- •Цель и задачи курса
- •Содержание курса и рабочая программа
- •Выполнение контрольной работы
- •Требования к оформлению контрольной работы:
- •Лабораторный практикум
- •Методические указания.
- •Основные понятии и определения [ 1 ] Введение, § 3
- •Раздел 1. Основы химической термодинамики [ 1 ] Глава 5
- •1.1. Основные понятия и определения
- •1.2. Характеристики термодинамической системы
- •1.3. Первое начало термодинамики. Энтальпия.
- •1.4. Теплота (тепловой эффект) реакции. Закон Гесса.
- •1.5. Второе начало термодинамики. Энтропия.
- •1.6. Возможность, направление и предел самопроизвольного протекания процесса
- •Раздел 2. Основы химической кинетики и равновесия. [ 1 ], Глава 6,7
- •Химическая кинетика.
- •2.2. Химическое равновесие
- •Раздел 3. Растворы [ 1 ] Глава 8
- •3.1 Равновесия в водных растворах электролитов.
- •Водородный показатель.
- •Реакция нейтрализации
- •Гидролиз солей
- •Раздел 4. Строение атома и учение о периодичности свойств химических элементов и соединений. [ 1 ] Главы 1,2
- •Основы современных представлений о строении атома
- •Построение периодической системы элементов и периодический закон
- •Валентные возможности элементов
- •Раздел 5. Основы электрохимии. Окислительно-восстановительные реакции. [ 1 ] Главы 9,10
- •Основные понятия, определения и соотношения
- •Составление уравнений реакций окисления-восстановления
- •Коррозия металлов.
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
- •Задачи 2.10-2.19
- •Задачи 3.30-3.39
- •Задачи 4.10-4.19.
- •Задачи5.20-5.29.
- •Приложения термодинамические свойства веществ в стандартном состоянии
Раздел 4. Строение атома и учение о периодичности свойств химических элементов и соединений. [ 1 ] Главы 1,2
Основы современных представлений о строении атома
Согласно современным представлениям, периодичность изменения свойств элементов обусловлена периодичностью изменения в строении электронной оболочки атомов. Движение электронов, как и других элементарных частиц, не может быть описано при помощи законов классической механики. Современная модель состояния электрона в атоме базируется на квантовомеханическом подходе, основные представления которого следующие.
1.Гипотеза Де-Бройля, по которой материальная частица (например, электрон) способна проявлять как свойства частиц, так и свойства волн: подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; движущийся поток электронов проявляет волновые свойства, например, при дифракции на атомных решетках.
Принцип неопределенности Гейзенберга, который заключается в том, что невозможно со сколь угодно большой точностью одновременно определить координату и скорость (или импульс) электрона. Причем это ограничение является принципиальным, то есть не зависит от точности измерительных приборов. Поскольку движение электрона носит волновой характер, он может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называется орбиталью.
В современной модели атома состояние в нем электрона описывается квантовыми числами.
(Главное квантовое число η определяет полную энергию электрона или энергетический уровень. Главное квантовое число принимает значения целых чисел
n= 1,2,3,...,n.
2.0рбитальное (или побочное) квантовое число I. Принимает все значения натурального ряда чисел от 0 до (n-1), т.е. всего nзначений. Орбитальное квантовое число описывает момент количества движения электрона или энергетический подуровень. Таким образом, каждый энергетический уровень в атоме (п) имеет η разрешенных подуровней. В соответствии с существующей терминологией электроны, охарактеризованные значением I=0, принято называть S - электронами; I=1-p - электронами; I=2-d - электронами; I=3-f- электронами. Элементов с заполненными электронами подуровнями больше чем f в настоящее время еще не известно.
3.Магнитное квантовое число т. Характеризует проекцию момента количества движения электрона, на направление внешнего магнитного поля. Каждому значению орбитального квантового числа I соответствует (2I+1) значений магнитного квантового числа I, которое может быть равным нулю и принимать значения положительных и отрицательных целых чисел в интервале от 0 до ±1.
Набор из квантовых чисел (n, 1, m) описывает одну электронную орбиталь, которую в химии принято обозначать знаком □. При этом количество орбиталей на данном энергетическом подуровне определяется числом значений, которые может принимать магнитное квантовое число (m). Энергетический подуровень можно описать, задавая значения nи I: так, запись 3d означает орбиталь с n=3 и I=2, а 3d- электрон означает электрон, занимающий в атоме 3d-орбиталь.
Кроме характеристик (n, m, I) каждый электрон в атоме имеет собственное значение еще одного квантового числа, называемое спиновым или просто спином. Для электрона значение спина может быть равно S=±I/2.
Подобно любой системе, атомы стремятся к минимуму энергии. Это достигается при определенном распределении электронов по орбиталям (электронной конфигурации), которое можно оценить, применяя следующие закономерности квантовой механики:
Принцип Паули(принцип запрета) - в атоме не может быть электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Так, атомная орбиталь, характеризующаяся набором квантовых чиселn, I,m, может быть заполнена не более чем двумяэлектронами со значениямиS+I/2 и -I/2. Графически это изображается следующим образом: ↓↑ , где электроны показаны стрелками с противоположными направлениями и носят название электронов с антипараллельными спинами.
Принцип наименьшей энергиисостоит в том, что электроны в атоме заполняют атомные орбитали таким образом, чтобы их суммарная энергия была наименьшей. Так как энергия электрона характеризуется в основном значениями главногоnи орбитальногоIквантовых чисел, то в первую очередь заполняются подуровни с меньшими значениями суммыn+I. Если для двух подуровней эти суммы равны, то сначала идет заполнение подуровня с меньшим значениемn.(Iи II правила Клечковского).
3.Правило Гунда- при заполнении подуровня электроны занимают энергетические состояния таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален.