Главная страница
Навигация по странице:

  • Лекция № 3. Электронная конфигурация атома Порядок распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в оболочке атома называется его электронной конфигурацией

  • Лекция № 4. Периодический закон и периодическая система элементов

  • Лекция № 5. Химическая связь. Строение вещества

  • konspekt_lekciy_po_химии. Конспект лекций по наиболее важным разделам курса химии. Целью является закрепление и углубление знаний по теоретической части курса


    Скачать 0.5 Mb.
    НазваниеКонспект лекций по наиболее важным разделам курса химии. Целью является закрепление и углубление знаний по теоретической части курса
    Дата11.03.2021
    Размер0.5 Mb.
    Формат файлаpdf
    Имя файлаkonspekt_lekciy_po_химии.pdf
    ТипКонспект лекций
    #183842
    страница2 из 7
    1   2   3   4   5   6   7
    Спиновое квантовое число ms
    характеризует два возможных направления вращения электрона вокруг
    собственной оси (по часовой стрелке или против). Спиновое квантовое число
    ms принимает два значения: +1/2 и –1/2. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками ↓↑.
    Четыре квантовых числа n, l, ml, ms полностью характеризуют состояние электрона в атоме.
    Лекция № 3. Электронная конфигурация атома
    Порядок распределения электронов по энергетическим уровням и
    подуровням в оболочке атома называется его электронной конфигурацией.
    При записи электронной конфигурации номер уровня (главное квантовое число) обозначают цифрами 1, 2, 3, 4…, подуровень (орбитальное квантовое число) – буквами s, p, d, f. Число электронов в подуровне обозначается цифрой,
    которая записывается вверху у символа подуровня. Например, электронная

    15
    конфигурация атома серы имеет вид 16S 1s22s22p63s23p4, а ванадия 23V
    1s22s22p6 3s23p63d34s2.
    Порядок распределения электронов по энергетическим уровням подчиняется ряду принципов.
    Согласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с
    одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули определяет максимальное число электронов на одной орбитали, уровне и подуровне. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l, ml,
    электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом ms. Но ms может иметь только два значения +1/2 и –1/2. Следовательно,
    на одной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположно направленными спинами . Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как 2n2, а на подуровне – как 2(2l+1).
    Максимальное число электронов, размещающихся на различных уровнях и подуровнях, приведены в табл. 1.
    Таблица 1
    Максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях
    Энергети- ческий уровень
    Энергети-ч еский подуровень
    Возможные значения магнитного квантового числа ml
    Число АО
    на
    Максимальное число электронов на под-ур овне уровне подуровне уровне
    K (n=1)
    s (l=0)
    0 1
    1 2
    2
    L (n=2)
    s (l=0)
    p (l=1)
    0
    –1, 0, 1 1
    3 4
    2 6
    8
    M (n=3)
    s (l=0)
    p (l=1)
    d (l=2)
    0
    –1, 0, 1
    –2, –1, 0, 1, 2 1
    3 5
    9 2
    6 10 18
    N (n=4)
    s (l=0)
    p (l=1)
    d (l=2)
    f (l=3)
    0
    –1, 0, 1
    –2, –1, 0, 1, 2
    –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3 1
    3 5
    7 16 2
    6 10 14 32

    16
    Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом минимальной энергии, согласно которому
    электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии
    орбиталей. Очередность орбиталей по энергии определяется правилом
    Клечковского:
    увеличение энергии, и соответственно, заполнение
    орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l), а при равной
    сумме (n+l) – в порядке возрастания n.
    Химические свойства атомов определяются, в основном, строением наружных энергетических уровней, которые называются валентными.
    Полностью завершенные энергетические уровни в химическом взаимодействии не участвуют. Поэтому часто для краткости записи электронной конфигурации атома их обозначают символом предшествующего благородного газа.
    Например, для серы: [Ne]3s23p4; для ванадия: [Ar]3d34s2. Одновременно сокращенная запись наглядно выделяет валентные электроны, определяющие химические свойства атомов элемента.
    В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами.
    У s-элементов валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня.
    У них валентные электроны расположены на p- и s-подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и
    d-электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.
    Электронная конфигурация атома может быть изображена в виде схем размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим

    17
    изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположно направленными спинами .
    Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется
    правилом Хунда:
    в пределах подуровня электроны
    размещаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.
    16S
    23V
    Суммарный спин р-электронов третьего энергетического уровня атома серы
    ms = ½ – ½ + ½ + ½ = 1; d-электронов атома ванадия – ms = ½ + ½ + ½
    = 3/2.
    Часто графически изображают не всю электронную формулу, а лишь те подуровни, на которых находятся валентные электроны, например,
    16S…3s2 3p4
    ; 23V…3d34s2
    При графическом изображении электронной конфигурации атома в возбужденном состоянии наряду с заполненными изображают вакантные валентные орбитали. Например, в атоме фосфора на третьем энергетическом уровне имеются одна s-АО, три р-АО и пять d-АО. Электронная конфигурация атома фосфора в основном состоянии имеет вид
    15Р… 3s2 3p3

    18
    Валентность фосфора, определяемая числом неспаренных электронов,
    равна 3. При переходе атома в возбужденное состояние происходит распаривание электронов состояния 3s и один из электронов с s-подуровня может перейти на d-подуровень:
    Р*… 3s2 3p3 3d1
    При этом валентность фосфора меняется с трех (РСl3) в основном состоянии до пяти (РCl5) в возбужденном состоянии.
    Лекция № 4. Периодический закон и периодическая система элементов
    В 1787 г. было известно 33 элемента, в 1860 г. – уже 61, поэтому перед учеными встала проблема систематизации известных элементов.
    В 1829 г. Иоганн Вольфганг Деберейнер установил закон триад:
    существуют тройки элементов, сходные по химическим свойствам, при этом
    масса среднего элемента в триаде приблизительно равна среднему
    арифметическому из величин атомных масс для двух крайних. Среди триад
    Деберейнер выделял Li-Na-K, Ca-Sr-Ba, S-Se-Te, Cl-Br-I.
    В 1862 г. Александр де Шанкуртуа предложил винтовую модель. Он разместил все известные элементы в порядке увеличения атомной массы по винтовой линии, описанной вокруг цилиндра. Сходные элементы распологались при этом друг под другом.
    В 1864 г. Джон Ньюлендс предложил закон октав. Он составил элементы в ряд по возрастанию атомной массы и заметил, что каждый восьмой обладает сходными свойствами с первым элементом. Поэтому он разбил ряд на столбцы по семь элементов. Однако эта система исключала возможность открытия новых элементов, кроме того, многие элементы попадали не на свои места.

    19
    В 1869 г. Дмитрий Иванович Менделеев (1834-1907 гг.) открыл
    периодический закон химических элементов: «Свойства простых тел, а
    также формы и свойства соединений элементов находятся в
    периодической зависимости от величины атомных весов элементов».
    Графическим изображение этого закона является периодическая система элементов.
    К заслугам Д.И. Менделеева можно отнести то, что он рассматривал периодичность изменения совокупности всех свойств (и физических и химических). Кроме этого, он оставил пустые клетки в системе элементов:
    экаалюминий (галлий был открыт в 1875 г.), экабор (скандий – в 1879 г.),
    экасилиций (германий – в 1885 г.). Менделеев исправил атомные массы для Cr,
    In, Pt, Au, U и расположил К после Ar, Ni после Со, I после Te, хотя в этом случае атомная масса элементов, названных первыми, больше, чем у вторых.
    В 1913 г. Генри Мозли установил, что порядковый номер элемента в периодической системе численно равен заряду ядра. Поэтому в современной
    формулировке периодический закон звучит так: Свойства химических
    элементов, а также свойства и форма образуемых ими соединений,
    находятся в периодической зависимости от заряда их атомов и
    определяются
    периодически
    повторяющимися
    однотипными
    электронными конфигурациями их атомов.
    Периодическая система состоит из периодов и групп. Периодом
    называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке
    возрастания заряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых
    изменяется от ns1 до ns2np6 (или до ns2 у первого периода). Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом (у первого периода
    s-элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды –
    18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным. Число элементов в периодах 2-8-18-32 соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом – 2, на втором – 8, на

    20
    третьем – 18, на четвертом – 32 электрона. В периодах слева направо ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства и кислотный характер соединений.
    По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства. Атомы элементов
    одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов.
    Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент, и определяет высшую степень окисления элемента. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные.
    Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги). В главных (А) подгруппах расположены
    s-элементы (I, II группы) и p-элементы (III-VIII группы). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s- и р-подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы. В
    главных подгруппах при переходе сверху вниз усиливаются металлические свойства, основной характер соединений и их устойчивость в низшей степени окисления. Например, для элементов IV А-группы возможные степени окисления +2 и +4. Для углерода наиболее характерна степень окисления +4,
    поэтому четырехвалентные соединения углерода устойчивы и не проявляют окислительных свойств. У свинца металлические свойства выражены сильнее,
    чем у углерода и для него характерна степень окисления +2, вследствие чего соединения свинца со степенью окисления +4 являются окислителями.
    В побочных (В) подгруппах располагаются d- и f-элементы. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-подуровне внешнего и
    d-подуровне предвнешнего энергетических уровней. В побочных подгруппах,
    кроме подгруппы скандия, при переходе сверху вниз металлические свойства ослабевают, а кислотный характер соединений и их устойчивость в высшей степени окисления усиливаются.

    21
    d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления –
    кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий:
    Cr+2O
    Cr+6O3
    основной амфотерный кислотный
    Элементы главных и побочных подгрупп сильно отличаются по своим свойствам. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов и их гидроксидов. У высших оксидов и соответствующих им гидроксидов элементов I–III групп (кроме бора)
    преобладают основные свойства, IV–VII групп – кислотные (табл. 2).
    Таблица 2
    Группа
    I
    II
    III
    IV
    V
    VI
    VII
    Формула высшего оксида
    Формула гидроксида
    ЭОН
    Э(ОН)2 Э(ОН)3 Н2ЭО3 НЭО3 Н2ЭО4
    НЭО4
    Основания
    Кислоты
    Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений – гидриды (табл. 3):
    Таблица 3
    Подгруппа
    I A
    II A
    III A
    IV A
    V A
    VI A
    VII A
    Ф о р м у л а гидрида
    Твердые
    Газообразные
    Так как электронное строение атомов элементов изменяется периодически, то, соответственно, периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, например, энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность.

    22
    Энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, называется
    энергией ионизации (Еи). В результате ионизации атом превращается в положительно заряженный ион Э0–е→Э+. Еи выражается в электрон-вольтах
    (эВ) и является мерой восстановительной способности элемента. Чем меньше
    Еи, тем сильнее выражена восстановительная способность элемента. У
    элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому энергия ионизации постепенно увеличивается, а восстановительные свойства ослабевают. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента радиус атома увеличивается, а энергия ионизации уменьшается, восстановительная активность s- и p-элементов увеличивается. В побочных подгруппах при увеличении порядкового номера
    Еи увеличивается, восстановительная активность d-элементов понижается.
    Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому с
    превращением его в отрицательный ион, называется сродством к электрону
    (Ее): Э+ē→Э–. Ее выражается в электрон-вольтах и является мерой окислительной способности элемента. Чем больше Ее, тем сильнее выражены окислительные свойства элемента. С увеличением порядкового номера элемента Ее по периодам возрастает, по группам уменьшается. Наибольшее сродство к электрону имеют фтор, кислород, хлор. Они же являются и самими сильными окислителями.
    Электроотрицательность – это способность атома притягивать
    электронную плотность от других атомов. Те атомы, которые легко теряют свои электроны, называют электроположительными, атомы, принимающие электроны – электроотрицательными. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицательностью – типичные металлы, в конце периода (перед благородным газом) находятся элементы с наивысшей

    23
    электроотрицательностью
    – типичные неметаллы.
    Самый электроотрицательный элемент – фтор, самый электроположительный –
    франций.
    Лекция № 5. Химическая связь. Строение вещества
    Все вещества образуются в результате возникновения между атомами,
    входящими в их состав, прочных связей, называемых химическими.
    Химическая связь осуществляется в результате электростатического взаимодействия положительно заряженных атомных ядер и отрицательно заряженных электронов, а также электронов друг с другом.
    Различают три основных вида химической связи – ионная, ковалентная и металлическая. В чистом виде каждый из перечисленных видов связи встречается крайне редко. Кроме основных видов связи существуют различные типы межмолекулярных взаимодействий – вандерваальсовы взаимодействия
    (диполь-дипольное, индукционное, дисперсионное), водородная связь и др.
    Строение и свойства молекул или других частиц характеризуются рядом параметров химической связи – энергией связи, длиной связи (межатомные расстояния), валентным углом (угол между воображаемыми прямыми,
    проходящими через ядра атомов).
    Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении атомов (двух или более) полная энергия системы (сумма кинетической и потенциальной энергий) понижается. Количество энергии, выделяющееся при
    образовании химической связи, называется энергий связи и измеряется в кДж/моль. Энергия связи является мерой ее прочности – чем выше энергия связи, тем прочнее молекула, тем ниже длина связи.
    ИОННАЯ СВЯЗЬ
    Ионная химическая связь образуется в результате электростатического взаимодействия отрицательно и положительно заряженных ионов. Условием образования ионной связи является большая разность в значениях

    24
    электроотрицательности атомов, образующих молекулу. Считается, что ионная связь образуется между элементами, разность в электроотрицательности которых достигает или превышает 2,0. К наиболее типичным соединениям с ионной связью относятся галогениды щелочных и щелочноземельных металлов.
    При образовании ионной связи атомы стремятся отдать или принять такое число электронов, чтобы строение их внешней электронной оболочки оказалось аналогичным строению ближайшего к ним инертного газа (восемь электронов на внешнем энергетическом уровне).
    Например, хлорид натрия (NaC1) состоит из катионов Na+ и анионов C1-,
    которые являются продуктами в результате окисления атомов натрия и восстановления атомов хлора:
    Na – 1ē = Na+ (1s22s22p6)
    Cl + 1ē = Cl- (1s22s22p63s23p6)
    При обычных условиях ионные соединения представляют собой кристаллические вещества. В кристаллической решетке ионных соединений ион одного знака окружен определенным количеством ионов противоположного знака, число которых определяется соотношением ионного радиуса. Каждый ион притягивает к себе ионы противоположного знака в любом направлении.
    Поэтому, ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью.
    1   2   3   4   5   6   7


    написать администратору сайта