Контрольная работа по "Химии"

Квантовые числа электрона. Движение электрона в атоме описывается квантовыми числами: главным – n, побочным – l, магнитным – m и спиновым – s. Квантовое число n – главное. Оно определяет энергию электрона в атоме водорода и одноэлектронных системах (He⁺, Li²⁺ и т. д.). n принимает значения от 1 до ∞. Чем меньше n, тем больше энергия взаимодействия электрона с ядром. При n = 1 атом водорода находится в основном состоянии, при n > 1 – в возбужденном. В многоэлектронных атомах электроны с одинаковыми значениями n образуют слой или уровень, обозначаемый буквами K, L, M, N, O, P и Q. Буква K соответствует первому уровню, L – второму и т. д.

Орбитальное квантовое  число l характеризует форму орбиталей и принимает значения от 0 до n – 1. Кроме числовых l имеет буквенные обозначения

l	=	0	1	2	3	4	…
l	=	s	p	d	f	g	…

Электроны с одинаковым значением l образуют подуровень. Квантовое число l определяет квантование орбитального момента количества движения электрона в сферически симметричном кулоновском поле ядра.

Квантовое число  m_l называют магнитным. Оно определяет пространственное расположение атомной орбитали и принимает целые значения от –l до +l через нуль, то есть 2l + 1 значений. Расположение орбитали характеризуется значением проекции вектора орбитального момента количества движения M_z на какую-либо ось координат (обычно ось z). Орбитали одного подуровня (l = const) имеют одинаковую энергию. Такое состояние называют вырожденным по энергии. Так p-орбиталь – трехкратно, d – пятикратно, а f – семикратно вырождены. Квантовые числа n, l и m_l не полностью характеризуют состояние электрона в атоме. Экспериментально установлено, что электрон имеет еще одно свойство – спин. Упрощенно спин можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси. Спиновое квантовое число m_s имеет только два значения m_s = ±1/2, представляющие собой две проекции углового момента электрона на выделенную ось. Электроны с разными m_s обозначаются стрелками, направленными вверх и вниз. Итак, четыре квантовых числа описывают состояние электрона в атоме и характеризуют энергию электрона, его спин, форму электронного облака и его ориентацию в пространстве. При переходе атома из одного состояния в другое происходит перестройка электронного облака, то есть изменяются значения квантовых чисел, что сопровождается поглощением или испусканием атомом квантов энергии. Орбиталь- функция, описывающая ост. электронов в атоме или молекуле и явл. обычной математ.функцией.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

5. Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на трех положениях: принципе минимума энергии, принципе Паули, правиле Хунда.

Принцип Паули: в атоме не может быть электронов ,имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. . Это означает, что два любых электрона в атоме (или молекуле, или ионе) должны отличаться друг от друга значением хотя бы одного квантового числа, то есть на одной орбитали может быть не более двух электронов с различными спинами (спаренных электронов). Каждый подуровень содержит 2l + 1 орбитали, на которых размещаются не более 2(2l + 1) электронов. Отсюда следует, что емкость s-орбиталей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f-орбиталей – 14 электронов. (Два электрона, находящихся на одной орбитали и обладающих  противоположно направленными спинами , называют спаренными, электроны ,расположенные по одному  на орбиталях- неспаренные. Их наличие объясняет магнитные свойства вещ-в. Если в веществе (молекуле) есть неспаренные электроны, то такое вещество проявляет парамагнитные свойства- втягивается в поле внешнего магнита. Если все электроны спаренны то взаимодействия с внешним маг. полем нет . Такие вещ-ва называют диамагнетиками.) Принцип минимума энергии: Электрон в основном (невозб.) состоянии в атоме занимает такое положение, чтобы енергия была бы минимальной. Энергия электрона главным образом определяется суммой (n+l ).

 Правило Клечковского: 1) В первую очередь заполняется та орбиталь где (n+l ) min

2) Если  (n+l ) для нескольких орбиталей одинаковы, то в первую очередь заполняется та орбиталь, где n- меньше.

