kr]. Всего в четвертом периоде 18 элементов. Пятый период аналогичен четвертому периоду. Он начинается с s-элемента рубидия [Kr]5s1 и заканчивается p-элементом ксеноном [Kr]4d105s25p6 или [Xe] и включает в себя десять 4d-элементов от иттрия до кадмия. Всего в пятом периоде 18 элементов. В шестом периоде, после заполнения s-подоболочки начинается формирование d-подоболочки. Однако, у следующего элемента энергетически выгоднее формирование 4f-подоболочки по сравнению с 5d-подоболочкой. Поэтому после лантана следует 14 лантаноидов с формирующими f-электронами, т. е. f-элементов от цезия Се [Хе]4f25d06s2 до лютеция Lu [Хе]4f 145d16s2. Затем продолжается заполнение оставшихся орбиталей в 5d-подоболочке и 6p-подоболочке. Период завершает радон Rn. Таким образом, период имеет 32 элемента: два s-элемента, шесть p-элементов, десять d-элементов и четырнадцать f-элементов. Седьмой период продолжается аналогично шестому периоду, однако формирование его не завершено. Он также имеет вставную декаду из d-элементов и четырнадцать 5f-элементов. К настоящему времени известно 109 элементов, в том числе семь 6d-элементов. Элементы, начиная со 105 номера, пока не имеют официального названия.

Билет №4

Периодические свойства элементов

Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, размеры атомов, окислительно-восстановительные и другие свойства. Рассмотрим лишь периодичность энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности и размеров атомов. Периодичность других свойств будет рассмотрена позднее. Первой энергией ионизации I1 называется энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента. В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. выражают кДж/моль, эВ. Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента. Чем ниже энергия ионизации, тем выше восстановительная способность элемента. Первая энергия ионизации определяется электронным строением элементов и ее изменение имеет периодический характер. Энергия ионизации возрастает по периоду. Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце периода. В одной и той же группе энергия ионизации несколько уменьшается с увеличением порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния от внешних подоболочек до ядра. Кроме первой энергии ионизации, элементы с многоэлектронными атомами могут характеризоваться второй I2, третей I3, и более высокой энергией ионизации, которые равны соответственно энергии Э+, Э2+ и т.д. При этом энергии ионизации возрастают с увеличением их номеров, т.е. I1<I2<I3. Особенно резкое увеличение энергии ионизации наблюдается при отрыве электронов из заполненной подоболочки. Сродство к электрону это энергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов. Количественно сродство к электрону Еср выражается в кДж/моль или эВ. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера. Электроотрицательность это способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны. Необходимо учитывать, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента и имеет условный характер. Однако ее использование полезно для объяснения типа химических связей и свойств соединений. Атомные радиусы элементов не имеют строго определенных границ из-за корпусколярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности или половину расстояния между центрами 2-х смежных атомов в кристаллах. Таким образом, от положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: энергия ионизации по периоду возрастает, а в подгруппе – уменьшается; наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения ее – элементы с электронной конфигурацией s2 (He, Be, Mg, Zn), c полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Ar, Kr, N, P, As); электроотрицательность по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается; атомный радиус по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает.

Билет №5

Хим связь – это совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулы, ионы и др. частицы. К основным типам химической связи относят ковалентную, ионную и металлическую связи. Ковалентной связью называют химическую связь, образованную путем обобществления пары электронов двумя атомами неметаллов. Если связь образована между двумя одинаковыми атомами, то образуется ковалентная неполярная связь. В этом случае электронная плотность общей пары равномерно распределена между атомами. Если связь образована между двумя разными атомами, то образуется ковалентная полярная связь и более электроотрицательный атом сильнее притягивает общую пару электронов (например, Н2О). Особенностями ковалентной химической связи является насыщаемость, направленность и поляризуемость. Насыщаемость связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е. их способностью к образованию строго определенного числа связей, которое обычно лежит в пределах от 1 до 6. Общее число валентных орбиталей в атоме, т.е. тех, которые могут быть использованы для образования химических связей, определяет максимально возможную валентность элемента. Число уже использованных для этого орбиталей определяет валентность элемента в данном соединении. Если атом образует все связи только за счет спаривания электронов, то обычно говорят просто о валентности, которая определяется числом одноэлектронных орбиталей, или числом неспаренных электронов его атома в основном или возбужденном состоянии. Направленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, которая совпадает с их собственной. Исключение составляют s-электронные облака, поскольку их сферическая форма делает все направления равноценными. Поляризуемость рассматривают на основе представлений о том, что ковалентная связь может быть неполярной или полярной. В первом случае симметричное распределение электронной плотности в межъядерном пространстве приводит к совпадению центров тяжести положительных и отрицательных зарядов; во втором случае межъядерная электронная плотность смещается к атому с большей ЭО. Механизмов образования ковалентной химической связи два: обменный и донорно-акцепторный. При обменном механизме образования химической связи неспаренные электроны одного атома взаимодействуют с неспаренными электронами другого атома.

При донорно-акцепторном механизме общая электронная пара образуется за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома или иона (акцептора).

Независимо от способа образования, все четыре связи в ионе

аммония равноценны (по энергии связи, длине, направленности,

полярнос

Билет №6

Ионной называют связь, если при полном смещении межъядерной электронной плотности к атому с большей ЭО атомы превращаются в положительно и отрицательно заряженные ионы, между которыми действуют силы электростатического притяжения. Полного, т.е. стопроцентного, смещения электронной плотности к атому с большей ЭО не происходит даже в наиболее ионных соединениях, которыми являются бинарные соединения щелочных металлов с галогенами (например, NaF, NaСl, КСl). Это объясняется как волновыми свойствами электронов, так и влиянием зарядов образовавшихся ионов на электронные оболочки друг друга, т.е. их взаимной поляризацией. Принято считать связь ионной, если изменение ЭО > 1,9. Ионная связь образуется между катионами s-металлов I и II групп периодической системы и ионами р-неметаллов VI и VII групп (NaF, КСl, Nа2O) Ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется: ненаправленностью, так как сферическое поле вокруг ионов во всех направлениях равноценно; ненасыщаемостью, поскольку при взаимодействии ионов не происходит полной компенсации их силовых полей; координационными числами в ионных соединениях, которые определяются не электронной структурой атомов, а соотношением радиусов взаимодействующих ионов. Таким образом, химическая связь в большинстве химических соединений сочетает свойства ковалентной и ионной связи. Поэтому ее можно считать ковалентной с определенной долей ионности. Металлическая связь проявляется при взаимодействии атомов элементов, имеющих избыток свободных валентных орбиталей по отношению к числу валентных орбиталей электронов. К такому типу химической связи относятся металлы и их сплавы. В металлах электроны приобретают способность свободно перемещаться между ядрами в пространстве именно благодаря относительно высокой «концентрации» свободных орбиталей. В результате этого в решетке металлов возникают свободные электроны (электронный газ), которые непрерывно перемещаются между положительными заряженными ионами, электрически их притягивают и обеспечивают стабильность решетки металлов. Необходимо отметить, что переходные металлы способны между собой образовывать ковалентную связь, что приводит к повышению температуры плавления. В целом энергия образования металлической связи является промежуточной между энергиями ковалентных и молекулярных кристаллов. Особенности металлической связи объясняют такие свойства металлов, как электропроводность, ковкость, пластичность, блеск и т.д.

Вопрос 7.

Гибридизациией называют образование одинаковых по энергии и форме орбиталей атома в результате сложения различных по энергии и форме орбиталей при возбуждении этого атома. При этом орбитали разной симметрии смешиваются и переходят в гибридные атомные орбитали одинаковой формы и одинаковой усредненной энергии, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей. Возможность гибридизации определяют три условия: 1) Небольшая разница в энергии исходных атомных орбиталей, с увеличением этой разницы уменьшается устойчивость их гибридного состояния и прочность образуемых ими связей.2) Достаточная плотность электродных облаков, что определяется значением главного квантового числа. 3) Достаточная степень перекрывания атомных орбиталей с огрбиталями других атомов при образовании связей, что закрепляет гибридное состояние и делает его более устойчивым. Число гибридных орбиталей равно числу исходных. При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°. Две sp-орбитали могут образовывать две -связи (BeH2, ZnCl2). Еще две -связи могут образоваться, если на двух p-орбиталях, не участвующих в гибридизации, находятся электроны (ацетилен C2H2). Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию. При смешении s- и двух р-орбиталей образуется три sp2-гибридные орбитали, угол между осями которых равен 120°. Три sp2-орбитали могут образовывать три -связи (BF3, AlCl3). Еще одна связь (-связь) может образоваться, если на p-орбитали, не участвующей в гибридизации, находится электрон (этилен C2H4). Молекулы, в которых осуществляется sp2-гибридизация, имеют плоскую геометрию. При смешении s и трех р-орбиталей – четыре sp3-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 109°28'. Молекулы, в которых осуществляется sp3-гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH4, NH3). Форма гибридных атомных орбиталей отличается от формы исходных. В гибридной атомной орбитали электронная плотность смещается в одну сторону от ядра, поэтому при взаимодействии ее с атомной орбиталью другого атома происходит максимальное перекрывание, которое приводит к повышению энергии связи. Это повышение энергии связи компенсирует энергию, требуемую на образование гибридной орбитали. В результате химические связи, образованные гибридными орбиталями прочнее, а полученная молекула – более устойчива. Геометрическая конфигурация молекул полностью определяется типом гибридных орбиталей центрального атома только при условии, что все гибридные атомные орбитали участвуют в образовании связей. Если хотя бы на одной из них остается неподеленная электронная пара, то конфигурация, определяемая типом гибридизации, реализуется не полностью (табл. 2). Линейной конфигурацией обладают молекулы, образованные или двумя атомами (независимо от типа гибридизации, например, КВr), или центральный атом которых обладает sp-гибридизацией (ZnCl2, BeF2). Угол между связями в данном случае составляет 1800.