1. Первая модель М.П. Морозова была разработана в 1960 г. – атом некий кристалл в узлах находятся электроны, в середине сосредоточен «+» заряд.

2. Э. Резерфорд в опытах по рассеянию а-частиц было показано, что почти вся масса атома сосредоточена в очень малом объеме — положительно заряженном ядре. Согласно мо­дели Резерфорда, вокруг ядра на относительно большом рас­стоянии непрерывно движутся электроны, причем их число тако­во, что в целом атом электрически нейтрален. Однако планетарная модель Резерфор­да противоречила факту, устойчивого существования атомов. В результате ускоренного движения электрона расходуется энергия его электростатического взаимодействия с ядром и согласно расчетам через 10⁸ с электрон должен упасть на ядро.

3. Строение атома по Бору:

Н. Бор исходил из планетарной модели атома. Вывод: энергия электронов в атоме не может меняться непрерывно, а изменяется скачками, т.е. дискретно.

Постулаты Бора:

1. ℮ может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по конкретным круговым орбитам. Эти орбиты получили название стационарных.

2. двигаясь по стационарной орбите, ℮ не излучает электромагнитной энергии.

3. излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна, разности энергии атома в конечном и исходном состояниях. Т.е. энергия электрона, вращающегося вокруг ядра, зависит от радиуса орбиты.

Уравнение Планка: E=hν

Принцип неопределенности Гейзенберга. Предположим что невозможно определить траекторию и скорость электрона, т.е. ∆р*∆х≥h/2π соотн. неопределенности Гейзенберга, где ∆р – неопределенная величина импульса, ∆х – неопределенное положение частицы в пространстве. Невозможно в любой момент времени определить и положение ℮ в пространстве и импульс, т.е. скорость движения ℮. Движение ℮ носит волновой характер, и наши знания о положении ℮ носит статистический характер.

Для описания свойств электрона используют волновую функцию, которую обозначают буквой ψ (пси). Квадрат ее модуля |ψ|², вычисленный для определенного момента времени и определенной точки пространства, пропорционален вероятности обнаружить частицу в этой точке в указанное время. Величину |ψ|² называют плотностью вероятности. Наглядное представление о распределении электронной плотности атома дает функция радиального распределения.

Вопрос 3. Квантово-механическое представление о строении атома. Квантовые числа и их физический смысл.

Распределение ℮ по энергии и в пространстве атома водорода определяется волновой функцией, зависящей от сферических координат ℮ и от трех параметров (n, e, m_e), принимающих целочисленные значения.

1. Главное квинтовое число – n, характеризует энергию орбитали и ее размер n=1,2,…∞, n=Nпериода.

2. Орбитальное гл. кв. число (побочное) – l, характеризует форму орбитали s,p,d,f. l=0, до n-1

3. Магнитное главное кв. число – m, характ. направленность орбитали в пространстве: m=-℮..,0,..+ ℮

4. Спиновое гл. кв. число – s, характ. вращение ℮ вокруг своей оси: s=+½ и s= ½.

Вопрос 4. Распределение электронов в многоэлектронном атоме. Принцип Паули. Правило Гунда. Порядок заполнения электронных подуровней.

Распределения электронов в многоэлектронных атомах основано на трех положениях: принципе минимума энергии, принципе В. Паули, и правиле В. Хунда

Принцип минимума энергии: электрон в первую очередь располагается в пределах электронной подоболочки с наинизшей энергией.

Правила Клечковского:

а) электрон обладает наинизшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма квантовых чисел n и l минимальна.

б) электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух ℮, характ. одинаковым набором всех квант. чисел.

Правило Хунда: min энергия атома соответствует такое распределение ℮ по атомным орбиталям данного подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома max.

Состояния атома с меньшим, по сравнению с максимальным, значениями суммарного спина электронов будут энергетически менее выгодными и, в отличие от первого, называемого основным, будут относится к возбужденным состояниям.

Вопрос 5. Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева. s-, p-, d-, f-элементы. Периодичность изменения свойств элементов: относительная электроотрицательность, потенциал ионизации, сродство к электрону, радиус атома, восстановительная и окислительная способность элементов.

Периодический закон Д.И. Менделеева:

строение и свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра и определяются периодически повторяющимися однотипными электронным конфигурациями их атомов.

Периодическая система элементов состоит из периодов и групп

Период – это совокупность элементов с одинаковым значением энергии.

Группа – вертикальный ряд элементов имеющих одинаковое число электронов на внешнем эл. слое.

Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в системе. Элементы образуют 7 периодов. В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам. Вертикальные столбцы это группы элементов сходных по свойствам. Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (например, возрастает химическая активность) Элементы с 58 по 71, а также 90 – 103 образуют 2 семейства – лантаноиды и актиноиды. Периодичность свойств элементов обусловлено периодическим повторением конфигурации внешних электронных оболочек атомов. С положением элементов в системе связаны его химические и многие физические свойства.

Первые три периода называются малыми или короткими все остальные большие или длинные. В зависимости от того, как представлены в периодической таблице длинные периоды, различаются короткопериодные и длиннопериодные варианты таблицы. В последнем варианте длинный период вытянут полностью слева направо и четвертая, пятая строки таблицы содержат последовательность из 18 элементов. Шестой период и теоретически седьмой содержат по 32 элемента.

Длина периода зависит от числа электронов на внешних электронных оболочках атомов элементов. В короткопериодном варианте периодической таблицы длинные периоды разделяют на две части и элементы размешают в те же группы что и элементы коротких периодов, причем так чтобы в каждой клетке было по 2 элемента. Группу элементов делят на главную и побочную при этом под каждым элементом находится по возможности элементы с похожими свойствами, например такие элементы как водород, литий, натрий, калий составляют главную подгруппу элементов, а входящие в медь, серебро, золото образуют побочную подгруппу.

Экспериментальное изучение электронных конфигураций атомов и положения атомов в периодической системе позволяет сделать ряд выводов, придающих физический смысл номеру периода, группы и типу подгруппы и существенно облегчающих запись электронных конфигураций атомов. Среди таких выводов:

1. Номер периода совпадает с

• количеством заполняющихся электронных оболочек атома;

• главным квантовым числом внешней, заполняющейся электронами, обо­лочки;

• главным квантовым числом, заполняющейся s-подоболочки;

• главным квантовым числом, заполняющейся р-подоболочки;

• главным квантовым числом +1 заполняющейся d-подоболочки (в больших периодах);

• главным квантовым числом +2 заполняющейся f-подоболочки (в 6-м и 7-м периодах).

2. Каждый период начинается двумя s-элементами и, кроме 1-го, заканчива­ется шестью р-элементами. В 7-м периоде р-элементов нет, так как период не достроен. В больших периодах между s- и р-элементами размещаются десять d-элементов. В 6-м и 7-м периодах за первыми d-элементами (La и Ас) находят­ся 14 f-элементов.

3. У атомов элементов главных подгрупп на внешней электронной оболочке находится число электронов, численно совпадающее с номером группы.

4. У большинства атомов элементов побочных подгрупп на внешней оболочке находится 2 электрона, у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au — по 1-му электрону, а атом Pd — не имеет электронов на внешней s-подоболочке.

Энергия ионизации атома – это кол-во энергии, которой необходимо для отрыва ℮ элемента э⁰ от атома для превращения его в катион (+): э⁰-℮→э⁺

Энергия необходимая для удаления 1 моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента наз. первой энергией ионизации. Характеризует восстановительную способность элементов. Первая энергия определяется электронным строением элементов, и ее изменение имеет периодический характер. Наименьшее значение имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода. Наибольшее – благородные газы, находящиеся в конце периода.

Сродство к ℮ - это энергия, которая выделяется при присоединении ℮ к нейтральному атому, т.е. при превращении атома в анион (-): э⁰+℮→э^-+Е_ср.

Электроотрицательность (ЭО) – это способность атома притягивать к себе ℮.

При движении слева направо по периодам:

1. R атомов ↓;

2. металличность ↓;

3. энергия ионизации ↑;

4. не металличность ↑;

5. ЭО ↑.

При движении сверху вниз по группам:

1. R атомов ↑;

2. металличность ↑;

3. энергия ионизации ↓;

4. не металличность ↓;

5. ЭО ↓.

6. Сродство к ℮ ↑.

Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем