5)Квантовые числа электронов

Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1,2,3, ...). Под главным квантовым числом, равным ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома).

Кроме того, оказывается, что в пределах определенных уровней энергии электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Существование различий в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к различным подуровням данного энергетического уровня, отражается побочным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом l. Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до n - 1 (l = 0,1, ..., n - 1). l=0-s, 1-p, 2-d, 3-f,...

Орбиталь - совокупность положений электрона в атоме, т.е. область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

Число l характеризует различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного облака, а также орбитальный момент р - момент импульса электрона при его вращении вокруг ядра.

Проекция спина на ось = (магнитное спиновое число m со значком s) может иметь лишь два значения: m = 1/2 или m = -1/2.

Спин - это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Строго говоря, спин - это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно s = 1/2.

6)Принципы заполнения орбиталей

1.Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).

2.Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.

3.Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Полная электронная формула элемента

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых:

1.Главное квантовое число n минимально;

2.Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d- (l минимально);

3.Заполнение происходит так, чтобы (n + l) было минимально (правило Клечковского);

4.В пределах одного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален, т.е. содержал наибольшее число неспаренных электронов (правило Хунда).

5.При заполнении электронных атомных орбиталей выполняется принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n2 электронов, расположенных на n2 подуровнях.

Пример: Цезий (Сs) находится в 6 периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55) распределены по 6 энергетическим уровням и их подуровням. Cоблюдая последовательность заполнения электронами орбиталей получим:

55Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s1.

7)Периодический закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Причиной такой зависимости являются периодические изменения в строении внешнего валентного слоя.

Период - это горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядер, внешний электронный слой которых меняется от ns1 до ns2 np6.

Номер периода говорит о числе энергетических уровней (электронных слоёв) и совпадает с max значением главного квантового числа.

Группа - это вертикальный ряд элементов, объединённых одинаковым числом валентных электронов, и показывающий максимальную степень окисления.

s2, p6, d10, f14 - максимально возможно!

8)Св-ва атомов элементов:

1.Ра́диусом а́тома называется расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома. В периоде уменьшается, в группе увеличивается.

2.Энергия ионизации - это энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от нейтрального атома. В периоде увеличивается, в группе уменьшается.

3.Сродство - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. В периоде увеличивается, в группе уменьшается.

4.Электроотрицательность. Характеризует способность атома оттягивать на себя общую электронную пару в соединении.

9)Виды и характеристики химических связей.

1.Ковалентная связь - связь атомов за счет обществления электронной пары с антипараллельными спинами. Ковалентная неполярная связь возникает между неметаллами, ковалентная полярная связь возникает между элементами с большой электроотрицательностью.

2.Ионная связь - это связь между ионами, т.е связь между атомами. Обусловлена электростатическим взаимодействием противоположно заряженных ионов. Рассматривается как отдельный случай ковалентной полярной связи.

3.Водородная связь - связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

4.Металлическая связь - связь, обусловленная электростатическим взаимодействием между обобществленными делокализованными валентными электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки.

ЭНЕРГИЯ СВЯЗИ - это энергия, которую следует придать ядру атома для того, чтобы расщепить его на составляющие элементы (нейтроны и протоны). Перед тем, как ядро подвергнется делению, оно должно получить необходимое количество этой энергии.

ДЛИНА СВЯЗИ (нм) - расстояние между ядрами в том или ином соединении. Обычно длина связи и ее энергия антибатны: чем больше длина связи, тем меньше ее энергия.

ВАЛЕНТНЫЙ УГОЛ - угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома.

10)Свойства ковалентной связи.

1.Насыщаемость ковалентной связи.

Насыщаемость ковалентной 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.

2.Поляризуемость ковалентной связи.

Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. такая связь называется неполярной ковалентной связью.

Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Такая ковалентная связь называется полярной.