ХИМИЯ

Общая химия. – М., ВШ, 2006.
Глинка Н.Л. Задачи и

упражнения по общей химии. – М. Интеграл-пресс, 2007

представления о строении атома.
2. Правила квантовой механики.
3. Периодический закон

Д.И. Менделеева. Структура периодической системы химических элементов.

является основным в системе знаний современной химии. С его позиций

рассматривают физико-химические свойства ве-ществ, химических элементов, процессы химичес-ких превращений.
Современные представления о строении атома ба-зируются на квантово-механической модели. Ядерная модель атома была создана Э. Резер-фордом в 1911 г.

имеющих отрицательный заряд

с зарядом +1,60 ∙ 10-19 Кл и массой ~ 1,67

∙ 10-27 кг) и нейтронами по - нейтральными частицами той же массой (нукло-ны). Каждый нуклон включает 3 кварка.

Основную часть объема атома составляют элект-роны, заряд которых - 1,60 ∙ 10-19 Кл, а масса все-го 5∙ 10-4 от массы p+ . Электроны двигаются вокруг ядра по орбиталям и удерживаются около него электростатическими силами; их число соответствует заряду ядра атома. Заряд ядра z по абсолютной величине совпадает с порядковым номером элемента в Периодической системе Д. И. Менделеева.

по орбите электрон должен терять энергию.
Теория Н.

Бора объяснила это противоречие, в ее постулатах показано:
Электрон может вращаться вокруг ядра только
по стационарным орбитам определенного радиуса, при этом его энергия остается постоянной.
2) При переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую происходит поглощение или излучение кванта энергии - это порция света (фотон).

на них базируется электронная структура атома.
Увеличение заряда ядра z на

1 приводит к увеличению числа е- . Получаются новые химические элементы с индивидуальными свойст-вами.
Энергия е- различна и зависит от общего числа электронов, расстояния от центра ядра и других факторов. Чем ближе расположен е- к ядру, тем прочнее связь и меньше энергия электрона. На далеко расположенных орбитах энергия е- больше, а связь с ядром слабее.

орбиталью. В соответствии с дискретностью энергии электрона каждая орбиталь характеризуется

тремя квантовыми числами: главным n, орбитальным l и магнитным ml.

1. Главное квантовое число n. Совокупность близ-ких по энергии атомных орбиталей (АО) образует энергетический уровень, для обозначения кото-рого используется главное квантовое число n. Оно может принимать целочисленные значения 1, 2, 3 до ∞ (исторически энергетическим уровням приписаны обозначения K, L, M, N, O, P; К → n = 1). n определяет общий уровень энергии и степень удаленности уровня от ядра.

уровней, 7-ой заполнен частично (табл.).
Орбитальное квантовое число l. Каждый уровень

(кроме n = 1) имеет несколько подуров-ней, которые обозначаются орбитальным кван-товым числом l и изменяются от 0 до (n - 1). Каждому значению l соответствует орбита осо-бой формы: s, p, d, f и др. При l = 0 АО (s-орбиталь) имеет сферическую форму; значению
l = 1 соответствует АО (p-орбиталь) в виде гантели.
Например, при n = 1 l = 0 (только s-подуровень); при n = 3 подуровни s, p и d (l = 3).

орбитали АО, обозначаемые квантовым числом ml.
ml зависит

от l, принимает значения от - l до + l, включая 0, т. е. число АО на подуровне l равно (2 l + 1).
По физическому смыслу ml определяет направле-ние, в котором вытянуто электронное облако. Подуровни АО имеют одинаковую энергию, т. к. все направления равноценны.

атома (отсюда название Планетарная модель атома Резерфорда), 4-е кв. ч.

– вращение вокруг оси.

4. Спиновое квантовое число ms. Имеет лишь два возможных значения: - ½ и +1/2, что связано с вращением электронов в двух противополож-ных направлениях вокруг собственной оси.

квантовых чисел.
Подобно любой системе, атомы стремятся к ми-нимуму энергии, что

достигается распределением электронов по орбиталям.
1). Согласно принципу Паули, в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел.
Электрон на схеме изображается стрелкой: вверх ↑ - положительное значение спина +1/2, вниз ↓ - отрицательное - ½ ; атомная орбиталь - ячейкой.

больше 2-х электронов (е- на одной АО имеют одинаковые

значения n, l и ml , могут отличаться только ms). Этот принцип позволяет также опре-делить максимальное число электронов на уровне (таблица).
Максимальное число е- в подуровне 2(2 l + 1), в уровне - 2n2.

таким образом, чтобы суммарный спин (по модулю) был максимальным.

и 4f- подуровнях.

nl. Число
электронов на подуровне обозначается цифрой справа вверху. Например, электронная

конфигу-рация атома Na: 11Na 1s22s22р63s1 .
Энергия не занятых электронами уровней увеличи-вается с ростом n, а в пределах уровня - с уве-личением l: ns < nр < nd < nf. До аргона 18Аr электронные подуровни будут заполняться в по-рядке возрастания энергии, а далее за счет роста числа электронов усиливается межэлектронное отталкивание, подуровни смещаются.

электронами энергетических подуров-ней в зависимости от n и

l:

а) При увеличении заряда ядра атома заполнение электронных орбиталей происходит в порядке увеличения суммы (n + l).
б) При равенстве суммы (n + l) в первую очередь заполняется подуровень с меньшим значением n.
Явление проскока электронов – исключение из пра-вила: когда при заполнении d-подуровня наполо-вину или полностью не хватает 1 электрона, происходит проскок электрона с s-подуровня:

– 1)d9 ns2 → (n – 1)d10 ns1
3. Периодический

закон Д.И. Менделеева. Структура периодической системы химических элементов.
Современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева: Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимос-ти от заряда ядра (порядкового номера) элемента. В классической формулировке - от атомного веса.
Положение элемента в периодической системе од-нозначно связано с его электронным строением:

уровня.
Каждый период начинается с s- элемента (запол-няется s-подуровень).
Номер группы

для элементов главных под-групп соответствует числу электронов на внешнем уровне (т. к. максимальное число элек-тронов на внешнем уровне = 8, число групп в системе 8).
Период - горизонтальный ряд элементов с последо-вательно меняющимися свойствами. 1, 2, 3 - малые периоды; 4 – 7 - большие периоды, сос-тоящие из 2-х рядов.

= (N + 1)2/2, N – номер периода
Группа -

вертикальный ряд, в котором друг под другом расположены сходные между собой элементы. Выделяют главные и побочные под-группы: главные образованы элементами малых периодов и сходными с ними по свойствам эле-ментами больших периодов; побочные подгруппы - элементами больших периодов.

им соответству-ют подуровни с максимальным значением n и l.
Внешние, наиболее

удаленные от ядра и наименее связанные с ним электроны, легко вступают во взаимодействие с другими атомами. Общее коли-чество электронов на внешнем уровне элемента определяет максимально достижимую валентность и равно номеру группы в таблице.
Химические элементы, имеющие сходство в структуре внешнего электронного слоя, проявля-ют общие химические свойства.

(+) заряженный ион, проявляют восстановительные свойства.
Ме - n е- →

Меn+
3Li 1s22s1 → Li+ 1s22s0
Все s, d, f - элементы - металлы, из р-элементов к Ме относится 10 элементов.
Неметаллы способны принимать электроны, превра-щаясь в отрицательно (-) заряженный ион, проявляют окислительные свойства.
R + n е- → R n-
C l …..3s23р5 → C l - ….3s23р6 (∑е- = 8)

отрыва одного электрона от атома. Эта энергия увеличивается в периоде,

а в группе уменьшается с ростом порядкового номера.

Энергия сродства к электрону Е - энергия, которая выделяется при присоединении е- к атому (выигрыш энергии), эВ, Дж (кал)/ г-атом.
Электроотрицательность ЭО - сумма потенциала ионизации и энергии Е, определяет способность атома оттягивать на себя электроны.
ЭО = I + Е

ионизации → ↑
Энергия сродства к

е- → ↑
Электроотрицательность → ↑
Неметаллические → ↑
(окислительные) свойства
6. Металлические ← ↓
(восстановительные) св-ва
7. Кислотный характер оксидов → ↑
8. Основный характер оксидов ← ↓

→ Al(OH)3 (амфот. гидроксид) → H2SiO3 (слабая к-та) → H3PO4

(к-та средней силы) → H2SO4 (сильная к-та) → HClO4 (очень сильная к-та).
Пример. Какую высшую и низшую степень окисле-ния (СО) проявляют As, Se, Br?
Высшую СО элемента определяет № группы в табл. Менделеева. Низшая СО - условный заряд, который приобретает атом при присоединении того количества е- , которое необходимо для образования устойчивой оболочки из 8 е-
(ns2nр6 ).

СО Формулы соед.
высшая

низшая
As +5 -3 Н2AsО4, Н3As
Se +6 -2 SeО3, Na2Se
Br +7 -1 КBrО2, КBr