…       Различным подуровням соотносят различные ψ – функции и различные, описываемые ими конфигурации электронных облаков.

         Если l=0, то независимо от n, волновые функции s – электронов имеют шаровую форму.

         Если l=1, то конфигурация гантели.

         Если l=2, то конфигурация четырехлистковых розеток, т.е. двух объемных восьмерок, расположенных по углом 40⁰. Ядро находится в точке «пересечения» этих восьмерок.

         Магнитное квантовое число m определяет квантовый характер взаимодействия электронов атома с внешним магнитным полем. m определяет число орбиталей на каждом подуровне и задает взаимное расположение электронных облаков на данном подуровне.

         m принимает целочисленные отрицательные и положительные значения от –l до +l включая ноль, т.е. каждому значению l соответствует свой набор магнитных квантовых чисел m, состоящей из 2е+1 таких чисел.

         Для s – подуровня l=0 и m=0

         Т. е., на s – подуровне всегда существует одна s – орбиталь.

         Для p – подуровня l = 1 и m=-1; 0; +1, т.е. p – подуровень всегда имеет три орбитали.

         Для d                   l=2              m=-2; -1; 0; +1; +2                 5 орбиталей

         Для f          l=3             m=-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3     7 орбиталей

Спиновое квантовое число

Спин – это собственный момент количества движения электрона. Спин характеризует направление вращения и, следовательно, при двух возможных направлениях механического вращения должно существовать два разных спина электрона.

         m_s спиновое квантовое число может принимать только 2 численных значения:  . Оно определяет число электронов, которое может находиться на орбитали.

         Решение систем уравнений Шрёдингера, потенциальной энергии и граничных условий описывает полные энергии Е и волновые функции ψ всех возможных орбиталей атома, но не дает ответа на следующие вопросы:

         Сколько электронов может находиться на одной орбитали, одном подуровне, одном уровне?

         В какой последовательности заполняются орбитали, подуровни, уровни?

          Чтобы ответить на эти вопросы рассмотрим принцип Паули, принцип минимума энергии, правило Хунда.

Принцип Паули В. (1925г.):

В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Принцип Паули определяет максимальную емкость по электронам одной орбитали.

Т.к. орбиталь определяется n, l, m, электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом. m_s может принимать только два значения +0,5 и -0,5, поэтому максимальная емкость любой орбитали равна2, т.е. на ней могут находиться 2 электрона, 1 электрон или она может быть вакантной, пустотой.

 

 - вакантная орбиталь (электронная ячейка)

 

- полузаселенная орбиталь (орбиталь, занятая неспаренным электроном)

 

 - полностью заселенная орбиталь (орбиталь, занятая электронной парой)

Принцип Паули также определяет электронную емкость подуровней и уровней.

N_e =2(2l+1) для подуровня

Максимальная емкость уровня по электронам суммируется из величин N_е подуровней этого уровня.

         N_n =2n²  для уровня.

 

 

Принцип минимума энергии

Наиболее устойчивыми состояниями любой системы (атома, молекулы) являются состояния с минимальным запасом энергии.

         Для атома этот принцип означает, что электроны в атоме заполняют уровни с наименьшими значениями главного квантового числа n, а в пределах уровня сначала  заполняются подуровни с наименьшими значениями орбитального квантового числа l.

 

Правило Хунда. (1927г.)

Орбитали, принадлежащие к одному подуровню, заполняются каждая в начале одним электроном, а затем происходит их заполнение векторными электронами. (электроны, по одиночке заполняющие орбитали одного и того же подуровня, имеют защищающие орбитали одного и того же подуровня, имеют одинаковые спины). Например

 Учитывая взаимное расположение орбиталей в пространстве,

правило Хунда приобретает простой физический смысл:

электроны одного подуровня, отталкиваясь друг от друга, стремятся

 

y

x

z

 занять по возможности удаленные друг от друга, т.е.

разные орбитали подуровня.

 

 

правильное изображение:              2p

 

 

неправильное изображение     2p

 

 

неправильное изображение     2p

 

 

 

 

 

Электронные формулы – фиксируют занятые электронами подуровни и число электронов на них.

  Цифрами обозначают номер уровня

  Буквами – номер подуровня.

H                1s¹

N                1s²  2s²  2p³       2+2+3=7 электронов

 

Электронно - структурные формулы.

- изображают атом элемента в виде совокупности орбиталей, которые также называются квантовыми ячейками.

               L=0; m=0

N 

 

n=2

n=1
                        s                    P

 

S=+                      S=-

 

 

Следует отметить, что в электронно – структурных формулах в отличие от электронных изображают не только заполненные, но и вакантные орбитали валентных подуровней, что позволяет предсказать изменение валентности элемента в результате перехода в возбужденное состояние обозначают символом соответственного элемента со звездочкой.

Пример P*

P основное состояние              В=3

 

n=3

             s            p                   d

 

 

p* возбужденное состояние              В=5

           n=3

 

 

 

                 s              p              d

 

 

Энергия подуровней возрастает в следующем порядке:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s<5f≈6d<7p…

         Данная последовательность подуровней описывается правилом Клечковского:

1)    Уровни и подуровни атомов заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l)

3d                                     4s

n+l    3+2=5                  >       4+0=0                  =>     4s3d

3d                             4p

n+2   3+2=5                  =       4+1=5                  =>     3d

 

 

Порядковый номер элемента

Впервые физический смысл порядкового номера раскрыл Ван – де – Брук. Он теоретически доказал, что порядковый номер элемента равен заряду ядер его атомов. Эта гипотеза была экспериментально подтверждена Мозли при изучении спектров рентгеновского излучения, испускаемого простыми веществами при их бомбардировке электронным пучком высокой энергии.

 

         Работы Ван – де – Брука и Мозли дали возможность установить правильность расположения элементов в периодической таблице, определить общее число элементов в каждом периоде и оказали, что порядковый номер, а не атомная масса, является важнейшим свойством элемент, определяющим электронную структуру атомов.

 

 

Периодическая система Д.И.Менделеева

 

В 1869 году русский ученый Д.И.Менделеев составил таблицу, включающую большинство известных элементов, в которой элементы были сгруппированы в нескольких горизонтальных рядах так, что вертикальные столбцы включали элементы, сходные по химическим свойствам. Эта таблица, которую Менделеев называл системой элементов.

Кроме того, был открыт и сформулирован закон периодичности, основанный на закономерности изменений свойств элементов при увеличении масс атомов: « Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Ко времени открытия Д.И.Менделеевым периодического закона строение атома было неизвестно.

Современная формулировка ПЗ:

«Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов».

Структура ПС элементов определяется строением электронных уровней и подуровней атомов. Основной структурной единицей системы элементов является период.

Периодом с номером n называется совокупность химических элементов, начинающаяся s-элементами и заканчивающаяся p-элементами.

Исключение составляет первый период, в котором нет p-элементов, т.к. на первом энергетическом уровне (n=1) существует только 1s-подуровень, в нем содержится всего два элемента: Н и Не. Водород вследствие специфичности свойств помещают либо в первую группу, либо в седьмую, либо в обе одновременно, заключая в одной из групп символ в скобки. Эти способы расположения водорода основаны на том, что он имеет некоторые формальные черты сходства как со щелочными металлами, так и с галогенами.

S -элементы – достраивается s подуровень

P-элементы – достраивается p подуровень

D-элементы – достраивается d подуровень

F-элементы – достраивается f подуровень

Второй и третий периоды содержат по восемь элементов (по два s, по шесть p), четвертый и пятый периоды включают, кроме того, по 10 d-элементов, а шестой и седьмой периоды имеют в составе еще и по 14 f-элементов.

В периодах происходит повторение строения валентных электронных оболочек. Элементы с одинаковыми конфигурациями электронных оболочек образуют вертикально расположенные в ПС подгруппы и группы.

Свойства химических элементов закономерно изменяются в периодах при переходе от щелочных металлов к благородным газам, а также в группах при переходе от элементов с малыми номерами периодов к элементам с большими номерами периодов (от Li к Cs, от F к I).

Широкое распространение  получили коротко и длиннопериодный вариант ПС.

Длиннопериодный вариант является более наглядным, но менее компактным.

Особенности данного варианта:

1. Вся совокупность элементов распадается на s, p, d, f-элементы;
2. s-элементы образуют два вертикальных столбца–группы, p-элементы – 6 групп, d-элементы – 10 групп, f-элементы – 14 групп;

в пределах групп соблюдается подобие элементов;

3. периоды сильно различаются по числу входящих в них элементов;

4. неметаллы образуют компактный «треугольник», состоящий из 1s и части p-элементов.

 

Элементы B, Si, As, Te, At, находящиеся на диагональной границе треугольника, иногда называют полуметаллами из-за их двойственных свойств.

 

Короткопериодный вариант таблицы получен механическим выносом f-элементов в отдельную таблицу и совмещением d-элементов с s-элементами, их внесением в группы с тем же числом внешних электронов.

Особенности:

1. f-элементы выносятся в отдельную подтаблицу;
2. в каждом периоде, начиная с четвертого (появляется d-подуровень), появляются два ряда;

s и p-элементы разделены секцией  d-элементов (в 6 и 7 периоде еще и секцией f-элементов), поэтому d-элементы ещё называются переходными элементами.

3.   группы элементов раздваиваются, появляется понятие «подгруппа».

В подгруппах содержатся элементы, схожие по химическим свойствам. В большинстве групп элементы главной и побочной подгрупп обнаруживают определенное химическое сходство, преимущественно в высших степенях окисления.

Все s и p- элементы относятся к элементам главных подгрупп (А), все d и  - к элементам побочных подгрупп (Б).

Для атомов элементов главных подгрупп валентными являются электроны застраивающихся s и p-подуровней, для атомов элементов побочных групп – электроны  s и d-подуровней, к которым у атомов лантаноидов и актиноидов добавляются электроны f-подуровня.

         Именно между этими валентными подуровнями происходит «перескок» электронов, который вызывает отклонение электронных конфигураций от последовательности заполнения. Однако большого влияния на химические свойства элементов такие переходы как у хрома (3d⁴4s → 3d⁵4s¹) или меди (3d⁹4s²  → 3d¹⁰4s¹) существенного влияния не оказывают, т.к. эти электроны все равно останутся валентными.

         4. восьмая группа включает четыре подгруппы: подгруппу благородных газов и подгруппы железа, кобальта и никеля.

         Чаще используют короткопериодный вариант, ввиду его компактности.

 

Свойства атомов элементов и периодичность их изменения.

 

К важнейшим свойствам атомов относятся потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус.

 

Потенциал ионизации I – это энергия, которую необходимо затратить для удаления одного электрона с валентной орбитали свободного (изолированного) атома в основном состоянии.

         Различают 1-ый, 2-ой и т.д. потенциалы ионизации, т.е. потенциалы, отвечающие удалению 1-го, 2-го и т.д. электронов.

         Удаление 1-го электрона с орбитали можно описать уравнением:

 

                                                 Э=Э⁺+е^—I₁,        I(В)-вольт

 

Где Э - атом элемента; Э⁺ - однозарядный катион элемента; е^- - электрон; I₁ – первый потенциал ионизации.

         Первые потенциалы ионизации с увеличением заряда атомного ядра Z Изменяются периодически: по периоду, слева направо   I₁ в общем растет, после завершения периода резко уменьшается, и с началом нового периода снова растет.

         В группах, сверху вниз, значение I₁ уменьшаются. Это уменьшение сильнее всего выражено в подгруппе благородных газов и слабо – в подгруппе щелочных металлов.

         Величина потенциала ионизации может служить мерой «металичности» элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента.

