- •Основы химических знаний судебного эксперта: задачи и упражнения
- •Тема 1. Основные понятия и законы химии
- •Тема 2. Расчеты по уравнениям химических реакций
- •Тема 3. Строение атомов и молекул
- •2. Метод валентных связей (мвс)
- •Практические задания
- •Тема 4. Комплексные соединения
- •Практические задания
- •Тема 5. Химическая кинетика. Химическое равновесие
- •Тема 6. Растворы
- •Тема 7. Растворы электролитов
- •Практические задания
- •Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции
- •Практические задания
- •Приложения
- •Список рекомендуемой литературы
- •Содержание
- •Веколова Виктория Владимировна
Тема 3. Строение атомов и молекул
Теоретический материал:
- модели атома (Томсона, Резерфорда, современная), изотопы;
- строение атома; квантовые числа; принципы заполнения орбиталей электронами;
- периодический закон и структура периодической системы элементов Д.И. Менделеева; s-,p-,d-элементы, их валентные электроны, положение в периодической системе; периодичность изменения свойств элементов и их соединений в периоде и подгруппе;
- свойства химической связи; типы химической связи;
- типы кристаллических решеток и свойства веществ с различным типом кристаллической решетки;
- основы метода валентных связей: понятие валентности, механизмы образования ковалентной связи, σ- и π-связи, гибридизация атомных орбиталей и геометрическая форма молекул и ионов.
СТРОЕНИЕ АТОМА
Состояние электрона в атоме описывается набором четырех квантовых чисел.
Главное квантовое число n характеризует энергию орбитали; может принимать только целые значения: 1; 2; 3…
Орбитальное квантовое число l характеризует форму орбитали и может принимать значения: 0; 1; 2; 3… (n-1). Численным значениям соответствуют буквенные:s,p,d,fи т.д.:
n |
l |
обозначение орбитали |
1 |
0 |
1s |
2 |
0; 1 |
2s, 2p |
3 |
0; 1; 2 |
3s, 3p, 3d |
4 |
0; 1; 2; 3 |
4s, 4p, 4d, 4f |
Магнитное квантовое число ml определяет число орбиталей с данным значением орбитального квантового числа и может принимать значения: 0; ±1; ±2; ±3…± l.
l |
ml |
число орбиталей с заданным l |
0 |
0 |
1 |
1 |
0; ±1 |
3 |
2 |
0; ±1; ±2 |
5 |
3 |
0; ±1; ±2; ±3 |
7 |
Спиновое квантовое число msхарактеризует вращение электрона вокруг собственной оси и принимает значения ±1/2.
Правила заполнения электронных орбиталей:
- Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел. Отсюда следует: два электрона, находящиеся на одной орбитали, имеют противоположные спины.
- Принцип минимума энергии: электроны в атоме сначала заполняют уровни с наименьшим значением главного квантового числа, а в пределах уровня сначала заполняются орбитали с наименьшим значением орбитального квантового числа.
- Правило Хунда:Суммарное спиновое число электронов данного подуровня должно быть максимальным. Следствия:
- на орбиталях данного подуровня размещается сначала по одному, а затем по второму электрону;
- электроны, по одиночке занимающие орбитали данного подуровня, имеют одинаковые спины.
Последовательность заполнения электронных орбиталей: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s…
Правила Клечковского:
1. Уровни и подуровни заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел.
2. Если эта сумма одинакова, сначала заполняются орбитали с меньшим значением главного квантового числа.
ПЛАН характеристики элемента по Периодической системе элементов Д.И. Менделеева:
а) № периода; группа; подгруппа; число энергетических уровней
б) масса атома, число протонов, нейтронов, электронов в атоме
в) к каким элементам относится (s,p,d,f)
г) валентные электроны (s,p,d,f), их число
д) высшая степень окисления
е) металл или неметалл