Основные понятия и законы химии

 

 

 

 

Энергетический уровень, подуровень. Атомная орбиталь. Многоэлектронные атомы.

Энергетический уровень – это энергетическое состояние электрона в атоме, характеризующегося одним и тем же значением главного квантового числа n.

Энергетический подуровень – совокупность энергетических состояний электрона в атоме, характеризующаяся одним и тем же значением электрона.

Атомная орбиталь – совокупность энергетических состояний, характеризующаяся определенными значениями квантовых чисел

                То есть определенными размерами, формой, ориентацией в пространстве.

Атомная орбиталь – геометрические образования одноэлектронной функции пси, зависящей от трех квантовых чисел                   

и представляющий область вероятного пребывания электрона в атоме.

   Атомные орбитали принято обозначать при помощи букв и цифр

   Обозначаются в виде клеточки

S подуровень – 1АО

P подуровень – 3АО

D подуровень – 5АО

F подуровень  - 7АО

 Для многоэлектронных  атомов сохраняются основные  законы, характеризующиеся для одноэлектронных  атомов ,то есть для атомов Н.

1) В каждой волновой  функции пси соответствует своя атомная орбиталь.

2) Состояние любого  электрона в атоме характеризуется  набором 4 квантовых чисел(

3) Е электрона  в атоме изменяется дискретно, то есть квантами соответствующих с уравнением Планка,

Отличия:

В многоэлектронном атоме на каждый электрон действует не только ядро, но и все остальные электроны, в результате взаимодействия электрона, их взаимного отталкивания , эффекта экранирования внешних электронов внутренними электронными слоями от воздействия ядра, происходит расщепление энергетического уровня на подуровни.

 

 

 

 

 

 

Вывод: порядок расположения энергетических подуровней по энергии:

По устойчивости, стабильности:

 

Принципы заполнения электронами атомных орбиталей, подуровней у уровней.

1) Принцип наименьшей  энергии.

Заполнение атомных орбиталей происходит в порядке последовательных возрастаний энергий энергетических подуровней, чтобы энергия атома была минимальной. Это соответствует устойчивому, невозбужденному состоянию многоэлектронного атома.

   Порядок  расположения атомных орбиталей подуровней по возрастанию их энергии:

 

2) Принцип Паули.

  В атоме  не может быть двух электронов, характеризующихся четырьмя одинаковыми  квантовыми числами. Каждая атомная  орбиталь может быть занята не более чем двумя электронами, при чем их спиновые квантовые числа не должны быть различны.

 

1 следствие.

Максимально возможное число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа n.

 

 

 

 

 

 

2) 2 следствие.

Максимальное число электронов на энергетическом подуровне равно удвоенному значению

 

 

 

 

3) Принцип Гунда.

На энергетическом подуровне электроны по атомным орбиталям распределяются таким образом, чтобы значение суммарного спина было максимально, это обусловлено межъэлектронным отталкиванием.

 

4) Правило Киечковского.

Энергия электрона в многоэлектронном атоме возрастает с увилечением  суммы n+L.

+1е следствие

Заполнение электронами атомных орбиталей, подуровней и уровней в атомных орбиталях, с увеличением порядкового номера элемента, происходит в порядке последовательного увеличения суммы n+1.

+2е следствие

При одинаковом значении суммы n+L заполнение электронами атомных орбиталей происходит в порядке последовательного возрастания главного квантового числа n.

Подуровни	1s	2s	3p	3s	3p	4s	3d	4p
Сумма n+L	1+0=1	2+0=2	2+1=3	3+0=3	3+1=4	4+0=4	3+2=5	4+1=5

 

Возрастает энергия подуровней и происходит заполнение электрона АО

 

Электронная структура атомов и их связь с периодичной системой элементов. Переодическая таблица Менделеева.

Под электронной структурой атома понимается распределение электронов по атомным орбиталям подуровней и уровней.

Периодический закон Менделеева, 1869г.

  Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда атома или порядкового номера элемента. Периодическая система элементов – это строго упорядоченная система расположения хим. элементов.

  В 1915г Мозли установил взаимосвязь между длиной волны и порядкового номера элемента соответствующего заряду ядра.

  Закон Мозги.

Из волнового числа определенной линии характеристического рентгеновского спектра элемента, есть линейная ориентация заряда ядра ил порядкового номера элемента.

Z – заряд ядра атома

А – коиффицент пропорциональности.

b = const зависящая от серии рентгеновского спектра в атоме.

Это открытие позволило сделать вывод, что именно заряд ядра, а не атомный вес, является определяющим фактором при классификации элементов.

Элементы  в периодической системе расположены в порядке возрастания порядкового номера элемента, который численно равен заряду его атома.

Заряд ядра определяет электронное строение атома и соответственно свойства элементов.

Период – это горизонтальная последовательность элементов начинающихся со щелочного металла и заканчивая инертным газом.

    Порядок  формирования периода связан  с постепенным заполнением электронов  атомных орбиталей энергетического подуровня.

 

Группа. Вертикальная совокупность элементов.

Деление на группы производится по числу валентных электронов.

n=1,  2х эл., n=2,  8х эл.,  n=3,  8х эл., n=4,  18х эл., n=5,  18х эл., n=6,  32х эл., n=7,  32х эл.,

Группа: А – главная; В – побочная.

Деление на группы производится по росту валентности электрона.

А – главная, валентные электроны расположены на внешнем энергетическом уровне, это s и p элементы, L=0 и L=1.

Номер заполненного уровня равен номеру периода, где находится элемент.

В – побочная, валентные электроны расположены на внешнем энергетическом уровне и внутреннем энергетическом подуровне.

d и f элементы: L=2 и L=3.

Номер заполняемого уровня меньше номера периода, где находится элемент. 

Электронный аналог. Физический смысл периодического закона.

Электронные аналоги – это элементы, входящие в состав 1 подгруппы и имеющая аналогичное электронное строение.

   У этих  элементов наблюдается непростое  повторение, а их закономерное  изменение от периода к периоду.

 

 

 

 

 

 

Закономерность изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам.

Периодичность – это повторяемость сходства химических и некоторых физических свойств простых веществ и их соединений при изменении порядкового номера элемента.

1) Закономерность  изменения атомных и ионных  радиусов.

Вследствие волновой природы элемента, атом не имеет строго определенных границ. Измерить абсолютные размеры атомов невозможно. Определяют эффективные радиусы атомов и ионов, то есть те которые проявляют себя в действии.

  Эффективные  радиусы измеряют при изучении  кристаллов простых веществ и  химических соединений, связанных  друг с другом химической связбю.

  Зависимость  размеров атомных и ионных  радиусов от заряда ядра имеют  периодический характер.

В каждом периоде с увеличением заряда ядра радиусы уменьшаются. Наибольшее уменьшение наблюдается у элементов малых периодов, так как у них заполняется внешний энергетический уровень.

  Уменьшение  радиуса обусловлено увеличивающимся  притяжением внешних электронов  к ядру заряду возрастанием.

 

 

 

 

Для d и f элементов одного периода наблюдается плавное уменьшение радиуса, так как происходит заполнение внутренних энергетических подуровней.

Уменьшение радиуса вследствие заполнения f подуровня называется лангтаноидным  сжатием, а в следствии d подуровня d – сжатие.

 У атомов 63 и 70 элементов наблюдается возрастание радиуса, обусловленное тем, что элемент заполняют наполовину или полностью 4f подуровень.

 

Для d – металла

В IА – VIIIА (s, p) и IIIВ (d) сверху – вниз радиус атома возрастает, так как растет число энергетических подуровней.

 

IA, r, A0:  Li  1,55   K   2,36       Rb  2,48    Cs   2,68

I В – VIIIВ (d) за исключением IIIВ в подгруппах d элементов радиус увеличивается не значительно: от первого элемента ко второму он нисколько не увеличивается, а от второго к третьему практически не изменяется вследствие ланктаноидного сжатия

I В, r, A0   Cu  1,28    Ag   1,44    Au    1,44

 Закономерность изменения радиуса ионов в группах и периодах та же, что и для атомов. Радиус положительно заряженного катиона всегда меньше, а отрицательно заряженного аниона всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2) Энергетические  характеристики элементов. Закономерности из изменения.

Химическая активность элементов характеризующихся способностью его атомов терять или приобретать электроны.

Количественно эта способность оценивается энергией ионизации и энергией сродства к электрону.

  Энергия ионизации – это минимальная энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от невозбужденного атома.

 

Минимальное напряжение, которое необходимо создать для отрыва электрона от электро-нейтрального атома низко потенциалом ионизации.

Чем больше энергия ионизации и потенциал ионизации, тем меньше восстановительная способность элемента.

 

 

 

 

 

Энергия сходства к электрону.

Это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к электронейтральному атому для превращения его в отрицательный анион.

  Чем больше  энергия сродства к электрону, тем большей окислительной способностью  обладает элемент. Сродство к  электрону атомов металла близко  к нулю или отрицательно, поэтому  присоединение электрона для  атомов метало энергетически  не выгодно.

 

 

 

 

 

У одних атомов в большей степени проявляется способность к отдачи электронов. У других к присоединению. Для сравнения оценки этих свойств введена особая характеристика, названная электроотрицательностью. Чем больше электроотрицательность элемента, тем сильнее его атом притягивает к себе электроны.

   Мерой электроотрицательности служит арифметическая сумма энергии ионизации и энергии сродства к электрону.

  Практически  используют относительную электроотрицательность, введенную Поленгом. За единицу электроотриц. принято элетроотрицательность Li. Все остальные элементы отнесены к этой

 

 

3) Закономерности  изменения хим. активности элементов  в группах и подгруппах.

  В периодах  для s и p элементов одного периода радиус атома уменьшается с возрастанием порядкового номера, возрастает число электронов внешнего энергетического уровня, следовательно увеличивается значение энергии ионизации и энергии сродства к электрону, увеличивается величина электроотрицательности, поэтому уменьшается восстановительная способность характерная для металлов и растет окислительная способность характерная для неметаллов.

 

 

Для d и f элементов одного периода с возрастанием порядкового номера элемента радиус атома уменьшается незначительно, внешний энергетический уровень содержит 1-2 элемента, энергия и ионизация увеличивается незначительно, энергия сродства к электрону близка к 0.

 

  Поэтому восстановительная  способность d и f элементов в периоде уменьшается не значительно, окислительные способности не проявляются.

IА – VIIА и IIIВ с увеличением порядкового номера увеличивается радиус атома, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность уменьшаются, поэтому у этих элементов сверху-вниз возрастают восстановительные свойства.

 

 

Окислительные свойства могут проявлять элементы А подгрупп, начиная с IVА подгруппы (неметаллы).

   Для них  сродство к электрону сверху  вниз уменьшается.

 

 

 

 

 

 

 

 

В  IВ – VIIIВ, за исключением IIIВ для d металлов радиус атома увеличивается незначительно, в большей степени увеличивается заряд ядра, энергия ионизации незначительно увеличивается.

  Поэтому сверху  вниз ослабляется восстановительная  способность элементов. Окислительной  активности данные элементы не  проявляют.

 

 

Увеличение      обусловлено эффектом проникновения. Валентные s электроны обладают большим эффектом проникновения, то есть способностью элементов, находится вблизи от ядра. У d –элемента IV периода внешние s-электроны попадают под экран d электронов, а у элементов V периода под двойной энергии d электронов.

   S электроны элементов VI периода, кроме этого, могут экранироваться и f электронами. Это приводит к некоторому возрастанию энергии ионизации в побочных подгруппах. Следовательно, назначение потенциала ионизации в В подгруппах оказывает влияние радиуса, эффект проникновения электронов к ядру.

 

4) Валентность  элементов.

Максимальная валентность элементов по кислороду определяется номером группы. Валентность находится в периодической зависимости от заряда ядра. В малых периодах валентность изменяется от 1 до 7, в больших, сначала от 1 до 7, а затем уменьшаются.

   Постоянную  валентность имеют элементы этих  групп: IA, IIA, IIIA. Остальные проявляют переменную валентность.

 

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции сопровождающиеся изменением степени окисления элементов.

Степень окисления – это условный заряд иона, определяющийся числом электронов смещенных от атома данного элемента к другому атому соединения.

    Правила  нахождения степени окисления:

1. Соединения с  неполярными связями имеет степень  окисления равную 0. H2, O2, Cl2, N2….СО=0.

  Степень окисления  металлов и некоторых неметаллов  в элементарном состоянии равно 0. Mg, Mn, Fe(мет), S, Si,P(немет) СО=0.