         Зависимость потенциала ионизации от заряда ядра дает большую информацию о характере взаимодействия электронов разных подуровней с ядром, о так называемом экранировании заряда ядра. Оно заключается в том, что в многоэлектронных атомах на электроны самых удаленных от ядра валентных подуровней действует не полный заряд ядра Z, а значительно меньший эффективный заряд Z_эф. Электроны нижних подуровней, находящиеся между валентными электронами и ядром, становятся электрическим экраном.

         Кроме экранирования проявляется значительное взаимное отталкивание электронов, если они занимают одну и туже орбиталь.

 

 

Сродство к электрону.

 

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется в результате присоединения электрона нейтральным атомом и превращения его в анион:

 

Э+е^- → Э^-+Е       , Е(кДж/моль)

 

В целом с ростом порядкового номера элемента в периоде Е растет, а в группе уменьшается.

Сродство к электрону атомов металлов близко к нулю или отрицательно, т.е. для атомов большинства металлов присоединение  электронов энергетически невыгодно.

 

 

Электроотрицательность.

 

Электроотрицательность – это мера способности атома элемента к приобретению отрицательного заряда при образовании химической связи. Для практической оценки этой способности широко распространена шкала электроотрицательностей, основанная на термохимических данных, предложенная Полингом. По такой шкале наиболее электроотрицательным элементом является фтор, а наимение электроотрицательным – франций.

С ростом порядкового номера элемента электроотрицательность увеличивается по периоду и уменьшается внутри группы.

Атомы электроотрицательных элементов обладают высоким сродством к электрону. Атомы таких элементов очень просто удерживают собственные электроны и имеют свойство принимать дополнительные электроны в химических реакциях.

 

F – является самым электроотрицательным элементом.

 

 

Радиус атома.

 

 

Радиус атома в зависимости от заряда ядра изменяется периодически. По периоду с увеличением заряда ядра радиус уменьшается, что связано с увеличивающимся притяжением электронов  наружного слоя к ядру по мере возрастания его заряда. При переходе к следующему периоду, атомные радиусы увеличиваются.

В пределах подгруппы с ростом заряда ядра радиусы атомов элементов увеличиваются, т.к. с ростом номера элемента в подгруппе всегда увеличивается число экранирующих подуровней.

При отдаче атомом электронов уменьшается его эффективный размер, а присоединение электронов вызывает его увеличение. Отсюда радиус катиона всегда меньше, а радиус аниона всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома. В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра. Это можно объяснить увеличением числа энергетических уровней и растущим удалением внешних электронов от ядра.

 

 

 

Общие химические свойства элементов.

 

 

- металличность и неметалличность элемента;

- кислотно-основные свойства элемента;

- окислительно-восстановительные свойства элементов.

 

 

Металличность и неметалличность

 

 

Количественно металличность и неметалличность определяются электроотрицательностью элемента. Чем ниже электроотрицательность, тем больше электроположительность, т.е. сильнее выражены металлические свойства. Чем больше электроотрицательность,  тем сильнее неметаллические свойства.

По периодам металличность уменьшается, неметалличность увеличивается. По группам металлические свойства возрастают. Самым ярко выраженным металлом является цезий, неметаллом – фтор.

 

 

Кислотно-основные свойства

 

 

Электроположительные металлы (щелочные) образуют самые сильные основания. Электроотрицательные элементы образуют сильные кислородсодержащие кислоты.

NaOH – сильное основание (щелочь)

Mg(OH)₂  - слабое основание

Al(OH)₃ – амфотерное соединение

H₂SiO₃ – оч. слабая кислота

H₃PO₄ – средняя кислота

H₂SO₄ – сильная кислота

HClO₄ – оч. сильная кислота

 

По периодам способность к образованию оснований уменьшается и увеличивается способность к образованию кислот.

В группах электроотрицательных элементов нарастает сила бескислородных кислот: H₂O, H₂S, H₂Te.

В группах электроположительных элементов нарастает сила оснований: Be(OH)₂, Ba(OH)₂ .

