Билет 15.

1 Периодич.Закон д. И. Менделеева

— фундаментальный з-н природы, открытый  Менделеевым в 1869 г при сопост-нии св-в известных в то время хим эл-тов и величин их атомных масс. Периодич з-н был сформулирован Менделеевым в след виде :  «св-ва прост тел, а также формы и св-ва соед-ний эл-тов, а потому и св-ва образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодич завис-ти от их атомного веса». Периодич система эл-тов в свете теории строения атомов.Учение о строении атомов вскрыло глубокий физич смысл периодич з-на. Оказалось, главной харак-кой атома явл не атомная масса, а заряд ядра. Он определяет число элек-нов в оболочке атома, ее строение, и тем самым все св-ва эл-та и его положение в периодич сис-ме. Поэтому, совр формул-ка периодич з-на Менделеева такова:«св-ва хим эл-тов, а также формы и св-ва соед-й эл-тов находятся в периодич завис-ти от заряда ядра атомов эл-тов или период-ки повтор-хся сходных электронных структур».Теория строения атомов объясняет периодич измен-ие св-в эл-тов. Возрастание заряда ядра от 1 до 110 приводит к периодич повторению строения электронных оболочек. А поскольку от них зависят химич св-ва эл-тов, то они периодически повтор-ся. В этом физич смысл периодич з-на. Графич выраж-ем периодич з-на явл периодич сис-ма. 1ый вариант сис-мы эл-тов имел длинную форму, т.е. в ней периоды располагались одной строкой. Короткая форма была опубликована в 1870 г. В этом варианте периоды разбиваются на ряды, группы – на подгруппы (А ‑ главную, В – побочную). В наст вр известно более 500 вариантов графич изобр-ния периодич сис-мы. Наилучшие из них – варианты, предложенные Д.И.Менделеевым. В периодич сис-ме 7 периодов. 1, 2, 3 – малые периоды, 4,5,6,7 – большие, 7 – незавершенный. Эл-ты 2 и 3 периодов Менделеев назвал типическими. Их св-ва закономерно измен-ся от типичного металла до инертного эл-та. Период – это ряд эл-тов, в атомах кот происх-ит заполнение одинакового числа элект-ных уровней.В сис-ме имеется 8 групп. В группы объединяют эл-ты с одинаковым числом электронов на внешнем уровне. Номер группы опред-ет валентность эл-та, а также высшую степень окис-ния эл-та. В подгруппе располаг-ся эл-ты – аналоги. В глав подгруппу входят эл-ты больших и малых периодов, вал-ные электроны кот располаг-ся на внешнем энергетич уровне, а побочная подгруппа объед-т эл-ты, валентные электроны кот наход-ся на внешн и предвнешн  энергетич-ком уровне.Периодич св-ва химич эл-тов.В принципе, св-ва хим эл-та объед-ют все без исключ-ия его харак-ки в сост свободных атомов или ионов, гидратированных или сольватированных, в сост прост в-ва, а также формы и св-ва образуемых им многочисл-ых соедин-ий. Но обычно под св-вами хим эл-та подразумевают, во-первых, св-ва его свобод-х атомов и, во-вторых, св-ва прост в-ва. Больш-во этих св-в проявляет явную периодич завис-ть от атомных номеров хим эл-ов. Среди этих св-в наиболее важными, имеющими особое значение при объяснении или предсказании хим поведения эл-тов и образуемых ими соед-ний явл: энергия ионизации атомов; энергия сродства атомов к электрону;электроотрицательность; атомные радиусы; энергия атомизации прост вещ-в степени окис-ния; окислит-ные потенциалы прост вещ-в. Энергетич характ-ки атомов . Энергия ионизации.Эн, необходимая для удаления одного моля элект-ов от одного моля атомов какого либо эл-та, назыв-ся первой эн-ей ионизации.В рез-те ионизации атомы превращся в положит-но заряж ионы. Энергию ионизации выражают в кДж/моль, либо в эВ.Эта энергия характер-ет восстан-ную способ-ть элем-та. Она возрастает в периоде слева направо и в группе снизу вверх, что обусловлено увелич-ем размеров атомов и расстояния внешних подуровней от ядра. Наим-шие знач эн-гии ионизации имеют щелочные эл-ты, наход-ся в начале периода, наибол-ми знач-ями энергии ионизации характ-ся благородные газы, наход-ся в конце периода. Срод-во к электрону энергетич эффект присоед-ия моля электр-ов к молю нейтральных атомов.Единицы измерения кДж/моль или эВ. Наиб-шие знач сродства к электрону имеют галогены фтор, кислород, сера. В периоде слева направо она увелич-ся, а в группе снизу вверх растет.Электроотрицательность (ЭО): харак-ка способ-ти атомов притягивать к себе электроны .Она зависит от типа соед-ний, валентного сост эл-та.Сущ-ет несколько шкал ЭО. Согласно Р.Малликену, ЭО равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Наименьшие значения ЭО имеют s-элементы 1 группы, наибольшие значения – p-элементы 7 и 6 групп. Многоэлектронные атомы. В атоме водорода электрон находится в силовом поле, кот создается только ядром. В многоэл-ных атомах на каждый электрон действует не только ядро, но и все остальные электроны. При этом электронные облака отдельных электронов как бы слив-ся в одно общее многоэлектр-ное облако. Точное решение ур-ния Шредингера для таких сложных систем связано с большими затруднениями и, как правило, недостижимо. Поэтому состояние электронов в сложных атомах и в молекулах определяют путем приближенного решения уравнения Шредингера.Точное решение уравнения Шредингера удается найти лишь в редких случаях, например, для атома водорода и гипотетических одноэлектронных ионов, таких как He⁺, Li²⁺, Be³⁺. Атом следующего за водородом элемента - гелия - состоит из ядра и двух электронов, каждый из которых притягивается к обоим ядрам и отталкивается от другого электрона. Уже в этом случае волновое уравнение не имеет точного решения.Поэтому большое значение имеют различные приближенные методы. С помощью таких методов удалось установить электронное строение атомов всех известных элементов. Эти расчеты показывают, что орбитали в многоэлектронных атомах не сильно отличаются от орбиталей атома водорода (эти орбитали называют водородоподобными). Главное отличие - некоторая сжатость орбиталей из-за большего заряда ядра. Кроме того, для многоэлектронных атомов найдено, что для каждого энергетического уровня (при данном значении главного квантового числа n) происходит расщепление на подуровни. Энергия электрона зависит уже не только от n, но и от орбитального квантового числа l. Она увеличивается в ряду s-,p-, d-, f-орбиталей . Для высоких энергетических уровней различия в энергиях подуровней достаточно велики, так что один уровень может проникать в другой, например 6s < 5d4f < 6p.Заселение атомных орбиталей для многоэлектронного атома в основном (то есть энергетически наиболее выгодном) состоянии происходит в соответствии с определенными правилами. Принцип минимума энергии Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду: 1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d...Атом водорода имеет один электрон, который может находиться на любой орбитали. Однако, в основном состоянии он должен занимать 1s-орбиталь, имеющую самую низкую энергию.В атоме калия последний девятнадцатый электрон может заселить либо 3d-, либо 4s-орбиталь. В соответствии с принципом минимума энергии, электрон занимает 4s-орбиталь, что подтверждается экспериментом.Принцип Паули.Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами (n, l, m_l, m_s).

Правило Гунда. Правило Гунда (Хунда) определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Гундом (Хундом) в 1927 г. на основе анализа атомных спектров. Согласно правилу Гунда, заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным.