Основные сведения о строении атомов. Квантово-механическая модель атома. Волновые свойства электронов

5.Принцип Паули. Порядок заполнения атомныхорбиталей электронами. Правило Клечковкого. Правило Хунда. Принцип Паули: Данный принцип состоит в том, что в атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех четырехкван-товых чисел. Вспомним, что электрон может характеризоваться только одним набором 4-х квантовых чисел (n,l,ml,ms), а одной пространст-венной атомной орбитали (АО) соответствует состояние с фиксированными значениями 3-х квантовых чисел (n,l,ml). Тогда по принципу Паули для конкретной АО возможно лишь столько состояний электрона, сколько различных значений возможно для четвертого квантового числа ms. Для последнего возможны лишь два значения. Поэтому максимальное количество электронов для одной АО — 2.Электроны, находящиеся на одной орбитали и обладающие противоположно направленнымис-пинами, называются спаренными, в отличие от одиночного (т. е. неспаренного) электрона, занимающего какую-либо орбиталь.По этому принципу происходит заполнение энергетических уровней электронами. Если в орбитали находится 1 электрон,онназ-сянеспа-ренным, если 2-то спаренный. Правило Хунда:определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю. 1 правило Клечковского: заполнение энергетиче-ских уровней и подуровней происходит в порядке увеличения суммы главного и орбитального чисел .2. правило Клечковского: при равенстве суммы, заполнение идёт от меньшего значения главного квантового числа к большему.n+1

1s 1+0=1 5s 5+0=5

2s 2+0=2 5p 5+1=6

2p 2+1=3 5d 5+2=7

3s 3+0=3 5f 5+3=8

3p 3+1=4 5g 5+4=9

3d 3+2=5 6s 6+0=6

4s 4+0=4 6p 6+1=7

4p 4+1=5 6d 6+2=8

4d 4+2=6 7s 7+0=7

4f 4+3=7 7p 7+1=8

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146dискл.Cr, Mo, W, Cu, Ag, Au Порядокзаполненияатомныхорбиталейэлектронами. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней в многоэлектронных атомах опр-ся принципом Пауля и правилами Клечковского.Принцип Паули: в атоме не м. б. двух электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел.

S, p, d, f- электронные семейства.Взави-симости от заполнения подуровня элементы делятся на S, p, d, f- элементы. S-элементами наз-ся элементы, у g происходит заполнение последнего энергетического уровня S – подуровня (первые 2 элемента каждого периода в ПС – это элементы главных подгрупп І и 2 группы). p- элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение последнего энергетического уровня р-подуровня (последние 6 элементов каждого периода – это элементы главных подгрупп 3-8 групп) d – элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение второго снаружи уровня d – подуров-ня (элементы вставных декад – это элементы побочных подгрупп). f – элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение третьего снаружи уровня f – подуровня (лантанойды и актинойды).

6.Электронные и электронно-графические формулы. Привести конкретные примеры указанных формул для элементов 3, 5 и 7 периодов. Электронно-графическая формула для отдельных атомов химических элементов – это расположение всех его электронов на орбиталях. В такой формуле все электроны помечаются стрелочками, а квадратиками – орбитали. Для того чтобы составить электронно-графическую формулу, необходимо понять строение самого атома, а особенно его ядра. В состав ядра атома входят нейтроны и протоны. Вокруг ядра вращаются на электронныхорбиталях электроны. Существуют такие уровни электронно-графической формулы:s-элементы. Записывается таким образом s1 — s2 - s-подуровень внешнего уровня. Здесь расположены всегда первые два элемента из каждого периода: Ве 1S2 2S2.р-элементы. Записывается таким образом р1 -- p6. р - подуровень внешнего уровня. Здесь расположены всегда шесть последних элемента каждого, начиная со второго,периода: Na 1s 22s 22p 63s 1.d-элементы Записывается таким образом d1 — d10. d-подуровень последнего уровня. Данные элементы отличаются от первых двух, так как на внешнем уровне может оставаться 1 или 2 электрона. Сюда принадлежат элементы вставных декад, начиная с четвертого периода, которые расположенные между p и s-элементами. Они могут называться, как переходные элементы: Zr 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d2.f-элементы Записывается таким образом f1 —f14, внешнее строение электронного уровня не поддается изменениям. Сюда относят актиноиды и лантаноиды, которые стоят в седьмом и шестом периодах: Ce 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f2.Исходя из вышесказанного, формулы создаются в соответствии с максимально возможным числом электронов, что находятся на энергетических уровнях: первый уровень включает два электрона, второй — восемь, третий — восемнадцать, а четвертый — тридцать два.От заполнения ячеек электронами энергетических уровней зависит деление групп на побочную и главную подгруппы. Таким образом, главную подгруппу образуют s- и p-элементы, а d-элементы - побочную подгруппу. В каждой из этих групп элементы, имеющие похожее строение внешнего энергетического уровня объединяются в атомы. Атомы главных подгрупп имеют на внешних уровнях число электронов, которое равняется номеру группы, это валентные электроны. В побочных группах валентные еще и электроны предпоследних уровней. Отсюда можно сделать вывод, что нумерация групп указывает, как правило, на количество электронов, участвующих в образовании связей.

7. Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева. Структура периодической системы (период, группа, подгруппа). Значение периодического закона и периодической системы Таблица сост из гориз и вертикрядов .Период -гориз.ряд эл-ов,расположенных по возраст(порядкового номера)заряда ядра элемента,в котором имеет место закономерное изменение св-в элементов от типично металлов до типично немеет.и далее к благородным газам.В табл.есть 7 периодов.1,2,3 пер.назыв.малыми(сост из одногои ряда),4-7-большими(двухрядные).Каждый период начинается с металла и заканчив.благородным газом(фтор,радон).1-3 пер-«типические».В 6-7 пер.имеется вставка(включ эл-ты лантоноиды в 6 пер,а 7-актиноиды).В Группа периодической системы химических элементов — последовательность атомов по возрастанию заряда ядра, обладающих однотипным электронным строением. Номер гр.опр-ся кол-вом эл-нов на внешней оболочке атома (валентных электронов) исоответствует высшей валентности атома.вертикал ряды назыв группами,в табл имеется 8 гр,каждаягр подразделяется на главную и побочную.Втабл имеется также главная диагональ,выше которой располагаются неметаллы,поддиагонал.-мет.На самой диаг-амфотерные эл(обладающие двойственной природой).главная диаг. Находится с левого верхнего угла к правому нижнему углу. 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. 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 кол-вом 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.Периодич з-н-св-ва простых тел,а также формы и св-ва соединений элементов находятся в периодич.зависимости от величины атомных весов элементов.(св-ва эл-тов находятся в периодич зависимости от заряда атомов их ядер).Значение период.сист.-период.сист.эл0тов оказала большое влияние на последующее развитие химии.Она не только была первой естественной классификацией химич эл-ов,показавшей,что они образуют стройную сист и находятся в тесной связи друг с др,но и явилась могучим орудием для дальнейших исследований

9. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность. По определению Полинга электроотрицательность – это способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи. Электроотрицательность зависит от типа соединений, валентного состояния элемента. Поэтому такая характеристика имеет условный характер. Однако ее использование полезно для качественного объяснения типа химических связей и свойств соединений. В периоде электроотрицательность возрастает с увеличением порядкового номера элемента (слева направо), а в группе, как правило, убывает по мере увеличения заряда ядра (сверху вниз). Таким образом, наименьшее значение электроотрицательности имеют s-элементы 1 группы, а наиб Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить для того, чтобы оторвать электрон от атома:A - e- = A+, IA (эВ) большее р-элементы 6 и 7 групп .( это энергия, которая необходима для отрыва электрона от невозбужденного атома)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. Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атом,т.е. превращении атома в аниону:А + e- = A-, EA, эВ Локально-максимальная энергия сродства к электрону соответствует атомам, у которых не хватает одного электрона до состояния полностью или наполовину заполненного уподуровня (например, Li или Cl), локально-минимальная энергия соответствует атомам полностью или наполовину заполненных подуровней.Важно понимать, что энергия ионизации и энергия сродства к электрону периодически изменяются по мере увеличения атомного номера в периодической системе. При движении слева направо по периодам:1) R атомов ↓;2) энергия ионизации ↑;3) ЭО ↑.4) Сродство к ℮↑При движении сверху вниз по группам:1) R атомов ↑;2) ЭО ↓.3) энергия ионизации ↓;4) Сродство к ℮.↓Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем