- •I. Основные понятия и законы химии
- •II. Строение атома
- •1. Ядерная модель атома. Строение атома. Состав атомных ядер. Массовое число. Атомный номер. Нуклид. Изотопы. Явление радиоактивности. Воздействие радиоактивного излучения на живую материю.
- •III. Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева
- •IV. Химическая связь и строение вещества
- •Поскольку в этой молекуле оба атома кислорода равноценны (и, следовательно, равноценны обе связи s—o), свойства молекулы лучше передает графическая формула с делокализованной π-связью:
- •6. Ионная и металлическая связь. Механизм образования ионной связи. Степень ионности связи. Ионные кристаллические решетки. Координационное число иона.
- •9. Молекулярное и немолекулярное строение веществ. Молекулярные, атомные и ионные соединения. Графические и структурные формулы веществ. Газообразное и конденсированное состояния веществ.
- •V. Химическая кинетика и термодинамика
- •VI. Растворы
- •VII. Окислительно-восстановительные реакции (овр)
- •2. Овр внутримолекулярного типа.
- •Электродвижущая сила (эдс) гальванического элемента
- •1. Оценить окислительно-восстановительные свойства веществ.
- •2. Предсказать принципиальную возможность осуществления реакции в указанном направлении.
- •4. Выбрать наиболее вероятную реакцию из нескольких возможных.
- •5. Рассчитать значение константы химического равновесия данной реакции.
- •6. Оценить влияние различных факторов на направление протекания окислительно-восстановительных реакций
- •4 . Коррозия металлов. Основные виды коррозии металлов. Методы защиты металлов от коррозии.
- •VIII. Комплексные соединения
- •IX. Водород и элементы группы viia
- •Простые вещества
- •Водород
- •Галогены и их соединения
- •Бинарные соединения галогенов
- •3. Соединения с другими неметаллами.
- •Многоэлементные соединения галогенов
- •Взаимосвязь важнейших соединений хлора:
- •X. Элементы группы via
- •Взаимосвязь важнейших соединений серы
- •XI. Элементы группы va
- •В заимосвязь важнейших соединений азота:
- •В заимосвязь важнейших соединений фосфора:
- •Хii. Элементы группы IV а
- •В заимосвязь важнейших соединений кремния
- •В заимосвязь важнейших соединений углерода
- •XIII. Металлы
- •Металлы главных подгрупп
- •Взаимосвязь важнейших соединений натрия
- •Взаимосвязь важнейших соединений кальция
- •Взаимосвязь важнейших соединений алюминия
- •4. Подгруппа германия. Общая характеристика элементов. Сопоставление их физических и химических свойств со свойствами углерода и кремния.
- •Переходные металлы
- •Взаимосвязь важнейших соединений хрома
- •Взаимосвязь важнейших соединений марганца
- •Взаимосвязь важнейших соединений железа
- •Взаимосвязь важнейших соединений меди
- •Министерство образования республики Беларусь белорусский государственный университет
- •«Общая и неорганическая химия»
II. Строение атома
1. Ядерная модель атома. Строение атома. Состав атомных ядер. Массовое число. Атомный номер. Нуклид. Изотопы. Явление радиоактивности. Воздействие радиоактивного излучения на живую материю.
1. с. 32-34; 2. с. 55-64; 4. с. 10-12; 5. с. 32-37; 6. с. 32-37; 8. с. 84-86; 11. с. 46-53.
Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов, имеющих общее название нуклоны.
Массовое число (А) равно сумме числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре данного атома.
Главной характеристикой атома является заряд ядра, определяемый числом протонов, содержащихся в ядре.
Химический элемент – это вид атомных частиц с одинаковым положительным зарядом ядра.
Нуклид – вид атомных частиц с одинаковым значением атомного номера (протонного числа) и одинаковым значением массового числа. Например, - нуклид натрия-23.
Изотопы – нуклиды одного и того же химического элемента. Например, (протий - Н), (дейтерий - D), (тритий - T) - изотопы водорода.
Радиоактивность – самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц (α-частиц, β–-частиц, β+-частиц, –нейтрино, ̃–антинейтрино и др.).
Основными типами радиоактивных превращений являются:
α-распад, при котором образуется α-частица, представляющая собой ядро атома гелия – :
→ + ;
β-распад (известны два его вида):
а) электронный, за счет ядерного процесса превращения нейтрона ( ) в протон ( ), электрон и антинейтрино (̃):
→ + β– + ̃;
б) позитронный, за счет ядерного процесса превращения протона ( ) в нейтрон ( ), позитрон (β+) и нейтрино ():
→ + β+ + ;
Электронный захват, осуществляющийся за счет ядерного процесса захвата протоном ( ) ядра электрона (e–) из электронной оболочки атома с образованием нейтрона ( ) и нейтрино ():
+ → + + .
2. Строение электронных оболочек атомов. Волновые свойства материальных частиц. Двойственная природа электрона. Принцип неопределенности. Движение электрона в атоме водорода. Понятие об электронном облаке. Волновая функция. Атомная орбиталь. Электронная плотность. Радиальное распределение электронной плотности около ядра атома водорода.
Квантовые числа как характеристики состояния электрона в атоме. Энергия и форма электронного облака. Ориентация облака. Спин электрона.
1. с. 34-38; 2. с. 64-81; 4. с. 21-30; 5. с. 37-45; 6. с. 37-45; 8. с. 86-97; 11. с. 50-59.
Согласно квантово-механическим представлениям любому материальному объекту присуща двойственность (дуализм) – частица-волна, т.е. объект обладает как корпускулярными свойствами (т.е. свойствами частицы), так волновыми свойствами (т.е. свойствами волнового процесса). Эта двойственность тем сильнее проявляется, чем меньше размеры частиц.
Электрон в атоме можно рассматривать и как частицу, и как волновой процесс.
Принцип неопределенности Гейзенберга – для микрочастиц невозможно сколь угодно точно одновременно определить координаты и импульс. Поэтому для описания движения электрона в атоме используют вероятностный подход (т.е. задают не положение и скорость электрона в каждой точке пространства, а вероятность его обнаружения в этой точке или элементе объема).
Движение электрона в атоме описывается волновой функцией (), зависящей от координат, квадрат которой пропорционален вероятности обнаружить электрон в заданной точке пространства (2 - плотность вероятности или электронная плотность. Произведение 2ΔV представляет собой вероятность нахождения электрона в элементарном объеме (ΔV) простраства.
Под электронным облаком обычно понимают область околоядерного пространства, в котором вероятность обнаружить электрон составляет 90%. Эту область пространства часто называют орбиталью.
Волновая функция, описывающая поведение электрона в атоме, зависит от ряда параметров, называемых квантовыми числами и принимающих вполне определенные дискретные значения.
Главное квантовое число (n) – определяет основной запас энергии электрона, т.е. степень его удаления от ядра, или размер электронного облака (орбитали). Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число (l) – определяет пространственную форму электронного облака. Магнитное квантовое число (ml) – характеризует ориентацию электронного облака в пространстве. Спиновое квантовое число (ms) – характеризует собственный момент количества движения электрона.
3. Понятия: энергетический уровень (слой), электронная оболочка, подуровень (подслой), электронная орбиталь. Взаимное расположение уровней и подуровней (графическое изображение). Понятие об эффективном заряде ядра.
1. с. 36-37; 2. с. 89-93; 4. с. 30-38; 8. с. 97-101; 11. с. 82.
Энергетический уровень (слой, оболочка) – совокупность электронных состояний, имеющих одинаковое значение главного квантового числа n. При n=1 имеем первый энергетический уровень, при n = 2 - второй и т.д. Энергетические уровни принято обозначать заглавными буквами K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4) и т.д.
Энергетический подуровень (подслой) - совокупность энергетических состояний с заданными значениями главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел. Например, 2p подуровень (n = 2, l = 1), 4s подуровень (n = 4, l = 0), 5d подуровень (n = 5, l = 2).
Заполнение электронами начинается с подуровня, имеющего минимальную энергию (1s-подуровень), а затем по мере возрастания энергии подуровня.
Правило Клечковского - электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантового чисел (n+l); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа (n).
Орбиталь |
1s |
2s |
2p |
3s |
3p |
3d |
4s |
4p |
4d |
4f |
5s |
5p |
5d |
5f |
Сумма (n+l) |
1 |
2 |
3 |
3 |
4 |
5 |
4 |
5 |
6 |
7 |
5 |
6 |
7 |
8 |
В порядке увеличения энергии подуровни располагаются в следующий ряд: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p и т.д. Заполнение подуровней электронами осуществляется с самого низшего по энергии, а затем заполняются подуровни в указанной последовательности.
Состояние электрона, характеризующееся набором определенных значений трех квантовых чисел - главного (n), орбитального (l) и магнитного (ml) - называется атомной электронной орбиталью. Орбиталь характеризуется определенной энергией или размерами (определяемой главным квантовым числом), формой или симметрией (определяемой орбитальным квантовым числом) и ориентацией в пространстве (определяемой магнитным квантовым числом). Например, для орбитали 3рх n = 3, l = 1 и ml =–1, для орбитали 4dxy n = 4, l = 2 и ml = –2.
Заряд, который действует на внешние электроны (Zэфф), меньше реального заряда ядра (Z) на величину суммарного отрицательного заряда, создаваемого внутренними электронами (σ): Zэфф. = Z - σ. Величина Zэфф. зависит как от числа внутренних электронов, так и от характера самой атомной орбитали, на которой находится рассматриваемый электрон.
4. Принцип Паули. Правило Хунда. Порядок заполнения электронами орбиталей в атомах периодической системы. Понятиz «электронная конфигурация», «структура электронной оболочки», «квантовая ячейка».
1. с. 38-40; 2. с. 83-94; 4. с. 30-38; 5. с. 45-53; 6. с. 45-53; 8. с. 97-102; 11. с. 82-96.
Принцип Паули - в атоме не может быть двух электронов, у которых набор всех четырех квантовых чисел был бы одинаков. Следовательно, на одной орбитали может разместиться только два электрона у которых три квантовых числа одинаковы, а четвертое – спиновое – различается.
Максимальное число электронов, которое может разместиться на энергетическом уровне (т.е. максимальная емкость энергетического уровня), имеющем значение главного квантового числа n, равно 2n2. Например, на третьем энергетическом уровне (n = 3) максимально может находиться 2n2 = 2·32 = 18 электронов, на пятом энергетическом уровне (n=5) максимально может находиться 2n2 = 2·52 = 50 электронов.
Правило Хунда - в пределах энергетического подуровня электроны заполняют орбитали так, чтобы их суммарный спин был максимальным.
Распределение электронов в атоме, находящемся в основном, т.е. в невозбужденном состоянии, (его электронная конфигурация) определяется зарядом ядра и соответствует принципу минимальной энергии: наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии. Это означает, что в пределах одного подуровня электроны сначала заполняют все свободные орбитали, а затем на орбиталь добавляется по второму электрону.
Электронная конфигурация атома записывается в виде формулы, в которой для каждого энергетического подуровня указывается число электронов. Например, электронную конфигурацию атома натрия можно представить следующим образом: 1s22s22p63s1. Из формулы следует, что в атоме натрия на подуровне 1s находится 2 электрона (1s2), на подуровне 2s также два электрона (2s2), на подуровне 2р - 6 электронов (2p6), а на подуровне 3s - 1 электрон (3s1). Всего в атоме натрия содержится (2+2+6+1)=11 электронов.