- •В.М. Васюков
- •Курс лекций
- •Часть I. Теоретическая химия
- •Глава 1. Основные понятия и законы химии
- •Основные понятия химии
- •Основные положения атомно-молекулярной теории
- •Газовые законы
- •Глава 2. Строение атома и периодический закон Модели строения атома
- •Квантовые числа электронов
- •Электронные конфигурации атомов
- •Ядро атома и радиоактивные превращения
- •Периодический закон
- •Глава 3. Химическая связь Валентность и степень окисления
- •Ковалентная связь
- •Ионная связь
- •Металлическая связь
- •Межмолекулярные взаимодействия
- •Глава 4. Комплексные соединения
- •Глава 5. Состояние вещества
- •Глава 6. Физико-химические закономерности протекания химических реакций Химическая термодинамика
- •Химическая кинетика и катализ
- •Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия
- •Глава 7. Физико-химическая теория растворов электролитов и неэлектролитов Механизм образования растворов и их классификация
- •Идеальные и реальные растворы. Растворение как физико-химический процесс
- •Зависимость растворимости различных веществ от природы растворителя, температуры и давления
- •Законы разбавленных растворов
- •Способы выражения концентрации (состава) растворов
- •Электролиты и электролитическая диссоциация
- •Гидролиз солей
- •Глава 8. Дисперсные системы
- •Классификации дисперсных систем
- •Оптические и молекулярно-кинетические свойства дисперсных систем
- •Поверхностные и адсорбционные явления
- •Коллоидные (коллоидно-дисперсные) системы
- •Глава 9. Теория окислительно-восстановительных процессов Окислительно-восстановительные реакции
- •Химические источники электрической энергии. Электродные потенциалы
- •1) Металлы, обладающие более электроотрицательным потенциалом, способны вытеснить менее активные металлы (с более положительным потенциалом) из водных растворов их солей;
- •Коррозия металлов
- •Электролиз
- •Восстанавливается вода Восстанавливается вода и катионы металла Восстанавливается катионы металла
- •Глава 10. Качественный и количественный анализ веществ
- •Качественный анализ
- •Классификация катионов на аналитические группы
- •Классификация анионов на аналитические группы
- •Количественный анализ
- •Химические методы анализа
- •Физические и физико-химические методы анализа
- •Часть II. Неорганическая химия
- •Глава 11. Важнейшие классы неорганических соединений
- •Основания (гидроксиды металлов)
- •Кислоты
- •Глава 12. Элементы I группы
- •Водород
- •Глава 13. Элементы II группы
- •Бериллий
- •Глава 14. Элементы III группы
- •Алюминий
- •Лантаноиды
- •Актиноиды
- •Глава 15. Элементы IV группы
- •Углерод
- •Кремний
- •Глава 16. Элементы V группы
- •Глава 17. Элементы VI группы
- •Кислород
- •Глава 18. Элементы VII группы
- •Глава 19. Элементы VIII группы
- •Часть III. Органическая химия Глава 20. Общая характеристика органических соединений
- •Теория строения органических соединений
- •Атомы в молекулах соединены между собой в определенном порядке химическими связями согласно их валентности; углерод во всех органических соединениях четырехвалентен.
- •Свойства вещества определяются не только качественным составом, но и его строением, взаимным влиянием атомов, как связанных между собой химическими связями, так и непосредственно не связанных.
- •Строение молекул может быть установлено на основе изучения их химических свойств.
- •Формулы органических соединений
- •Классификация органических соединений
- •Номенклатура органических соединений
- •Изомерия органических соединений
- •Взаимное влияние атомов в молекуле и реакционная способность органических соединений
- •Общая характеристика органических реакций
- •Промышленное производство органических соединений
- •Глава 21. Алканы Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 22. Циклоалканы Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Глава 23. Алкены (олефины) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 24. Алкадиены (диеновые углеводороды) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 25. Алкины (ацетилены) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 26. Ароматические углеводороды (арены) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •Правила ориентации (замещения) в бензольном кольце
- •Применение
- •Глава 27. Гидроксильные соединения (спирты)
- •Одноатомные спирты (алкоголи) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Многоатомные спирты
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Физические свойства
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 28. Карбонильные соединения (оксосоединения) Номенклатура и изомерия
- •Метаналь этаналь
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 29. Карбоновые кислоты Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 30. Сложные эфиры. Жиры Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Жиры и масла
- •Глава 31. Углеводы (сахара)
- •Моносахариды Номенклатура и изомерия
- •Физические и химические свойства глюкозы
- •Дисахариды
- •Полисахариды
- •Глава 32. Амины
- •Предельные алифатические амины Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Ароматические амины
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 33. Аминокислоты, пептиды и белки
- •Аминокислоты Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Пептиды
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Биологическое значение белков
- •Глава 34. Гетероциклические соединения
- •Шестичленные гетероциклы
- •Пятичленные гетероциклы
- •Нуклеиновые кислоты Строение нуклеиновых кислот
- •Биологическая роль нуклеиновых кислот
- •Глава 35.Синтетические высокомолекулярные соединения
- •Общая характеристика полимеров
- •Пластмассы
- •Волокна
- •Каучуки
- •Литература
- •Приложения Растворимость неорганических веществ в воде при 25°c
Квантовые числа электронов
Главное квантовое число п определяет общую энергию электрона на данной орбитали (п = 1, 2, 3, ...). Главное квантовое число для атомов известных элементов имеет семь значений: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Число энергетческих уровней в атом равно номеру периода, в котором элемент расположен.
Побочное (орбитальное) квантовое число l (l = 0, 1, ..., п - 1) определяет различное энергетическое состояние электронов принадлежащих к различным подуровням данного энергетического уровня. Обычно численные значения l принято обозначать буквенными символами s, p, d, f. В этом случае говорят о s-, p-, d‑, f-орбиталях. Электрон с наибольшей вероятностью движется вокруг ядра, образуя электронное облако, форма которого в s-, p-, d‑, f-состояниях различна. Форма электронного облака зависит от значения побочного квантового числа l. Так, если l = 0 (s-орбиталь), то электронное облако имеет шаровидную форму (сферическую симметрию) и не обладает направленностью в пространстве. При l = 1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму гантели, т.е. форму тела вращения, полученного из «восьмерки». Формы электронных облаков d- и f-электронов намного сложнее.
Форма и направленность в пространстве электронных облаков s- и р-орбиталей:
Первый уровень имее только s-подуровень, второй расщепляется на s- и р-подуровни, третий – на s-, p-, d-подуровни, четвертый, пятый, шестой и седьмой на s-, p-, d-, f-подуровни.
Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве, обусловленную орбитальным магнитным моментом электрона, т.е. появлением магнитного поля (от - l до + l, включая 0, т.е. всего 2l + 1). Каждый энергетический подуровень содержит определенное число орбиталей: s-подуровень состоит из одной орбитали, р-подуровень – из трех, d-подуровень – из пяти, f-подуровень – из семи орбиталей. Графически орбиталь изображается в виде квантовой (энергетической) ячейки.
Максимальное число электронов на одной орбитали определяется числом значений спинового квантового числа.
Спиновое квантовое число тs отражает наличие у электрона собственного момента импульса (от анг. spin – вращение). Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно s = ½ (+½ или -½). Графически электроны с тs = +½ изображаются стрелкой ↑, а электроны с тs = -½ стрелкой ↓. Одну орбиталь могут занимать только электроны, имеющие противоположные спины, называют электронами с антипараллельными спинами и обозначают ↑↓.
Электронные конфигурации атомов
Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменения (за исключением радиоактивных превращений), то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек.
Выше показано, что состояние электронов можно описать набором четырех квантовых чисел, но для полного объяснения строения электронных оболочек атомов нужно знать еще три основных положения: 1) принцип Паули, 2) принцип наименьшей энергии и 3) правило Гунда.
Принцип Паули или запрет Паули (1925 г.): в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами.
Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули часто формулируется так: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.
М аксимальное число электронов с одинаковым квантовым числом п выражается формулой: N = 2n2. Отсюда ясно, почему на первом энергетическом уровне может быть не больше 2 электронов, на втором – 8, на третьем – 18 и т. д. Первый энергетический уровень состоит из одного подуровня – 1s, второй, энергетический уровень – из двух подуровней – 2s и 2р, третий – из трех подуровней – 3s, 3р, 3d и т.д.).
С остояние электрона в атоме водорода 1Н можно представить как 1s1
Строение электронной оболочки атома гелия 2Не можно представить как 1s2
Т ретий электрон лития согласно принципу Паули уже не может находиться в состоянии 1s, а только в состоянии 2s:
Строение электронных оболочек ряда атомов элементов второго периода периодической таблицы Менделеева:
Приведенное расположение спинов определяется так называемым правилом Гунда (1927 г.).
Правило Гунда: при данном значении l (т.е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.
Если, например, в трех р-ячейках атома азота необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т.е. размещаться на трех разных р-орбиталях:
В этом случае суммарный спин равен 3/2, поскольку его проекция равна тl = +1/2 + 1/2 + 1/2 = 3/2. Эти же три электрона не могут быть расположены таким образом:
потому что тогда проекция суммарного спина тl = +1/2–1/2+1/2 = 1/2. По этой же причине именно так, как приведено выше, расположены электроны в атомах углерода, азота и кислорода.
Первые 18 электронов заполняют следующие орбитали: 1s22s22p63s23p6. Казалось бы, что девятнадцатый электрон атома калия должен попасть на подуровень 3d, которому соответствуют п = 3 и l = 2. Однако на самом деле валентный электрон атома калия располагается на орбитали 4s. Дальнейшее заполнение оболочек после 18-го элемента происходит не в такой последовательности, как в двух первых периодах. Электроны в атомах располагаются в соответствии с принципом Паули и правилом Гунда, но так, чтобы их энергия была наименьшей.
Принцип наименьшей энергии: в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром).
Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом п и побочным квантовым числом l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел п и l является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае п+ l = 4+0 =4, а во втором п+ l = 3+2 = 5 и т.д.
В.М. Клечковский (1961 г.) сформулировал общее положение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным возможным значением п, а с наименьшим значением суммы п + l.
1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s≈5f≈6d<7p
Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. В возбужденных состояниях электроны могут находиться на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.