 

 

 

 

Окислительно-восстановительные свойства.

 

 

Наиболее электроотрицательные элементы являются сильными окислителями, а электроположительные элементы, щелочные металлы являются восстановителями.

По периодам восстановительные свойства ослабевают и возрастают окислительные свойства элементов.

III период: в последовательности Na, Mg, Al, Si, P восстановительная способность уменьшается, окислительная способность растет в последовательности P, S, Cl.

Окислительные свойства  элементов зависят от числа проявляемых им степеней окисления. По периоду это число возрастает (Na – 0, +1, a Cl – шесть).

По группам увеличивается восстановительная и уменьшается окислительная способности:

II группа – Be, Mg, Ca, Sr, Ba Самый сильный восстановитель – барий

VII группа – Fe, Cl, Br, I – самый слабый окислитель - йод

 

 

 

ТЕМА. Химическая связь

 

Химическая Связь – взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их                  электронных облаков и сопровождающееся уменьшением  энергии системы.

В зависимости  от  характера распределения электронной плотности между ковалентную, ионную и металлическую.

Основные параметры Х.С.- длина связи, прочность, валентные углы.

Длина связи - это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

Валентный угол (угол связи) – это угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов.

Прочность связи  определяется энергией связи. Количественно она оценивается энергией разрыва такой связи

Например: H₂O

 

Длина связи Н - О

Угол связи  НОН

Энергия связи Е_он= 464 кДж/ моль

Ковалентная связь

 

Ковалентная связь(К.С.)- тип химической связи между двумя атомами, возникающей  при обобществлении электронов, которые принадлежат этим атомам.

Первую гипотезу о природе ковалентной связи выдвинул Льюис (1916). Рассмотрим образование молекулы  Н₂ из отдельных атомов.  Изолированные атомы, имеющие электроны с противоположно направленными спинами, при сближении притягиваются друг к другу. При этом их электронные облака (АО) перекрываются с образованием общего молекулярного облака (молекулярной орбитали МО), максимальная плотность которого расположена в межъядерном пространстве.-

Н · ·Н         Н : Н  Обычно обобществлённая пара электронов заменяется черточками Н-Н.

Для более сложных молекул,  чем Н₂, точное решение уравнения Шредингера получить невозможно. Поэтому на практике используются приближенные методы квантомеханического расчета таких систем.  Это метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей(ММО).

Основные положения МВС:

1)                     ковалентная связь образуется двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами, т.е. химическая  связь локализована между двумя атомами;

2)                    связь располагается в том направлении, в котором  возможность перекрывания электронных облаков наибольшая;

3)                    ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака.

Способы образования ковалентной связи.  Валентность.

Так как нахождение 2 электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем  пребывание каждого электрона в поле своего ядра, то в образовании К.С. принимают участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетического уровня.

Например:

N

₂               1s²2s²2p³                                                                               => может

                                                                 2s             2p         образовывать три

К.С.

 

 

F₂                1s²2s²2p⁶                                                                              атом F может

                                                     2s     2p               образ. Одну К.С.

Число неспаренных электронов  может быть  увеличено за счет распаривания при переходе атома в возбужденное состояние:

 

 

С   1s²2s²2p²                                                                                                                  C^* 

                        2s             2p                                  2s       2p

                              

ð    4 связи.

Затраты энергии на распаривание э-нов компенсируется энергией, выделяющейся при образовании связей. Переход электронов   на свободные орбитали другого уровня энергетически не выгоден.

Способ образования К.С., когда каждый из взаимодействующих атомов отдает по одному электрону для образования общей электронной пары, называется обменным.

Другой способ образования К.С.- Один из атомов имеет неподелённую пару электронов (донор), другой - свободную орбиталь (акцептор). Неподелённая пара становится общей для обоих атомов. Данный механизм образования К.С. называется донорно-акцепторным.

a)      NH₃+ HCL=NH_{4… Продолжение »}