Следствие из принципа Паули

максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа: N = 2n²; число подуровней: 2 l +1; число электронов на подуровне равно 2(2 l +1)

l Электронную формулу представляют с помощью двух квантовых чисел.

l В электронной формуле главное квантовое число обозначается цифрой, орбитальное буквой, а количество электронов записывается, как показатель степени к орбитальному квантовому числу.

l Чтобы записать электронную формулу элемента, находят в периодической системе порядковый номер элемента, который соответствует количеству электронов.

l Номер периода говорит о максимальном значении главного квантового числа.

В электронографических формулах каждая орбиталь изображается в виде квадрата и называется квантовой ячейкой, а электроны обозначаются стрелками

Хлор в периодической системе Менделеева находится в 3 периоде, VII группе, главной подгуппе.

Заряд ядра атома + 17
Количество протонов 17
Количество электронов 17
Электронная формула 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Валентные электроны: 3s2 3p5

В невозбужденном состоянии у атома хлора на 3 энергетическом уровне находится один неспаренный электрон, следовательно невозбужденный атом хлора может проявлять валентность 1. Валентность 1 проявляется в следующих соединениях:
- газообразный хлор Cl2 (или Сl-Cl)
- хлорид натрия NaCl (или Na+ Cl-)
- хлороводородHCl (или H-Cl)
- хлорноватистая кислота HOCl (или H-O-Cl)

В возбужденном сотоянии:
1)
3s2 3p5 3d0 + hn --> 3s2 3p4 3d1
3 неспаренных электрона (2 электрона на 3р-подуровне и 1 электрон на 3d-подуровне), следовательно валентность равна 3
Пример соединения: HClO2, Cl2O3

2)
3s2 3p4 3d1 + hn --> 3s2 3p3 3d2
5 неспаренных электронов (3 электрона на 3р-подуровне и 2 электрона на 3d-подуровне), следовательно валентность равна 5
Пример соединения: HClO3, Cl2O5

3)
3s2 3p3 3d2 + hn --> 3s1 3p3 3d3
7 неспаренных электронов (1 электрон на 3s-подуровне, 3 электрона на 3р-подуровне и 3 электрона на 3d-подуровне), следовательно валентность равна 5
Пример соединения: HClO4, Cl2O

7. свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса

Период — строка периодической системы химических элементов, последовательность атомов по возрастанию заряда ядра и заполнению электронами внешней электронной оболочки

Группа – это совокупность элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и в других соединениях. Эта валентность равна номеру группы.

Подгруппы, в которых расположены s- и p-элементы, называют ГЛАВНЫМИ, а подгруппы с d-элементами - ПОБОЧНЫМИ ПОДГРУППАМИ

Периодичность свойств химических элементов и их соединений:

a)Зависимость атомных радиусов (r) от заряда ядра (Z) имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атомов. Это объясняется увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев:

б) радиус положительного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательного иона (аниона) всегда больше, чем радиус соответствующего электронейтрального атома. В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра:

в) Электроотрицательность уменьшается сверху вниз по группе и увеличивается слева направо по периоду. Ниже приведеныотносительные электроотрицательности некоторых элементов. Наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор, наименьшее – цезий.

 

8. Химическая связь - это понижение энергии атомов при образовании молекулы.

Энергией химической связи называется энергия которая выделяется при образовании связи или которая затрачивается на ее разрыв.

Длина связи – это расстояние между связанными атомами или между их ядрами.

Валентный угол – это угол между воображаемыми линиями соединяющими центры атомов.

H₂O Ð (H-O-H) = 104,5⁰

Типы химических связей:

Ковалентная

а) полярная

б) неполярная

Ионная

Металлическая

Межмолекулярные связи:

а) водородная

б) силы Ван – дер - Ваальса

Донорно-акцепторный механизм образования связи:

связывающие электронные пары образуются объединением пары валентных электронов одного атома (донора) со свободной АО другого атома (акцептора)

Пример:

BF₃ + F ^– = BF₄^–

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону: