Щелочами называются растворимые в воде сильные основания.

Химические свойства оснований связаны с их способностью отдавать другим соединениям гидрокси-группу.

Рассмотрим еще раз типичные реакции нейтрализации между щелочью и кислотой при помощи структурных формул:

Пунктирными линиями показаны наиболее слабые химические связи в основании и кислоте, которые разрываются в реакциях нейтрализации. Такая схема наглядно показывает различие между кислотами и основаниями: кислоты склонны отщеплять атомы водорода, а основания – гидроксигруппы.

В реакцию нейтрализации с кислотами легко вступают все основания, а не только щелочи.

Растворы щелочей окрашивают индикаторы: лакмус – в синий цвет, фенолфталеин – в малиновый цвет. Индикатор метиловый оранжевый (или метилоранж) в растворах щелочей имеет желтый цвет

Химические свойства оксидов
Основных	Кислотных
1.Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, получаются соль и вода: CuO + H₂SO₄ = CuSO₄+ H₂O 2. Оксиды активных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочи: Li₂O +H₂O=2LiOH	1. Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями, получаются соль и вода: СO₂+ Ca(OH)₂= CaCO₃ + H₂O 2. Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислоты: P₂O₅+ 3H₂O = 2H₃PO₄
3. Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой с образованием соли: Ca O + CO₂= CaCO₃
4. Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие из их солей: Сa CO₃ + SiO₃ = CaSiO₃ + CO₂

Основная литература: [1] – стр.10-14; [2] – стр. 4; [3] – стр. 5-11; [4] – с. 9-16.

Дополнительная литература: [6] – стр. 9-12, [12] – стр. 7-11, [13] – стр. 4-6, [23] – стр. 6 – 29, [24] – стр. 11-14.

Контрольные вопросы:

1. Какая форма материи называется веществом?

2. Что означает химическая форма движения материи?

3. Что изучает химия?

4. Что изучает неорганическая химия?

5. Значение химии в технике и технологиях.

Тема лекции 2: Основные понятия и законы химии. Элемент, атом, молекула, молекулярная масса, моль, эквивалент. Законы: сохранения энергии, постоянства состава, кратных отношений, объёмных отношений, эквивалентов и закон Авогадро (2 часа).

1. Атомно-молекулярная теория, созданная М.В. Ломоносовым в 1748 г. является основой научной химии:

1) все вещества состоят из элементов (атомы) и корпускул (молекулы);

2) которые находятся в непрерывном движении.

Таким образом объясняется и природа теплоты.

2. Понятия масса и вес.

Масса – свойство тела или вещества, характеризующее их инерционность или способность создавать гравитационное поле. Обозначается символом m. Единица измерения в СИ – кг, г.

Вес – это сила, возникающая вследствие взаимодействия тела с гравитационным полем и зависит от ускорения свободного падения h=mg.

Масса тела может быть взвешена на весах (рычажных, пружинных), вес тела – динамометром. В химии используется понятие масса.

3. Атомная единица массы. Относительные атомные и молекулярные массы.

Абсолютные массы атомов и молекул чрезвычайно малы:

m_а(Н)=1, 674*10^-24г,

m_а(С)=1, 993*10^-23г,

m_м(Н2О)=2, 99*10^-23г.

Пользоваться такими величинами неудобно. С 1961г за а.е.м. принята 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12 она равна 1, 66*10^-24г, отсюда

где Ar(H) – относительная атомная масса водорода, которая показывает во сколько раз атом водорода тяжелее а.е.м., безразмерная величина.

Мr(Н₂О) – относительная молекулярная масса воды равна:

Относительную молекулярную массу воды можно посчитать и как сумму относительных атомных масс водорода и кислорода.

Мr(Н₂О)=2*1, 0079+15, 999=18, 015

4. Моль. Молярная масса. Постоянная Авогадро. В СИ моль – единица количества вещества, обозначают: ν _(Са)=1, 2 моль, ν _(NаOH)=3 моль.

Молем называется количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов), сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода 12С.

Установлено, что в 12 г содержится 6, 02*10²³ структурных единиц – постоянная Авогадро.

Молярная масса М – масса моля вещества имеет размерность г/моль. Так М_(NaOH)=40 г/моль. Числовое значение молярной массы совпадает с относительной молекулярной массой.

М=Мr

Количество вещества и молярная масса связаны с массой соотношением:

Молекулярную массу вещества можно вычислить зная массу молекулы. Так

М_(Н2О)=2, 99*10^-23г*6, 02*10²³моль^-1=18г/моль

Числовые значения массы отдельных атомов и молекул можно найти используя а.е.м. или же постоянную Авогадро

ma_(Fe)=1.66*10^-24г*56=9, 29*10^-23г

5. Основные законы химии. Закон сохранения массы и энергии сформулировал М. В. Ломоносов в 1748 году. Масса веществ участвующих в химических реакциях не изменяется. В 1905г Эйнштейн полагал, взаимосвязь между энергией и массой

Е=m*c²

с=3*10⁸м/с

Масса и энергия есть свойства материи. Масса – мера энергии. Энергия – мера движения, поэтому они не эквивалентны и не превращаются друг в друга, однако всякий раз, когда изменяется энергия тела Е, изменяется его масса m. Ощутимые изменения массы происходят в ядерной химии.

С точки зрения атомно-молекулярной теории атомы имеющие постоянную массу не исчезают и не возникают из ничего, это приводит к сохранению массы веществ. Закон доказан экспериментально. Опираясь на этот закон составляются химические уравнения. Количественные расчеты по уравнениям реакций называют стехиометрическими расчетами. В основе всех количественных расчетов лежит закон сохранения массы, и следовательно, можно планировать и контролировать производство.

6. Закон постоянства состава сформулирован французским ученым Прустом в 1808г. Всякое чистое вещество независимо от способов его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав, если в данном агрегатном состоянии имеет молекулярную структуру. В воде по массе содержится 4, 19% водорода и 88, 81% кислорода – это количественный состав, из элементов - Н и О – качественный состав.

Дальтониды – вещества с постоянным составом и целочисленными коэффициентами: H₂O, HCl, CH₄, C₆H₆.

Бертолиды – вещества переменного состава с дробными индексами TiO_0.7-TiO_1.3. К ним относятся оксиды, гидриды, сульфиды, карбиды и др.

7. Закон кратных отношений сформулирован английским ученым Дальтоном в 1803г, справедлив для газообразных и парообразных соединений. Состав дальтонидов меняется скачкообразно, т.к. в реакцию вступают целые числа атомов, с другой стороны количество переходит в качество по выражению Ф. Энгельса это и есть всеобщий закон развития природы, общества и мышления и следовательно химия наука о качественных изменениях тел, происходящих под влиянием изменений количественного состава.

8. Закон эквивалентов открыт Рихтером в 1791 г. Атомы элементов взаимодействуют друг с другом в строго определенных соотношениях – эквивалентах.

В СИ эквивалент есть 1/z часть (воображаемая) частицы Х. Х – атом, молекула, ион и т.д. Z – равен числу протонов, которое связывает или отдает частица Х (эквивалент нейтрализации) или числу электронов, которое отдает или принимает частица Х (эквивалент окисления-восстановления) или заряду иона Х (ионный эквивалент).

Молярная масса эквивалента, размерность – г/моль, есть отношение молярной массы частицы Х к числу Z.

Например: Молярная масса эквивалента элемента определяется отношением молярной массы элемента к его валентности.

в Н₂О

в Аl₂O₃

Закон эквивалентов:

Массы реагирующих веществ относятся между собой, как молярные массы их эквивалентов.

Математическое выражение

где m₁ и m₂ – массы реагирующих веществ,

- молярные массы их эквивалентов.

Если реагирующая порция вещества характеризуется не массой, а объемом V(x), то в выражении закона эквивалентов его молярная масса эквивалента заменяется молярным объемом эквивалента.

9. Законы газообразного состояния вещества

Объем газа зависит от природы газа, массы и условий, при которых он находится, - температуры и давления.

По закону Гей-Люссака: при постоянном давлении (Р=const) объем данной массы газа прямо пропорционален абсолютной температуре

По закону Бойля-Мариотта: при постоянной температуре (Т=const) объем данной массы газа обратно пропорционален давлению, производимому газом.

P₁V₁=P₂V₂=P_nV_n=const

Объединив эти два закона и обозначив состояние газа при нормальных условиях через P₀, V₀, T₀ получим уравнение Клапейрона

с помощью которого можно привести объем любого газа к нормальным условиям (н.у.)

При н.у.

Р₀=101, 325 кПа, или 1 атм. или 760 мм рт. ст.

Т₀=273 К, или 0⁰С, V₀=22.4 л.

Отношение постоянных величин есть величина постоянная

R – газовая постоянная имеет разную размерность.

R₁=8.314 Дж/моль*К,

R₂=1.987 кал/моль*град,

R₃=0.082л*атм/моль*град.

Уравнение Клапейрона для n-молей газа будет иметь вид

P₁V₁= n*RT, где

или

Это уравнение Клапейрона-Менделеева, с помощью которого можно находить m – массу, М – молярную массу, Р – давление, V – объем, Т – температуру при решении задач.

Закон Авогадро. Молярный объем. Относительная плотность газов.

Закон Авогадро(1811г). В равных объемах любых газов при одинаковых условиях содержится равное число молекул.

Один моль любого газообразного или парообразного вещества занимает при нормальных условиях объем 22, 4 л, такой объем называют молярным, обозначают Vm, размерность – л/моль, см3/моль:

Vm=22, 4 л/моль

Массы любых, но равных объемов газов, содержащие равное число молекул относятся между собой как их молярные массы:

Д – относительная плотность газа безразмерная величина, показывает во сколько раз масса данного газа тяжелее или легче по отношению к массе такого же объема другого газа. Относительную плотность обычно определяют по водороду М_(Н2)=2г/моль или воздуху М_возд=29г/моль. Зная относительную плотность (Д) можно определить молярную массу газа М₁=Д*М₂ или массу m₁=Д*m₂

Основная литература: [1] – стр. 14-16; 86, 87; [2] – стр. 7-19; [3] – стр. 15-30; [4] – стр. 17-25.

Дополнительная литература: [6] – cтр. 13-27, [11] – стр. 5 – 18 [12] – стр. 12-31, [13] – стр. 10-34 [23] – стр. 14 – 55, [24] – стр. 6-29, [25] – стр. 7-66.

Контрольные вопросы:

1. Основные положения атомно-молекулярной теории.

2. Дайте определение понятий: атом, молекула, элемент, ион, простое вещество, сложное вещество.

3. Сформулируйте закон постоянства состава. В чем заключается относительный характер этого закона?

4. Дайте определение единицы количества вещества – моль.

5. Изложите закон Авогадро и его два следствия.

6. Напишите формулу уравнения Менделеева-Клапейрона.

7. Что называется эквивалентом элемента т эквивалентом сложного вещества?

8. Как вычислить молярные массы эквивалентов, кислоты, основания, соли?

9. Сформулируйте закон эквивалентов.

Тема лекции 3: Электронное строение атома. Квантово-механические представления о строении атомов. Строение молекул. Теории строения атомов по Резерфорду, Бору. Квантовые числа. Принцип Паули. Правила Гунда, Клечковского I и II. Атомные ядра, их состав. Изотопы, изобары.

Периодический закон Д.И. Менделеева. Электронная структура атомов. Структура периодической системы. Изменение атомных характеристик (энергия ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности, радиусов атомов и ионов). (2 часа).

Планетарная модель атома Э. Резерфорда. Основоположником современного учения об атоме является английский физик Э. Резерфорд.

По отклонению a-частиц, было установлено, что вся положительно заряженная материя атома сосредоточена в его ядре. На основании чего была построена планетарная модель атома водорода в 1911 году, которая имела два существенных недостатка.

1 При вращении электрон должен непрерывно терять энергию в виде излучения, при этом чтобы сохранить момент количества движения, он постоянно приближается к ядру, и наконец, должен упасть на ядро. В действительности, атом устойчивая система.

2 Непрерывному излучению должен соответствовать сплошной спектр. В действительности он линейчатый.

Как известно, атом имеет сложное строение: он состоит из тяжелого нейтрального ядра, обладающего положительным электрическим зарядом, и вращающихся вокруг него на сравнительно далеком расстоянии электронов – значительно более легких частиц с отрицательным электрическим зарядом. Электроны в атоме удерживаются электрическими силами, действующими между положительно заряженным ядром и отрицательно заряженными электронами.

Заряд атомного ядра по величине совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе; число электронов равно заряду ядра.. Атом в целом нейтрален, т. е. сумма отрицательных зарядов компенсирована положительным зарядом ядра. Размеры атомного ядра (диаметр 10^-12–10^{-13 см) весьма малы по сравне}нию с размерами атома (диаметр ~ 10^{-8 см), но почти вся его}масса сосредоточена в ядре (~-99, 97%). А так как масса является мерой энергии, то в ядре сосредоточена почти вся энергия атома. Плотность ядерного вещества " огромна" (–1, 4-10¹⁴ г/см³). Заряд ядра определяет не только общее число электронов, но и электронное строение атомов, а следовательно, их физико-химические свойства.

Ядра атомов всех элементов, за исключением ядра легкого изотопа водорода, состоят из протонов и нейтронов. Эти частицы имеют общее название нуклоны.

Протон (обозначается символом Р или iP) – устойчивая элементарная частица с массой покоя 1, 67252 10^{-24 г, относительная}атомная масса 1, 00728 по углеродной шкале. Заряд протона – положительный элементарный, т.е. по величине равен заряду электрона 4, 803-10^-10 CGSE, или 1, 602 10^-19 кулона (Кл).

Нейтрон, (обозначается символом nили in) – неустойчивая, электрически нейтральная элементарная частица с массой 1, 6747-10^{-24 г, или 1, 008665 углеродных единиц.}

Протон и нейтрон, являясь по существу лишь разными квантовыми состояниями одной и той же частицы – нуклона, могут взаимно превращаться. Число протонов в ядре определяет величину положительного заряда ядра Z. Массовое число А равно сумме протонов Z и нейтронов N, входящих в состав ядра: A=Z+N. Следовательно, число нейтронов N в ядре атома любого элемента равно разности между массовым числом А и числом протонов Z: N=A - Z. Так, например, если массовое число ядра атома магния 24, порядковый номер 12, то число нейтронов N=A—Z = 24—12 = 12. Разновидности химических элементов, характеризующиеся одинаковым числом протонов {зарядом ядра), но различным числом нейтронов {а, следовательно, и разным массовым числом), называют изотопами.

Например, в ядре изотопа хлора с массовым числом 35 (17 CI) 18 нейтронов, а в ядре изотопа с массовым числом 37 (17CI) 20 нейтронов, плеяда кислорода состоит из трех

16 17 18

изотопов _gO.

Изотопы разных элементов, атомы которых имеют одинаковые массовые числа, но различные заряды ядра атома, называются изобарами. Например: 50 Sn, 52 Те, 52 Xe.

Естественно, что изобары обладают различными свойствами.

Теория Н. Бора была предложена в 1913 году, в ней использовалась планетарная модель Резерфорда и квантовая теория Планка-Эйнштейна. Планк считал, что наряду с пределом делимости материи – атом, существует предел делимости энергии - квант. Атомы излучают энергию не непрерывно, а определенными порциями квантами

Е=h*V.

Первый постулат Н. Бора: существуют строго определенные разрешенные, так называемые стационарные орбиты; находясь на которых электрон не поглощает и не излучает энергию. Разрешенными являются только те орбиты, для которых момент количества движения равный произведению me*V*r, может меняться определенными порциями (квантами), т.е. квантуется.

Состояние атома с n=1 называют нормальным, при n=2.3… - возбужденным.

Скорость электрона с увеличением радиуса уменьшается, кинетическая и общая энергия возрастает.

Второй постулат Бора: при переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или излучает квант энергии.

Е_дальн-Е_ближ=h*V. Е=-21, 76*10^-19/n²Дж/атом=-1310 кДж/моль

Такую энергию надо затратить, чтобы перевести электрон в атоме водорода с первой боровской орбиты (n=1) на бесконечно удаленную, т.е. оторвать электрон от атома, превратив его в положительно заряженный ион.

Квантовая теория Бора объяснила линейчатый характер спектра атомов водорода. Недостатки

1 Постулируется пребывание электрона только на стационарных орбитах, как же в таком случае совершается переход электронов?

2 Не объясняется все детали спектров их разная толщина

3 Нельзя количественно рассчитать химическую связь

Квантовые числа.

Имеются четыре квантовых числа.

1 Главное квантовое число n – принимает целочисленные значения от 1 до ¥ или буквенные Числовое значение. n=1 2 3 4 5 6 7…

Буквенное обозначение K L M N O P Q

max значение n соответствует числу энергетических уровней в атоме и соответствует номеру периода в таблице Д.И. Менделеева, характеризует величину энергии электрона, размер орбитали. Главное квантовое число п характеризует энергию электрона на данном энергетическом уровне, его удаленность от ядра, т. е. размер атомной орбитали.

Состояние электрона, характеризующееся определенным значением главного квантового числа (n), называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Так, при п=1 электрон находится на первом энергетическом уровне. Элемент с n=3 имеет 3 энергетических уровня, находится в третьем периоде, обладает большим размером электронного облака и энергией, чем элемент с n=1. При n=4 электрон находится на четвертом энергетическом уровне (или на N уровне). Иными словами, совокупность электронов в атоме, обладающих одинаковым значением п, называют энергетическим уровнем, или электронным слоем, или электронной оболочкой.

2 Орбитальное (побочное, или азимутальное) квантовое число l принимает значения в зависимости от главного квантового числа и имеет соответствующие буквенные значения.

l = 0, 1, 2, 3… n-1

или s p d f

l – характеризует форму орбиталей:

Энергетические уровни представляют собой совокупность некоторых энергетических подуровней (или подоболочек). Число возможных подуровней для данного энергетического уровня равно номеру уровня или значению п. Так, например, при п=1 (в первом энергетическом уровне) только 1 подуровень s_y максимальное число электронов, размещающихся на нем, 2 (s²). В данном случае уровень и подуровень совпадают. При п=2 (во втором энергетическом уровне) имеется два подуровня: s-подуровень — 2 электрона и р-подуровень – 6 электронов (s²p⁶). При п=3 (в третьем энергетическом уровне) три подуровня: s-подуровень—2 электрона, р-подуровень – 6 электронов, d-подуровень – 10 электронов (всего 18 электронов – s²p⁶d^m). При п=4 (в четвертом энергетическом уровне) четыре подуровня: s-подуровень– 2 электрона, р-подуровень – 6 электронов, d-подуровень – 10 электронов, f-подуровень – 14 электронов (всего 32 электрона s²p⁶d¹⁰f^{! 4})..Больше 4 подуровней в невозбужденном атоме не заполняется.

Орбитали с одним и тем же значением n, но с разными значениями l различаются несколько по энергии, т.е. уровни делятся на подуровни.

Главное квантовое число n	Орбитальное квантовое число l	Буквенное обозначение подуровней	Число подуровней
		S
		S P
		S P D
	0, 1, 2, 3	Spdf

Число возможных подуровней равно главному квантовому числу.

3 Магнитное квантовое число m_eпринимает значения от -l, …0…, +l.

Для s	l=0	m_e=0
P	l=1	m_e=-1 0 +1
D	l=2	m_e=-2 –1 0 +1 +2
F	l=3	m_e=-3 –2 –1 0 +1 +2 +3

Число возможных значений магнитного квантового числа определяет число орбиталей данного вида. В пределах каждого уровня может быть только

одна s – орбиталь, т.к. m_e=0 при l =0

три р – орбитали, m_e= -1 0 +1, при l l=1

пять d – орбиталей m_e=-2 –1 0 +1 +2, при l =2

семь f – орбиталей.

Магнитное квантовое число определяет ориентацию орбиталей в пространстве.

S-орбиталь Р-орбиталь d-орбитали

Х х

у z x и т.д.

z у

z dz²

Энергетическое состояние электрона в атоме, отвечающее определенным

Рис. I. Формы электронных орбиталей для различных состояний электронов в атомах

значениям п и I, записывается таким образом: сначала цифрой указывается значение главного квантового числа, а затем буквой – орбитальное квантовое число.

Движение электрона по замкнутой орбитали связано с возникновением магнитного поля. Орбитальный момент количества движения неразрывно связан с магнитным полем движущегося электрона. И, следовательно, магнитные характеристики движения электрона связаны с орбитальным квантовым числом I:

Магнитное квантовое число характеризует расположение орбитали в пространстве. Число различных расположений орбиталей в пространстве и определяется магнитным квантовым числом т. Для каждого данного значения квантового числа l магнитное квантовое число может принимать значения любых целых чисел, как положительные, так и отрицательные, включая и 0. Число возможных значений магнитного квантового числа при данном l равно 2 l +1. Например, при 1 = 2 т имеет 2 l +1 =2*2+1 =5 значений

(-2 -1, 0, +1. +2); при l =3 m может, иметь семь значений:

2 l +1 = 2-3+l=7 (–3, –2, –, 0, +1, +2, +3). Таким образом, для различных значений l число возможных значений т различно. Число значений магнитного квантового числа, равное 2l+1 — это число энергетических состояний (т.е. орбиталей), в которых могут находиться электроны данного подуровня.

Следовательно, s-электроны (l = 0) имеют лишь одно состояние (2 l +1 = 1). р-электроны (l = 1) имеют 3 состояния (2 l +1 =3), d-электроны (l = 2) и f-электроны (l = 3) имеют соответственно 5 и 7 состояний (т.е. возможных расположений орбиталей или электронного облака в пространстве). Электронные облака всех трех р-орбиталей (рис. 1) соответственно вытянуты по координатным осям х, у, z, поэтому их обозначают как р_х, р_у и р_z-орбитали. Орбитали с одинаковой энергией называются вырожденными.

4 Спиновое квантовое число (спин) m_s.Исследования атомных спектров привели к выводу,, что помимо квантовых чисел п, I и m электрон обладает движением вокруг собственной оси. Это движение получило название «спина» {от английского spin — веретено, вращение). Упрощенно спин электрона можно представить как его вращение вокруг собственной оси по часовой стрелке или против нее (т. е. в двух прямо противоположных направлениях, обозначаемых знаками (+ и —).

Спиновое квантовое число s может иметь только два значения: + ¹/₂ и –¹/₂ (это зависит от того, параллельно или антипараллельно магнитному полю, обусловленному движением электрона вокруг ядра, ориентируется магнитное поле спина электрона).

или

Спин характеризует магнитный момент электрона, обусловленный вращением электрона вокруг собственной оси по часовой и против часовой стрелки.

Обозначив электрон стрелкой , а орбиталь черточкой или клеточкой можно показать

или ¯

Схематически орбитали в порядке возрастания энергии снизу вверх располагаются так

E 7p

- - -

- - - - -

7S - - - - - - -

- - -

- - - - -

6S - - - - - - -

- - -

5S - - - - -

- - -

4S - - - - -

- - -

Правила, характеризующие порядок заполнения орбиталей. Принцип Паули.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух и более электронов с одинаковым

Распределение электронов в атомах определяется следующими основными положениями: 1) принцип Паули, 2) принцип наименьшей энергии и 3) правило Гунда.

Принцип Паули. В 1925 г. шведский физик Вольфганг Паули, изучая спектры атомов, установил правило, названное по его имени принципом или запретом Паули: в атоме не может быть двух и более электронов, характеризующихся одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Так, например, электроны с. одинаковыми квантовыми числами n, I и m должны обязательно различаться спинами. Если главное квантовое число равно n, то, согласно принципу Паули, максимальное число электронов N на этом уровне должно быть N= n², где а – номер уровня. Следовательно, в первом уровне не может быть более двух электронов, во втором более 8.и т. д. Максимальное число электронов в подуровне равно 2(2 l +1).

Подуровень делится на квантовые ячейки (энергетические состояния). Число ячеек в каждом подуровне определяется числом возможных.значений m, т. е. равно 2 l +1.

Из чего следует, что на одной орбитали могут находиться два электрона с противоположно направленными спинами ¯ .

На s – подуровне ¯ - одна орбиталь – 2 электрона, т.е. s²

На p- – ¯ ¯ ¯ -три орбитали – 6 электронов, т.е. р⁶.

На d - – ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ - пять орбиталей – 10 электронов, т.е. d¹⁰.

На f- –– ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ - семь орбиталей – 14 электронов, т.е. f¹⁴.

Число орбиталей на подуровнях определяется 2l+1, а число электронов на них будет 2. (2l+1) число орбиталей на подуровнях равно квадрату главного квантового числа n², а на уровнях - 2n², т.о. в первом периоде периодической системы элементов максимально может быть 2 элемента, во втором – 8, в третьем – 18 элементов, в четвертом – 32.

Принцип наименьшей энергии. Максимальная устойчивость атома (как системы) соответствует минимуму его полной энергии. В атоме каждый электрон стремится занять положение, соответствующее минимальному значению энергии, что отвечает наибольшей его связи с ядром. Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней в атоме электронами происходит в соответствии с принципом наименьшей энергии.

Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом п и побочным l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел п и / является меньшей (правило Клечковского).

Например, запас энергии на подуровне 4s меньше, чем на 3d,
так как. в первом случае n+ l=4+0=4, а во втором n+ l=
=3+2=5; на 5s[n+ l=5+0=5] меньше, чем на 4d [n+l=
=4+2=6]; на 5р[n+ l=5+1=6] меньше, чем на 4f [n+l=
=4+3=7].

В случае, когда для двух подуровней суммы значений п и l равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением п. Так, например, на подуровнях 3d, 4р, 5s сумма значений п и l равна 5. В данном случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями п, а именно: 3d> -4p~ 5s. Из этого правила встречаются некоторые исключения, когда энергии близких подуровней очень мало отличаются друг от друга.

Правило Гунда. Заполнение ячеек электронами происходит по правилу Гунда, согласно которому в пределах подуровня электроны располагаются сначала каждый в отдельной ячейке (в виде так называемых «холостых»— валентных электронов), затем, когда все ячейки данного подуровня окажутся занятыми, начинается уплотнение электронов вновь поступающими, т. е. их «спаривание». Иначе говоря, электроны в пределах данного подуровня (s, p, d, f) заполняются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Так, например,: если в трех ячейках (атома азота) необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке:

—в этом случае суммарный спин равен 3/2.

Сложение спинов производится по правилу сложения векторов, так как спин электрона, определяющий величину собственного момента количества движения электрона, является вектором.

Следовательно, заполнение энергетических уровней в атомах происходит таким образом, что при обычном состоянии атомов в первую очередь заполняются наиболее низкие энергетические уровни. В целом строение электронных оболочек атомов связано с периодической системой элементов.

Чем ближе к ядру концентрируется электронная плотность, тем прочнее связан электрон. Электроны каждого следующего уровня находятся на более высоком энергетическом уровне, чем электроны предыдущего уровня. Поэтому, когда электроны расположены в первом, ближайшем к ядру квантовом слое, атом характеризуется минимальным запасом энергии. Напротив, если электроны находятся в наиболее удаленном от ядра седьмом квантовом слое, атом обладает наибольшим запасом энергии.

В соответствии с I и II правилами Клечковского М. В. Заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+ l), при равенстве, с n – наименьшей.

Значения l для s – 0, p – 1, d – 2, f – 3.

Значения	Электронные
N	L	n+l	состояния
			3s
			3p
			4s
			4p
			3d
			5s

Электронные формулы записываются следующим образом:

1 В виде числового коэффициента указывают номер энергетического уровня.

2 Приводят буквенные обозначения подуровня.

3 Число электронов в данном энергетическом подуровне указывают в виде показателя степени, при этом все электроны данного подуровня суммируются.

Размещение электронов в пределах данного подуровня подчиняется правилу Гунда: В данном подуровне электроны стремятся занять максимальное число свободных орбиталей, так, чтобы суммарный спин был максимальным.

Примеры электронных и электронно-графических формул атомов элементов.

Период

Элемент

Электронная формула

Электронно-графическая

₁H

1s¹

₅B

1s²2s²2p¹

₁₀Ne

-/- 2s²2p⁶

₂₄Cr

4s¹3d⁵

₂₅Mn-₃₀Zn

4s²3d¹⁰

⇐ Предыдущая 1 234 5 6 7 Следующая ⇒