Характеристики атома

Радиус атома, R (нм)

• обычно в качестве радиуса атома принимают расстояние от ядра до главного максимума плотности внешних электронных орбиталей; • увеличение заряда ядра в периодах приводит к уменьшению атомного радиуса, а в главных и третьей побочной подгруппах – к увеличению.

Энергия ионизации E_и (эВ/атом, кДж/моль)

• энергия, необходимая для удаления электрона из атома, иона, радикала или молекулы в газовой фазе при Т = 0 К без передачи освобожденному атому кинетической энергии Чем легче атом отдает электрон, тем сильнее его восстановительные свойства. Восстановительная способность атомов с ростом заряда ядра в периодах уменьшается, в главных подгруппах, как правило, растет. • зависит от электронной конфигурации атома (иона) • полностью или наполовину заполненные подуровни обладают, как правило, повышенной устойчивостью

Энергия сродства к электрону, E_ср (кДж/моль, эВ/атом,)

• энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому; чем больше E_ср, тем сильнее выражены окислительные свойства элемента. E_ср=0 у атомов с устойчивыми электронными конфигурациями s², s²p⁶, d¹⁰ например: Mg, Ne, Сd (исключения: Be, Zn)

Электро-отрицатель-ность ЭО

• условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении смещать к себе общую электронную пару; • зависит от соотношения значений энергии ионизации (E_и) и сродства к электрону (E_ср)

Квантовые числа

• параметры, характеризующие состояние электрона в атоме

Главное квантовое число n

• определяет основной запас энергии электрона, иными словами, степень его удаленности от ядра, или размер электронного облака (орбитали). •может принимать целочисленные значения от 1 до ∞

Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l

• определяет орбитальный момент количества движения электрона

• характеризует форму электронного облака

• может принимать все целочисленные значения от 0 до (n – 1)

Магнитное квантовое число m_l

• определяет значение проекции орбитального момента количества движения электрона M на произвольно выделенную ось (например z):

• характеризует пространственную ориентацию электронного облака. • может принимать все целочисленные значения от – l до + l

Спиновое квантовое число s

• характеризует механический момент электрона, связанный с его собственным движением • может принимать значения +½ или – ½

Формулы электронного строения атомов (электронные формулы)

• показывают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням ₊₈O 1s² 2s²2p⁴

Порядок заполнения энергетических уровней электронами

• регулируется принципом наименьшей энергии, принципом запрета (Паули);

Принцип наименьшей энергии

• электроны в первую очередь располагаются в пределах электронного подуровня с наинизшей в данных условиях энергией

Принцип запрета Паули (1925г.)

• в атоме не может быть двух электронов в одинаковых квантовых состояниях, т.е. с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел

Правило Гунда (Хунда)

• суммарное значение спина электронов в подуровне должно быть максимальным

Правила Клечковского

• Атомные орбитали заполняются в порядке: 1) Увеличения суммы значений главного и орбитального квантовых чисел n + l 2) При одинаковых значениях этой суммы – в порядке возрастания значений главного квантового числа – (n)

Электронные аналоги

• атомы, у которых валентные электроны расположены на орбиталях, описываемых одинаковой структурой внешних электронных слоев

Изобары

• атомы, имеющие одинаковые значения массового числа, но различные заряды ядер (атомные номера) _{21 21} Ne и Na ^{10 11}

Изотопы

• разновидности атомов химического элемента, имеющих одинаковое число протонов, но различное число нейтронов в ядрах _{21 20} Ne и Ne (11 и 10 нейтронов ¹⁰¹⁰соответственно)

Изотоны

• атомы, ядра которых содержат одинаковое число нейтронов _{20 21} Ne и Na (по 10 нейтронов) ^{10 11}

Квантовая химия

• учение о строении и физико-химических свойствах молекул (ионов, радикалов, комплексов); включает учение о природе химической связи, валентности, электронной структуре молекул, электрических и магнитных свойствах молекул.

Основные положения квантовой химии (механики)

• дискретность (квантование) энергии • корпускулярно – волновой дуализм (двойственная природа микрочастиц – электрона, фотона и т.д.) • вероятностный характер законов микромира

Волновая функция ψ «пси»

• математическая функция, описывающая состояние электрона в атоме или молекуле

Принцип неопределенности Гейзенберга

•микрочастица (так же как и волна) не имеет одновременно точных значений координат и импульса (скорости)

Уравнение Шрёдингера

• основное уравнение квантовой механики, описывающее поведение квантовомеханической системы во времени и пространстве; его решение дает полную энергию системы и волновую функцию, с помощью которой можно в принципе рассчитать любое наблюдаемое свойство системы • ¶²Y ¶²Ψ ¶²Y 2m —— + —— + —— + ——— (Е – Е_п)Ψ = 0 ¶x² ¶y² ¶z² h² где Е, Е_п – соответственно, полная и потенциальная энергия электрона; m – масса электрона; h – постоянная Планка; Y – волновая функция, квадрат модуля которой ïYï² характеризует плотность вероятности нахождения электрона в соответствующей области пространства • решением уравнения Шредингера является математическое описание атомной орбитали, которое возможно лишь при вполне определенных, дискретных значениях квантовых чисел

1 2 3 4 5 6 7

Подборка статей по вашей теме: