Документ Microsoft Word. Билет 1 Строение атома
 Скачать 295.59 Kb.
|
|
Билет № 1 Строение атома. Модель строения атома: 1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома. 2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре. 3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (нуклонов). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу. 4. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра. Ядро - это центральная позитивно заряженная часть атома, в которой сосредоточена его масса. Электрон - частица с негативным зарядом, который условно принят за -1. Нейтрон - нейтральная частица, не имеющая электрического заряда. Масса нейтрона равна 1 а. е. м. Протон - положительно заряженная частица, с такой же массой, как и нейтрон. Заряд протона равен заряду электрона и противоположен по знаку. Число протонов в ядре атома равно числу электронов. Это число определяет заряд ядра атома элемента и его порядковый номер элемента в таблице Менделеева. Понятие о квантовой механике. Квантовая механика - раздел теоретической физики, описывающий квантовые системы и законы их движения. Под квантовой механикой понимают физическую теорию динамического поведения форм излучения и вещества. Это теоретическая основа, на которой построена современная теория атомных ядер, атомов, физических тел, молекул и элементарных частиц. Вообще, квантовая механика была создана учеными, которые стремились понять строение атома. В течении многих годов легендарные физики изучали особенности и направления химии и следовали историческому времени развития событий. Двойственная природа электрона. Двойственность свойств электрона проявляется в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет определенную массу покоя), а с другой - его движение напоминает волну и может быть описано определенной амплитудой, длиной волны, частотой колебаний и др. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определенной траектории движения электрона - можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства. Следовательно, под электронной орбитой следует понимать не определенную линию перемещения электрона, а некоторую часть пространства вокруг ядра, в пределах которого вероятность пребывания электрона наибольшая. Иными словами, электронная орбита не характеризует последовательность перемещения электрона от точки к точке, а определяется вероятностью нахождения электрона на определенном расстоянии от ядра. Волновая функция. Шредингер, основываясь на постулате Де Бройля (Любая движущиеся частица обладает волновыми свойствами и может быть охарактеризована длиной волны и частотой), принципе неопределенности Гейзенберга (Невозможно одновременно с высокой степенью точности устанавливать координаты местоположения и величину скорости движения микрочастицы, для которой присущи корпускулярно-волновые свойства) и законе сохранения энергии электрона (е) в атоме составил уравнение и решил его для простейшего атома H. Решениями уравнения Шредингер являются энергии е в атоме и "волновые" функции, зависящие от координат. Волновая функция (ψi) не имеет определенного физического смысла, но квадрат волновой функции (ψi2) - это плотность вероятности нахождения е в точке с координатами (x,y,z) или плотность отрицательного заряда электронного облака в данной точке ψi2∙ dV - вероятность нахождения e в объеме dV.  Требования: волновая функция непрерывная, однозначная, ограниченная. В результате точного решения уравнения Шредингера оказалось, что каждой волновой функции соответствует набор 3х целочисленных параметров - n, l, m – квантовых чисел. Шредингер рассчитал вероятность (W) нахождения на расстоянии r от ядра в основном состоянии атома водорода или, иначе, распределение электронной плотности в атоме водорода в основном состоянии. Билет № 2 Электронная плотность. Электронная плотность — плотность вероятности обнаружения электрона в данной точке пространства. Пространственное распределение заряда электрона называется электронной плотностью. Исходя из того, что вероятность нахождения электрона в элементарном объеме dV равна |ψ|2dV, можно рассчитать функцию радиального распределения электронной плотности. Если за элементарный объем принять объем шарового слоя толщиной dr на расстоянии r от ядра атома, то dV = 4πr2dr, а функция радиального распределения вероятности нахождения электрона в атоме (вероятности электронной плотности), равна: Wr = 4πr2|ψ|2dr. Характеристика состояния электрона системой квантовых чисел, их физический смысл. Главное квантовое число n характеризует энергию электронной орбитали. Главное квантовое число принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞, обозначаемые также буквами K, L, M, N, O, P, Q … Чем больше n, тем выше энергия орбитали. Переходы электронов с одной орбитали на другую сопровождается излучением или поглощением квантов энергии. Главное квантовое число характеризует также удаленность максимума электронной плотности от ядра. Чем больше n, тем больше объем орбитали. Совокупность электронов с одинаковым значением n называют энергетическим уровнем или оболочкой, слоем. Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения от 0 до (n-1) и характеризует форму граничной поверхности атомной орбитали. Обозначения: 0-s; 1-p; 2-d; 3-f и т.д. Совокупность электронов, имеющих одинаковые значения l и n, называют энергетическим подуровнем (подоболочкой). Граничная поверхность s-орбиталей имеет форму сферы, р-орбиталей – гантели. Граничные поверхности d-орбиталей похожи на скрещивающиеся гантели. Форма граничных поверхностей f-орбиталей сложнее, чем d-орбиталей. Орбитальное квантовое число характеризует также энергию электронов подуровня в пределах данного энергетического уровня. Энергия подуровней возрастает в ряду s, p, d, f (Es Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси и может принимать два значения - +1/2 и -1/2. Билет № 3 Подуровни и уровни. Уровни: 1-2-3-4-5-6-7. Подуровни: s-p-d-f. Правила Клечковского: При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа n и побочного (орбитального) квантового числа l, т.е. n+l, имеет меньшее значение. 1.Первой заполняется АО с наим суммой (n+l). (n1+l1)<(n2+l2). E1 2.Если сумма (n+l) одинакова, первой заполняется АО с наименьшим значением n. (n1+l1)=(n2+l2). n1 Нарушения правил Клечковского возможны. Проскок e характерен для: Cu, Cr, Ag, Nb, Ma, Ru, Rh, Pd, Au, Pt. Правило Гунда Электроны располагаются на орбиталях равной энергии таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальный. Это означает, что первоначально электроны заполняют все свободные орбитали данного подуровня по 1-му, имея при этом параллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей 2-ми электронами. Билет № 4 Многоэлектронными атомами называются атомы с двумя и более электронами. Рассмотрим многоэлектронный атом, в котором у электронов имеются спиновые и орбитальные моменты, и пусть магнитные взаимодействия между магнитными моментами и приложенным магнитным полем малы по сравнению с электростатическими взаимодействиями внутри атома. Рассмотрим многоэлектронный атом, заряд ядра которого равен Ze; вокруг ядра движется Z электронов. Электроны будут занимать, в соответствии с запретом Паули, различные орбиты. Еще раз подчеркнем, что слово орбиты не следует понимать слишком буквально. Принцип Паули В атоме не может быть 2 электрона, у которых 4 одинаковых квантовых числа. Следовательно, на 1-ой орбитали могут находиться не более 2-х электронов, отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа. Максимальное число электронов на уровнях и подуровнях: На 1 уровне максимальное количество электронов = 2 На 2 уровне максимальное количество электронов = 8 На 3 уровне максимальное количество электронов = 18 На 4 уровне максимальное количество электронов = 32 На 5 уровне максимальное количество электронов = 32 На 6 уровне максимальное количество электронов = 18 На 7 уровне максимальное количество электронов = 8 На s-подуровне максимальное количество электронов = 2 На p-подуровне максимальное количество электронов = 6 На d-подуровне максимальное количество электронов = 10 На f-подуровне максимальное количество электронов = 14 Билет № 5 Периодический закон Д.И.Менделеева Свойства элементов, а потому и образуемых ими простых и сложных тел (веществ), стоят в периодической зависимости от их атомного веса. Структура периодической системы. В периодической системе существуют горизонтальные и вертикальные ряды химических элементов.Период – это горизонтальный ряд химических элементов, расположенные в порядке возрастания заряда атомного ядра. У химических элементов, находящихся в одном периоде атомы имеют одинаковое количество энергетических уровней. Всего существует семь периодов. Различают малые и большие периоды химических элементов.Малые периоды содержат один ряд химических элементов (первый период – два элемента, второй период – восемь элементов и третий период – то же восемь химических элементов). Большие периоды содержат по два ряда химических элементов (Четвертый период – восемнадцать элементов пятый период – восемнадцать элементов и шестой период – тридцать два химических элемента. Каждый период начинается со щелочного металла и заканчивается инертным газом. Изменение свойств химических элементов в пределах периода называется горизонтальной периодичностью. Группа – вертикальные ряды, химические элементы в которых имеют одинаковое количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Нахождение элемента в подгруппе определяется сходством конфигурации внешнего энергетического уровня. От порядка заполнения атомных орбиталей все элементы делятся на s, p, d и f семейства.S и P химические элементы располагаются в главных подгруппах.D элементы располагаются в побочных подгруппах.F элементы – это химические элементы, относящиеся к семейству актиноидов и лантаноидов, а также побочной подгруппы третьей группы. Связь Периодической системы со строением атома Число протонов в ядре атома равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.Пример: На основании периодической таблицы охарактеризуйте химические элементы с порядковыми номерами 21 и 34.Для характеристики химического элемента по периодической системе Д.И.Менделеева следует рассмотреть:1. Положение в периодической таблице (порядковый номер; период, ряд; группа, подгруппа; атомная масса).2. Строение атома (заряд ядра; состав ядра - количество протонов p11, нейтронов n01 и электронов ē; число энергетических уровней и подуровней; написать формулу электронной конфигурации; квантовые ячейки; по числу и характеру валентных электронов определить тип элемента).3. Формулы и химический характер соединений (высшего оксида и гидроксида; водородных соединений).4. Сравнить с соседями (по периоду, по группе).a) Порядковый номер элемента Z = 21 обозначает: заряд ядра атома элемента (скандия): 6521Sc – +21; число протонов p11: 21Sc – 21 p11; число электронов ē: 21Sc – 21ē; число нейтронов n01 = Ar – Z = 65 – 21 = 44 – 44n10 .Скандий находится в IV периоде; номер периода обозначает число энергетических уровней - 4. Скандий расположен в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны будут находится на 4s- и 3d-подуровнях.
Электронная формула скандия или в виде сокращенной записи: [Ar] 3d14s2 Электронная формула в виде квантовых ячеек:  Скандий – d- элемент. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому элемент будет проявлять металлические свойства. Формула высшего оксида – Sc2O3, гидроксида – Sc(OH)3 обладают слабыми основными свойствами. Соединений с водородом не образует.Билет № 6 Атомные и ионные радиусы, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность; их связь с периодической системой Д.И.Менделеева Атомный радиус — это радиус сферы, внутри которой заключено ядро атома и 95% плотности всего электронного облака, окружающего ядро. Это условное понятие, т.к. электронное облако атома не имеет четкой границы, оно позволяет судить о размерах атома. Численные значения атомных радиусов разных химических элементов находят экспериментально, анализируя длины химических связей, т.е. расстояния между ядрами связанных между собой атомов. Радиусы атомов выражают обычно в нанометрах (нм), 1 нм = 10–9 м, пикометрах (пм), 1 пм = 10–12 м или ангстремах (A), 1 A = 10–10 м. Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z имеет периодический характер. В пределах одного периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева наибольшее значение атомного радиуса у атома щелочного металла. Далее с ростом Z значение радиуса уменьшается, достигает минимума у атома элемента VIIА группы, а затем скачком возрастает у атома инертного газа и далее еще больше — у атома щелочного металла следующего периода. Ионный радиус. Радиусы ионов отличаются от атомных радиусов соответствующих элементов. Потеря атомами электронов приводит к уменьшению их эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов — к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного иона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома. Так, радиус атома калия составляет 0,236 нм, а радиус иона K+ — 0,133 нм; радиусы атома хлора и хлорид-иона Сl– соответственно равны 0,099 и 0,181 нм. При этом радиус иона тем сильней отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона. Например, радиусы атома хрома и ионов Cr2+ и Cr3+ составляют соответственно 0,127, 0,083 и 0,064 нм. В пределах главной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда, как и радиусы атомов, возрастают с увеличением заряда ядра. Наиболее характерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать внешние электроны превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов. затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации. Энергию ионизации можно определить путём бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах. Величина потенциала ионизации может служить мерой большей или меньшей "металличности" элемента: чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента. С увеличением порядкового номера в таблице Менделеева по группам потенциалы ионизации уменьшаются. Атомы могут не только отдавать электроны, но и присоединять их. Вообще, способность элемента отдавать или присоединять к себе электроны или электронные пары называется относительной электроотрицательностью. Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он электроны. Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в электронвольтах. Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или отрицательно; из этого следует, что для атомов большинства металлов присоединение электронов энергетически невыгодно. Металлы наименее электроотрицательны. Самый электроотрицательный элемент - фтор. У него значение электроотрицательности равно 4. |