1. История представления об атомах. Состав и строение атома.

Ученье Демокрита: Мир - как система атомов в пустоте. Атомы - вечные, неделимые и неизменные.

Модель атома Дальтона: Утверждал, что каждому химическому элементу соответствует свой атом. Эта идея лежит в основе всей современной химии. Он так же считал что атомы неделимы.

Модель атома Томсона: в 1897 году был открыт электрон, то есть его взвесели. Томсон опубликовал статью, в которой обосновал существование электрона (карпускулы). Карпускула - это мельчайшая частица материи или эфира. В 1903 году Томсон предложил первую модель: шар из положительно заряженного вещества, в котором вкраплены отрицательно заряженные электроны. (булочка с изюмом). Он предположил, что карпускулы распространены неравномерно и стремятся занять место в центре. В 1904 году он усовершенствовал свою модель и в ней электроны уже образовывали кольца вокруг центра, причем каждое кольцо содержит определенное количество электронов.

Модель атома Резерфорда: (планетарная). Он разложил радиоактивные излучения на альфа бета и гамма лучи. В 1900 открыл иммонацию тория. Иммонация- истечение чего-либу откуда-либо. Иммонация тория- газ форон. Доказал, что есть ядро в центре атома.

Модель атома Бора: Предположил, что в мире не действуют законы макро мира. Квант, фотон - одна порция электромагнитного излучения которое электроны могут поглатить или испустить.

Состав атома: Атом- это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электронного облака.Исторически первой открытой частицей был электрон. В 1897 Томсон в опытах с катодными лучами. Резерфорд, пропуская альфа частицы обнаружил среди частиц протоны. Нейтрон открыт Чедвиком при взаимодействии альфа-частиц с бериллием в 1932.

2. Квантово-механическая модель строения атома.

Эта модель разработана благодоря работам Деброиля, Гейзенберга, Ихледенгером. Луи Деброиль обосновывает концепцию корпускулярно волнового дуализма:любой объект материального мира ведет себя, как частица и как волна. Уравнение Де Броиля: l=h\(mv). Он делает вывод что электроны хоть и являются частицей, но ведет себя и как волна. Гейзенбург- формирует принцип неопределенности: волновые свойства электрона вносят существенное ограничение в его изучение: невозможно одновременно точно определить место нахождения и импульс электрона. Шреденгер -рассматривает электроны, как трехмерную стоячую волну. Движение электрона описывает волновой функцией. Квадрат волн функции- характеризуется вероятностью нахождения электрона в точке около ядерного пространста. Решение уравнения Шреденгера связано с большими математическими трудностями, оно точно решено для одноэлектронных систем? Водорода, гелия, лития.

3. Свойства атомов химических элементов.

Главное квантовое число nпринимает значения от одного до бесконечности, реально не больше семи. Оно определяет запас энергии электрона. Число подуровней.

Энергетических уровень- совокупность электронов с близкими значениями энергии. Орбитальное квантовое число . от -1 до 2. Характеризует форму атомной орбитали. Атомная орбиталь- область около ядерного пространства, где с наибольшей вероятностью находится электрон. Электроны с одинаковыми значениями объединяют в энергетические подуровни. M-квантовое магнитное число. Указывает расположение атомной орбитали в пространстве. Для полной характеристики электрона введено спиновое квантовое число: Ms-характеризует собстенный момент вращения электрона. 1,5 и -1,5. Правило запрета Паули- в пределах одной квантовой системы, в данном квантовом состоянии, может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя ы одним квантовым числом. Принцип наименьшей энергии- максимальная утойчивость атома соответствует максимуму его полной энергии. Правило хунда-в пределах одного подуровня элекроны распространяются, сначала каждый в отдельной ячейке, зачем, когда все ячейки одного подуровня заняты, начинается уплотнение электронов вновь поступившими, тоесть спаривание. Проскок электрона-переход электрона на предыдущий подуровень. В атомах таких электронов по одному электрону на 4S подуровнях, это связано с тем, что прошел проскок электрона на 3д подуровень.

4. Периодический закон и периодическая система химических элементов Менделеева.

Особенности электронного строения атомов определяются закономерностями в изменении свойств электронов в пс, такие свойства как радиус атома, энергия ионизации, сродство к электрону, электро отрицательность. В первую очередь зависят от строения наружных электронных оболочек. Свободный атом не имеет четкой границы, в следствии волновых свойств электрона и само понятие размера атома довольно условно. В ПС все элементы составляют 7 периодов(рядов), 8 групп (колонок). Химические элементы находящиеся в одной группе имеют одинаковое число валентных электронов -у них сходные химические свойства. У химических электронов главных подгрупп число валентных электронов ровно номеру группы. Порядковый номер соответствует заряду ядра, номер периода соответствует числу электронных уровней атома. Все элементы распределяются в ПС в порядке возраствния атомной массы, атомный номер электрона соответствует числу протонов в его ядре.

5. Ковалентная связь и ее объяснения с позиции метода ВС.

Ковалентная связь — химическая связь, образованная перекрытием пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.

В основе метода ВС лежат следующие положения:

Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

6.Свойства ковалентной связи. Геометрия и полярность молекул.

Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные (неполярные — двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H₂, Cl₂, N₂) и электронные облака каждого атома распределяются симметрично относительно этих атомов; полярные — двухатомная молекула состоит из атомов разных химических элементов, и общее электронное облако смещается в сторону одного из атомов, образуя тем самым асимметрию распределения электрического заряда в молекуле, порождая дипольный момент молекулы).

7.Ковалентная связь и ее объяснения с позиции метода мо.

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.

В основе метода ВС лежат следующие положения

Метод МО: молек. рассматривается как единое целое, кажд. е принадлежит молекуле в целом и движется в поле всех ее ядер и электронов; состояние iго электрона описывается одноэл-й волновой функцией , характеризуемой определенным набором квантовых чисел; квадрат модуля волновой функции определяет плотность е облака; полное описание состояния е хар-ет молекулярная спин-орбиталь, выражаемая произведением МО и спиновой функции ψS; каждой МО соотв. опред. энергия, кот. слагается из кин. Е е, пот Е притяжения е ко всем ядрам и усредненной пот Е отталкивания данного е от всех остальных е; совокупность МО, называемая Эл. конфигурацией молекулы, строится на основе фундаментальных положений квантовой механики

8. Ионная химическая связь. Ионные кристаллы.

Ионная химическая связь- электронная сила которая связывает ионы в кристаллическую решетку. Такая связь образуется между типичными металлами. Полное смещение электронной плотности к более отрицательному атому. Ио́нные криста́ллы представляют собой кристаллы, состоящие из ионов, связанных между собой электростатическим притяжением. Примерами таких кристаллов являются галогениды щелочных металлов, в том числе фторид калия, хлорид калия, бромид калия, иодид калия, фторид натрия и другие комбинации ионов натрия, цезия, рубидияи лития с ионами фтора, брома, хлора и иода.

9. Металлическая связь. Металлические кристаллы.

Металлическая связь — химическая связь, которая обусловлена взаимодействием положительных ионов металлов, составляющих кристаллическую решётку, с электронным газом из валентных электронов. В узлах кристаллической решётки расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа, движутся валентные электроны, происходящие из атомов металлов от атомов при образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента, удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть. Силы связи не локализованы и не направлены. Поэтому в большинстве случаев проявляются высокие координационные числа. Кристаллы - твёрдые тела, в которых атомы расположены закономерно, образуя трёхмерно-периодическую пространственную укладку —кристаллическую решётку.