- •Модели атомов
- •Строение
- •Двойственная природа электрона
- •Принцип Паули
- •Правило Гунда
- •Многоэлектронные атомы
- •Изменение свойств атомов по периодам и группам псэ
- •Ковалентная связь. Метод валентных связей
- •Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность и поляризуемость.
- •3) По заряду внутренней сферы.
- •Природа химической связи в комплексных соединениях
- •Природа водородной связи
- •Свойства
- •Водородная связь в нуклеиновых кислотах и белках
- •Водородная связь в полимерах
- •1) Методы титриметрии:
- •Названия полимеров
- •Полимеризация и поликонденсация
- •Реакции в цепях полимеров
- •50.51.52.53. Основы химической термодинамики. Термохимия
- •II закон термодинамики имеет ясный физический смысл только тогда, когда его применяют к любой ограниченной системе.
- •3.2.2. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов
- •3.2.4. Механизмы химических реакций
- •Осмотический закон Вант-Гоффа.
- •Коллоидные растворы.
- •Применение гальванических элементов. Понятие эдс.
- •Классификация электродов.
- •Электрохимические источники тока.
- •Устройство и принцип действия, применение щелочных аккумуляторов.
- •70. Коррозия металлов.
- •Типы коррозии.
- •Механизмы коррозионных разрушений.
- •Виды электрохимической коррозии металлов с водородной и кислородной деполяризацией катода.
- •Методы защиты металлов от коррозии.
Двойственная природа электрона
Подтвержденная экспериментально в 1927 г. двойственная природа электрона, обладающего свойствами не только частицы, но и волны, побудила ученых к созданию новой теории строения атома, учитывающей оба этих свойства. Современная теория строения атома опирается на квантовую механику.
Двойственность свойств электрона проявляется в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет определенную массу покоя), а с другой - его движение напоминает волну и может быть описано определенной амплитудой, длиной волны, частотой колебаний и др. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определенной траектории движения электрона - можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства.
Следовательно, под электронной орбитой следует понимать не определенную линию перемещения электрона, а некоторую часть пространства вокруг ядра, в пределах которого вероятность пребывания электрона наибольшая. Иными словами электронная орбита не характеризует последовательность перемещения электрона от точки к точке, а определяется вероятностью нахождения электрона на определенном расстоянии от ядра.
Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.
Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .)
Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,
l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),
l = 2 – d-орбиталями (5 типов),
l = 3 – f-орбиталями (7 типов).
Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа р-АО: рx, рy, рz.
Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: и .
Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция в сферически симметричном электрическом поле атомного ядра, задающаяся главным n, орбитальным l и магнитным m квантовыми числами.
Название «орбиталь» (а не орбита) отражает геометрическое представление о стационарных состояниях электрона в атоме; такое особое название отражает тот факт, что состояния электрона в атоме описывается законами квантовой механики и отличается от классического движения по траектории. Совокупность атомных орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n составляют одну электронную оболочку.