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

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f . . . . . .

1   2   3   3   4   5    4    5   6    7  5   6    7   8

 

1s-

2s-2p-

3s-3p-

4s-3d-4p-

5s-4d-5p-

6s-4f-5d-6p-

Каждый период в таблице  Менделеева начинается с заполнения нового эн. уровня.

На внешнем эн. уровне не может быть больше 8 электронов. У  всех благородных газов ( кроме Не ) внешн.эн. уровень заполнен полностью - состояние этой оболочки самое устойчивое. В хим. реакциях атомы стремятся принять или отдать электроны так, чтобы на внешней оболочке было 8 электронов, при этом образуются ионы.

 Правило Хунда: При данном значении l ( в пределах одного подуровня ) электрон занимает такое положение, чтобы суммарный спин был бы макс.

Поэтому орбитали сначала заполняются одиночными электронами с одинаково напрвленными спинами и только после этого в каждую квантовую ячейку подселяются электроны с противоположными спинами,

Например если на 3d-подуровне  находится 5 электронов то их расположение в квантовой ячейке должно быть следующим

Валентность - это свойства атомов одного химического элемента присоединять определённое число атомов другого.

Понятие валентности наметилось еще в 60-х годах прошлого столетия. Особое значение этого понятия определяется тем, что оно легло в основу теории строения химических соединений.

В рамках электронной теории ковалентной связи (часто ее называют спиновой теорией валентности) валентность  атома определяется числом его неспаренных  электронов в основном или возбужденном состоянии, участвующих в образовании  общих электронных пар с электронами  других атомов. В таком случае понятно, что валентность всегда выражается небольшими целыми числами. Мерой валентности  можно также считать число  химических связей, образуемых атомом данного элемента с другими атомами.

Поскольку электроны внутренних оболочек атома не участвуют в  образовании химических связей, максимальная валентность элементов одной  и той же группы периодической  системы обычно не может превышать  ее порядковый номер. Например, максимальная валентность атома углерода может  быть равной 4, серы — 6, хлора — 7.

 Состояние атома, когда  его электроны находятся на  таких энергетических уровнях,  что их суммарная энергия в  атоме является минимальной из  возможных значений энергии, называется основным, состояние с более высоким показателем энергии называют возбужденным, а сам процесс повышения энергии – возбуждением. Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов называют валентностью. Мерой валентности считают число атомов водорода или кислорода, присоединенных к элементу (ЭH_n, ЭO_m), при условии, что водород одно- , а кислород двухвалентен.

Возбужденное  состояние атома кратковременно ( примерно 10 8 с), затем электрон перескакивает на одну из свободных орбит, более близкую к ядру. При этом уровень энергии электрона понижается, а избыток энергии выделяется в виде электромагнитного излучения.

 Возбужденные состояния атомов и молекул нестабильны по отношению к эл.

 

 

 

 

 

 

 

6. Исследуя изменение химических свойств элементов в зависимости от величины их относительной атомной массы (атомного веса), Д. И. Менделеев в 1869 г. открыл закон периодичности этих свойств: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомных весов элементов».

Физическая основа периодического закона была установлена Н. Бором. Поскольку химические свойства обусловлены строением электронных оболочек атома, периодическая система Менделеева – это естественная классификация элементов по элекронным структурам их атомов. Простейшая основа такой классификации – число электронов в нейтральном атоме, которое равно заряду ядра. Но при образовании химической связи электроны могут перераспределяться между атомами, а заряд ядра остается неизменным, поэтому современная формулировка периодического закона гласит: «Свойства элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов».

Это обстоятельство отражено в периодической системе в  виде горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп.

Период – горизонтальный ряд, имеющий одинаковое число электронных слоев, номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего уровня (слоя); таких периодов в периодической системе семь. Второй и последующие периоды начинаются щелочным элементом (ns¹) и заканчивается благородным газом (ns²np⁶).

По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные – А, состоящие из s- и p-элементов, и побочные – B-подгруппы, содержащие d-элементы. Подгруппа III B, кроме d-элементов, содержит по 14 4f- и 5f-элементов (4f- и 5f-семейства). Главные подгруппы содержат на внешнем электронном слое одинаковое число электронов, которое равно номеру группы.

В главных подгруппах валентные  электроны (электроны, способные образовывать химические связи) расположены на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня, в побочных – на s-орбиталях внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоя. Для f-элементов валентными являются (n – 2)f- (n – 1)d- и ns-электроны.

 S, p, d, f- электронные семейства.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 побоч     ных подгрупп).                                                  f – элементами наз-ся элементы, у ¡ происходит заполнение третьего снаружи уровня f – подуровня (лантанойды и актинойды).

 

 

7. Энергией ионизации называется энергия , необходимая для удаления электрона из атома, иона, радикала или молекулы в газовой фазе, при Т = 0 К, без передачи освобожденному электрону кинетической энергии. Обозначают энергию ионизации символом Еи , выражают в Дж , кДж, или электрон – вольтах (эВ). 1эВ – энергия , которую приобретает электрон в ускоряющем электрическом поле с разностью потенциалов В (1эВ = 96,5 кДж/моль). Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, поглощаемая или выделяющаяся при присоединении электрона к атому, иону, радикалу или молекуле в газовой фазе при Т = 0 К без передачи частице кинетической энергии, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в эВ и обозначается Ее . Сродство к электрону атома водорода равно 0,75эВ

Кислорода – 1,47эВ, фтора  – 3,52эВ.

Энергия ионизации и сродство к  электрону  зависят от радиуса  атома и поэтому характер их изменения  по периодам и подгруппам таблицы  ПС близок к характеру изменения  радиуса. У элементов одного и  того же периода при переходе от щелочного МЕ к благородному газу заряд ядра  постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому  энергия ионизации постепенно увеличивается, а восстановительные свойства ослабевают. Рассмотрим, как изменяются энергии ионизации с увеличением атомного номера у атомов одной и той же подгруппы ПС:

С увеличением порядкового  номера элемента энергии ионизации уменьшаются, что говорит об усилении восстановительных свойств. Эта закономерность связана с возрастанием радиусов атомов. Сродство к электрону атомов s-,d-,и f-элементов, как правило близко к нулю или отрицательно; из этого следует, что для большинства из них присоединение электронов энергетически невыгодно. Сродство же к электрону атомов p-элементов – неметаллов всегда положительно и тем больше, чем ближе к благородному газу расположен неметалл в ПС; это говорит об усилении окислительных свойств по мере приближения к концу периода.

 Электроотрицательность – способность атома притягивать или отдавать электроны. Относительная электроотрицательность – это оценка способности атома данного эл-та оттягивать к себе общую электронную пару. В начале каждого периода находятся Эл-ты с наиболее низкой электроотрицательностью – типичные металлы, в конце периода(перед благородными газами), Эл-ты с наивысшей электроотрицательностью, т.е. типичные неметаллы. У Эл-ов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом заряда ядра проявляет тенденцию к уменьшению. Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его электроотр., чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность.

 

 

 

 

 

20. при контакте расплавленных металла и шлака возникновение двойного электрического слоя происходит следующим образом. Ионы, содержащиеся в металле и шлаке, при соприкосновении фаз стремятся перейти из одной фазы в другую, и переход этот определяется различием энергий связи частицы с обеими фазами. Однако переход частиц приведет к нарушению электронейтральности обеих фаз, а так как в проводниках избыточные заряды выталкиваются на поверхность, то на границе раздела металл – шлак появится двойной электрический слой и возникнет связанный с ним скачок потенциала.Величина межфазного натяжения в общем случае определяется энергией химических связей поверхностных частиц одной фазы с частицами другой, силами Ван-дер-Ваальса, а также электростатическим взаимодействием избыточных зарядов в двойном слое. Следовательно, изменяя потенциал металла с помощью внешнего электрического поля, можно изменить и величину межфазного натяжения.