Загрузил rki91

stroenieatomov

Реклама
Общая химия
Лектор – Ровкина Ксения Игоревна
Лекция 1 – Строение атома
Родиной возникновения химии
считают Египет. Слово «хюмея»
означало
в
те
времена
искусство добывания металла
из руд, изготовление красок и
стекла.
Впервые понятие атома зародилось в Древней
Греции, примерно в V в. до н. э.
Левкипп и его ученик Демокрит ввели термин
«АТОМ». Демокрит определял атом как
наименьшую, далее неделимую, частицу
материи.
 (греч.
Атом
ατοµοζ – неделимый) –
это наименьшая частица
химического элемента,
способная к
самостоятельному
существованию и
являющаяся носителем его
свойств.
 Ядро
атома состоит из
протонов и нейтронов
 Число протонов в ядре
равно атомному номеру
элемента и числу
электронов в атоме
 Атом - электронейтрален
Свойства элементарных
частиц
Частица
поло- заряд масса
жение
(у.е.)
Протон (p)
ядро
+1
1,00728
Нейтрон (n) ядро
0
1,00867
Электрон(е) обо-1
0,00055
лочка
A=Z+N
A – массовое число атома
Z – заряд ядра (число
протонов)
N – число нейтронов
А
Z
Э
ИЗОТОПЫ
Изобары
Модели атома
Резерфорд
Нильс Бор
Квантовая
модель
Исследования Резерфорда
Принцип квантования
(М. Планк, 1900)
 атомы
излучают энергию
порциями, кратными некоторой
минимальной величине - кванту,
фотону - h
Е = h
h = 6,626•10-34(Дж•c)–пост. Планка
 При
Принцип
корпускулярно-волнового
дуализма
движении электронов
проявляются их волновые
свойства
 При взаимодействии с веществом
– корпускулярные
 волновые и корпускулярные
свойства присущи электронам
одновременно
h

(Л.Де-Бройль)
Принцип неопределенности
(В. Гейзенберг, 1925)
Движение электрона в атоме не
может быть описано определённой
траекторией
 Положение и скорость движения
электрона в атоме можно найти
лишь с определенной долей точности

Квантовые представления
Положение электрона
характеризуется вероятностью
пребывания частицы в конкретной
области пространства
 Область наиболее вероятного
пребывания электрона в атоме
называют атомной орбиталью - АО
 Вероятность обнаружения электрона
определяется квадратом волновой

функцией - 2
Вероятностная модель
Орбиталь d
2
z
Уравнение Шредингера уравнение трехмерной волны
h   
 2 ( 2  2  2 )  U  E
8 m x
y
z
2
2
2
2
НΨ = Е·Ψ
В
волновой теории движение эл-на
представ-ся в виде стоячей
волны, для которой характерен
набор колебаний с длинами волн:
, /2, /3, ....... /n; т.е. движение
характеризуется квант. числом - n
Квантовые числа
Уравнение Шредингера - трехмерно.
Соответственно - три набора
квантовых чисел. Каждой
координате свое квантовое число.
 Размер, энергия, форма и
ориентация электронного облака
изменяются в атоме скачками
(квантами)

Главное квантовое число(n)
- 1, 2, 3,…, определяет
энергию электрона в атоме;
n



номер энергетического уровня;
число подуровней данного энергетического
уровня (первый уровень состоит из одного
подуровня, второй – из двух, третий – из
трех и т. д.).
в Периодической системе Д. И. Менделеева
значению главного квантового числа
соответствует номер периода.
Орбитальное квантовое число (l)
харак-ет форму электронного облака
l = 0, 1, 2, 3….n-1
Подуровень:
s, p, d, f, g, h
каждому значению главного квантового числа
n соответствует n значений орбитального
квантового числа l.
Типы и формы атомных
орбиталей
S
Px,Py,Pz
dxz,dxy,dz2
dx2-y2,dyz
 Магнитное
квантовое число
(ml) характеризует
ориентацию электронных
облаков в пространстве
ml меняется от –l до
а всего  =
 Например:
+l,
2l + 1 значений
l = 0 (s); ml = 0
l = 1 (p); ml = 0, +1, -1
 Спиновое
квантовое число (ms)
характеризует собственный
магнитный момент электрона,
который или совпадает с
ориентацией орбитального
момента, или направлен в
противоположную сторону.
 ms имеет значения: +1/2 или -1/2
Атомная орбиталь (АО)
это состояние электрона в атоме,
которое описывается волновой
функцией с набором из трех
квантовых чисел n, l, ml
 Условное изображение АО
 АО обозначают с помощью кв. чисел
Например:

1s (n = 1, l = 0, ml = 0)
2p (n = 2, l = 1, ml = -1, 0, +1)
Закономерности формирования
электронных структур
 Принцип
Паули: в атоме не может
быть двух электронов с
одинаковым набором 4-х кв.чисел
 Правила Гунда: В пределах одного
подуровня электроны
располагаются по орбиталям
таким образом, чтобы их
суммарный спин был
максимальным, т. е. на подуровне
должно быть максимальное число
неспаренных электронов.
Правила Клечковского

Заполнение
подуровней
электронами
происходит
в
последовательности
увеличения
суммы
соответствующих
им
значений главного и орбитального
квантовых чисел.

Если сумма (n + l) для двух
подуровней одинакова , то сначала
эл-ны заполняют АО с меньшим n.
Последовательность
заполнения АО по
правилам Клечковского
1sι 2s2pι 3s3pι 4s3d4pι 5s4d5pι
6s4f5d6pι 7s5f6d7p
Способы изображения
электронных структур
Электронная
формула
Графическая структура
Энергетическая
диаграмма
Примеры электронных
структур
Полная электронная формула
Se -
2
2
6
2
6
2
10
4
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Краткая формула Se Электроно-графическая формула
2
4
4s 4p
Ti
4
3
2
1
S
p
d
емкость
подуровня:
2(2l+1)e
 Максимальная емкость
уровня:
2
2n е
 Maксимальная
Проскок электрона
Пример: z
= 24; Cr
Ожидаемая:
2
2
6
2
6
2
4
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Действительная:
2
2
6
2
6
1
5
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Периодический закон
Свойства
элементов, а также
формы и свойства их
соединений находятся в
периодической зависимости
от заряда ядер их атомов
Причина периодичности
 Определенная
последовательность
формирования электронных
оболочек (принципы и правила
Паули, Хунда, Клечковского)
 Периодическое повторение сходных
электронных слоёв и их усложнение
при увеличении гл. кв. числа:
периоды начинаются s-элементами,
а заканчиваются р-элементами
Короткие периоды
период (n=1):
2
2 элемента (1s )
2
2 период (n=2): (2n )
2
6
8 элементов (2s 2p )
2
3 период (n=3): (2n – 2*5)
2
6
8 элементов (3s 3p )
1
2
(2n )
Длинные периоды
4
период (n=4): (2n2 -2*7)
18 элементов (4s23d104p6)
 5 период (n=5): (2n2 -2(7 + 9) )
18 элементов (5s24d105p6)
 6 период (n=6): (2n2 -2(9 + 11) )
32 элемента (6s24f145d106p6)
 7 период (n=7): (2n2 -2(9 + 11 + 13) )
32 элемента (7s25f146d107p6),
незавершенный
Период
- горизонтальная
последовательность эл-тов,
атомы которых имеют равное
число энергетических
уровней, частично или
полностью заполненных
электронами
Группа
- вертикальная
последовательность
элементов с однотипной
электроной конфигурацией
атомов, равным числом
внешних эл-нов, одинаковой
max валентностью и
похожими химическими
свойствами
Периодичность свойств
элементов
 атомные
и ионные радиусы
 энергия ионизации
 сродство к электрону
 электроотрицательность
 валентность элементов
Периодичность свойств
простых веществ и
соединений
температура плавления и
кипения
 длина химической связи
энергия химической связи
электродные потенциалы
стандартные энтальпии
образования веществ
 энтропии веществ и т.д.
Атомные и ионные радиусы
химических элементов
Орбитальный радиус
атома (иона) – это
расстояние от ядра до
максимума электронной
плотности наиболее
удаленной орбитали этого
атома
Be
2s2
O
N
B
C
2 4
2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s 2p
Li - 2s1
Na- 3s1
K - 4s1
Rb - 5s1
Cs - 6s1
Fr - 7s1
Radii decrease
Радиус
ум-ся
i
n
р
аcr
сe
тa
s
еe
т
Энергия
ионизации атомов
 Энергия
ионизации – это
энергия, необходимая для отрыва
электрона от атома и
превращение атома в
положительно заряженный ион
+
Э – е = Э , Iион [кДж/моль]
Сродство к электрону
 это
энергия, выделяющаяся
или поглощающаяся при
захвате электрона атомом или
энергия, необходимая для
присоединения электрона к
атому:
-
Э+е=Э
, E [кДж/моль]
Периодичность изменения
Энергия ионизации ─ I
Сродство к электрону ─ E
F
Li
неметаллы
E
I
металлы
Cs
I E
At
Электроотрицательность


- свойство атома притягивать электроны от
других атомов, с которыми он образует
химическую связь в соединениях
Период
Группы
1
2
3
4
5
6
7
I
H
2,10
II
Li
0,98
Be
1,50
B
2,00
C
2,50
N
3,07
O
3,50
F
4,00
III
Na
0,93
Mg
1,20
Al
1,60
Si
1,80
P
2,20
S
2,60
Cl
3,00
IV
K
0,91
Ca
1,04
Ga
1,80
Ge
1,80
As
2,10
Se
2,50
Br
2,80
V
Rb
0,89
Sr
0,99
In
1,50
Sn
1,80
Sb
1,80
Te
2,10
J
2,60
Валентность
 Валентность
— способность
атомов химических элементов
образовывать определённое
число химических связей.
 Валентность определяется
электронами внешнего уровня,
поэтому высшая валентность
элементов главных подгрупп
равна номеру группы
Периодические свойства
соединений
 основно-кислотные
свойства оксидов
и гидроксидов:
 в периодах ум-ся основные свойства,
но ув-ся кислотные свойства этих
соединений
 в группах основные свойства ув-ся, а
кислотные ум-ся
Периодичность
кислотно-основных свойств
Группа s-эл-ты
H
d-эл-ты
p-эл-ты
Основ.
Кислотные
Основые оксиды
кисл.-осн. св-ва
оксиды
для
свойства
зависят от с.о.
неметалл
ув-ся
f- эл-ты - преимущественно основные
Кислотно-основные свойства
 с.
о.
MnO
кислотные свойства
Mn2O3
осн. слабо осн.
MnO2
MnO3
амфот.
По периоду: кислотные св-ва оксидов
H2O + Al2O3 = 2HAlO2
H2O + 1/3P2O5 = 2/3H3PO4
H2O + SO3 = H2SO4
Mn2O7
кисл. кисл.
По периоду:
 (-) значения Gрo
 кислотные св-ва оксидов

Na2O + Al2O3 = 2NaAlO2
Goр= -175 kJ
Na2O + SiO2 = Na2SiO3
Goр= -197 kJ
Na2O + 1/3P2O5 = 2/3Na3PO4 Goр= -371 kJ
Na2O + SO3 = Na2SO4
Goр= -522 kJ
Na2O + Cl2O7 = 2NaClO4
Goр= -587kJ
Окислительная
способность
простых веществ и
однотипных соединений:
в периодах увеличивается
в группах уменьшается
Периодичность окислительновосстановительных свойств
простых веществ
H
s–элементы
p-элементы
Металлы,
d-элементыЭл.отрицательность
сильные
Металлы,
и окисл. спос-ть
вос-ли
слаб. вос-ли
увеличивается
(пр., Na
(пр., Fe вос-ся
Ca вос-ся хол. водян.паром)
Галогены H2O до H2
окислители
 Периодическими
являются
многие другие свойства
соединений: энергия хим. связи,
энтальпия, энергия Гиббса
образования и др.
 Место химического элемента в
ПС определяет его свойства и
свойства его многих соединений
Скачать