Шпаргалка по "Химия"

При записи формул и составлении  энергетических диаграмм, отражающих состояние электронов в атомах и  молекулах, наличие того или иного  значения спинового квантового числа  указывают стрелкой. Волновая функция, описывающая состояние электрона  в атоме конкретными значениями квантовых чисел n,l,ml и ms, называется спин-орбиталью. Спин-орбиталь с одним направлением спина называется ‘альфа’-спин-орбиталью, а с другим ‘бета’-спин-орбиталью. (n; l; ml; тs) = const — атомная спин-орбиталь.

13.Принцип Паули: Данный принцип состоит в том, что в атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Вспомним, что электрон может характеризоваться только одним набором 4-х квантовых чисел (n,l,ml,ms), а одной пространственной 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 направленнымиспинами, 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,он наз-ся неспаренным, если 2-то спаренный

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

14.Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях

Энергети-	Энергети-	Возможные значе-	Число		Максимальное
ческий	ческий под-	ния магнитного	орбиталей		число электронов
уровень	уровень	квантового числа т	в подуровне	в уровне	на под уровне	на уровне
K(п = 1)	s(l = 0)	0	1	1	2	2
L(п = 2)	s (l = 0) р(l = 1)	0	1 3	4	2 , 6	8
	s (l = 0)	0	1		2
М (п = 3)	р(l = 1)	-1,0, +1	3	9	6	18
	d (l = 2)	-2, -1, 0, +1, +2	5		10
	s (l = 0)	0	1		2
N (п = 4)	р(l = 1) d (l = 2) f (l = 3)	-1,0, +1 -2, -1,0,+1,+2	3 5		б 10	32
		-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	7		14

Максимальное количество электронов в оболочке можно получить суммированием числа электронов на подоболочках, учитывая арифметическую прогрессию (суммирование идет по / = от 0 до (п — 1):

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

15. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней в многоэлектронных атомах.

Порядок заполнения опр-ся принципом Пауля и правилами Клечковского

Принцип Паули: в атоме не м. б. двух  электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел.

1 правило  Клечковского: заполнение энергетических 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

 

 

 

 

 

 

16. Правила Хунда и Клечковского. S, p, d, f- электронные семейства.

Правила Хунда и Клечковского.Правило Хунда: наиболее устойчивому распределению электронов, в пределах энергетического подуровня, соответствует значение суммарного спина.1 правило Клечковского: заполнение энергетических 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

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d искл. Cr, Mo, W, Cu, Ag, Au

В зависимости 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 – подуровня (элементы вставных декад – это элементы побочных подгрупп).

 f – элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение третьего снаружи уровня f – подуровня (лантанойды и актинойды).

17. Периодическая  система  химических элементов Д.И. Менделеева

 18. Периодический закон.

Менделеев формулировал периодический закон следующим образом (1869 г.): свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Современная формулировка периодического закона гласит: строение и свойств элементное и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.

19. Периодичность свойств химических  элементов.

Изменение свойств химических элементов  по мере возрастания их атомной массы  не совершается непрерывно в одном  и том же направлении, а имеет периодический характер. Периодичность заполнения электронных оболочек в соответствии с условиями квантования приводит к сходству свойств химических элементов. Выделяют следующие классы (см. табл. I): благородные газы - элементы с полностью заполненными электронными оболочками (Не, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); типичные элементы - элементы, у которых все электронные слои атомов (см. табл. 1, 2, 3), кроме внешнего, заполнены (s- и р-элементы); переходные элементы - элементы, имеющие два незаполненных внешних электронных слоя, в том числе подуровни (п-l)d (d-элементы); внутрирядные переходные элементы (редкоземельные) - элементы, имеющие три незаполненных внешних электронных слоя, в том числе подуровни (п - 2)f (f-элементы). Таким образом, полнота заполнения электронами внешних (валентных) орбиталей имеет важнейшее значение и определяет свойства элементов.

 

Примечание. Валентными электронами  называются электроны внешних электронных орбиталей атома. Число валентных электронов, отдаваемых атомом для образования связей, определяет величину его валентности в конкретном случае взаимодействия.

20. Сродство атома к электрону

Энергия, поглощаемая или выделяющаяся при присоединении электрона к атому, иону, радикалу или молекуле в газовой фазе при T = 0 K без передачи частице кинетической энергии, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в элёктрон вольтах и обозначается Е_е. Сродство к электрону атома водорода равно 0,75 эВ. кислорода — 1,47 эВ, фтора — 3,52 эВ.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

21. Электроотрицательность Для оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную плотность пользуются величиной относительной электроотрицательности, обозначаемой греческой буквой X.Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он общую электронную пару. У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом числа электронных оболочек проявляет тенденцию к уменьшению. Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже электроотрицательность; чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность. Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалент-ной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже — вблизи менее электроотрицательного. B результате первый атом приобретает избыточный отрицательный, а второй — избыточный положительный заряд; эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле.

22. Энергией ионизации называется энергия, необходимая для удаления электрона из атома, иона, радикала или молекулы в газовой фазе при T = 0 K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии. Обозначают энергию ионизации символом Е_и, выражают в Дж, кДж или электрон-вольтах (эВ). 1 эВ — энергия, которую приобретает электрон в ускоряющем электрическом поле с разностью потенциалов 1 B (1 эВ = 96,5 кДж/моль).потенциалом ионизации называется наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, и выражается в вольтах.

 

 

 

23. Химическая связь – взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами.

 Если электроны в атоме  рассматривать как электронные  облака, то образование общих  электронных пар можно представить  как результат перекрывания электронных  облаков. В настоящее время  наиболее точным критерием характера  химической связи считают электронную  плотность между двумя атомами.  Существует несколько видов химической  связи: ионная, ковалентная, металлическая, водородная, межмолекулярная и многоцентровая. Ниже, мы подробнее расскажем о ковалентной связи.

 

Валентность – число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами в молекуле.

24.Метод валентных связей. (м. в. с.)                В основу м. в. с. лежит исследования англ-их учёных Гейтлера и Лондона. Их исследования проводились на атоме Н.Образовалась общая электронная пара, ¡ принадлежит обоим атомам.В основе м. в. с. лежат следующие положения:                                                                              1. ковалентная хим-ая связь образуется 2 электронами, с противоположенно направленными спинами.                                                                    2. ковалентная связь тем плонтее, чем в большей степени происходит перекрытие электронных облаков.                                                                               25. Обменный и донорно – акцепторный механизм образования химической связи.                         Атом предоставляющий электрону пару является донором, принимающий – акцептором.             Атом предоставляющую электронную пару является донором, принимающий – акцептором.  

Ковалентная связь образуется не только за счет перекрывания одноэлектронных  облаков с противоположными спинами. Возможен и другой механизм образования  ковалентной связи – донорно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает  за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого атома. Примером является образование иона аммония NH4+. 

 26. Основные харак-ки хим-ой связи.                    1. длина.связи L опр-ет расстояние м/у ядрами взаимодействующих атомов.                                                              2. кратность связи – опр-ся кол-вом электронных пар, связывающим 2 атома.                                                3. направленность. δ, π

Если область перекрывания лежит  на прямой, соединяющей взаимодействующие  ядра атомов – это δ связь.                                                                       Если обл. перекрыв. лежит выше или ниже прямой, соед-щий ядра атомов, это π связь.                       4. дипольный момент.                                          Если мелекула обр. атомами одного эл-та, то они будут в одинаковой степени притягивать общ. электроную пару.                                                            5. энергия связи – это энергия, γ выделяется при образовании молекулы из одиноч. атомов.                                    

 

 

 27. Энергия ионизации и сродства к электрону.

Энергия ионизации – энергия, необходимая  для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Увеличивается с ростом порядкового номера возрастает в периоде и уменьшается в подгруппах.

Атомы м. не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, поглощаемая или выделяющаяся при присоединении электрона к атому, иону без передачи частице кинетической энергии наз-ся сродством атома к электрону.

28. Электроотрицательность опр. в какой степени общая электр. пара смещается к тому или иному атому. Электроотриц. рассчитывается по сумме энергии ионизации и сродства к электрону. Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Увеличивается с ростом порядкового номера возрастает в периоде и уменьшается в подгруппах.

Атомы м. не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, поглощаемая или выделяющаяся при присоединении электрона к атому, иону без передачи частице кинетической энергии наз-ся сродством атома к электрону. самый электроотриц. элемент – это фтор.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

29.Ковалентная полярная и неполярная связь.

Ковалентная связь – химическая связь, осуществляемая общей электронной  парой.

Различают две разновидности ковалентной  связи: полярную и неполярную.

 

 У неполярной ковалентной  связи электронное облако, образованное  общей парой электронов, т. е.  электронное облако связи, распределяется  в пространстве симметрично относительно  ядер обоих атомов. Неполярная  ковалентная связь возникает  в неметаллах и в парах металлов, состоящих из атомов одного  химического элемента: H2, О2, O3, N2, S2, Li2, Na2, C, Si и др.