Коллоквиум. Атом. Химическая связь. Комплексные соединения.

1. История развития представлений о структуре атома. Теории Ломоносова и Дальтона. Модели атомов Томсона, Резерфорда, Бора.

Об атомах задумывались еще древние греки. В 18 веке Ломоносов сформулировал КОРПУСКУЛЯРНУЮ ТЕОРИЮ ст-ния в-ва. Открытие фун-х законов позволило вывест важнейшиии хим понятия, которые легли в основу анато-но мол-ного учения окогчательно признанного 1860 году.

Основ положения ат-ного учения:

1)Существуют вещества с мол-ным и немол-м ст-нием

2)Между мол-ми имеются промежутки ,размеы которых зависят от тем и агр сост.

3)мол

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2.

В 1924 году французский физик Луи де Бройль высказал гипотезу о том, что установленный ранее для фотонов корпускулярно-волновой дуализм присущ всем частицам — электронам, протонам, атомам и так далее, причём количественные соотношения между волновыми и корпускулярными свойствами частиц те же, что и для фотонов.

3.

Правило n + l, или правило Клечковского. Энергия электрона в атоме определяется значениями главного n и побочного l квантовых чисел, поэтому сначала заполняются электронами те энергетические уровни и подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n + l минимальна. Если для двух подуровней одного или разных уровней суммы n + l равны, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением n.

Правило Гунда: Суммарный спин электронов на подуровне должен быть максимален, т.е. электроны на подуровне стремятся занять максимальное число свободных квантовых состояний.

Число неспор. электронов или свободных квантовых состояний определяется валентностью атома. В пределах электронного уровня электроны могут исходить с подуровня на подуровень.

s2р2=s1р3.

Валентность2 – валентность 4.

Принцип Паули.(на однлй молекулярной орбитале не может быть больше двух электр с антипаоралельными спинами). Закономерность заполнения электронных оболочек атомов определяется принципом запрета, установленным в 1925 г швейцарским физиком Паули (принцип Паули): Заполнение атомных орбиталей внутри одного энергетического подуровня происходит в соответствии с правилом, сформулированным немецким физиком Ф. Хундом (1927г) (правило Хунда):При данном значении квантового числа l (т.е. в пределах одного подуровня) в основном состоянии электроны располагаются таким образом, что значение суммарного спина атома максимально. Это означает, что на подуровне должно быть максимально возможное число неспаренных  электронов.  4. Связь электронного строения атома и его валентными возможностей с положением элемента в ПСХЭ

Вале́нтность— способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связейс атомами других элементов. В соединениях, образованных при помощи ионных связей, валентность атомов определяется числом присоединённых или отданных электронов. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся обобществленных электронных пар.

Семиполярные и донорно-акцепторные (дативные) связи по своей сути являются «двойными» связями, поскольку при их образовании происходят оба процесса: перенос электрона (образование ионной связи) и обобществление электронов (образование ковалентной связи).

В квантовой химии вместо понятия валентности применяется более глубокое и широкое понятие реакционной способности атома^[3].

Постоянная валентность:H, F, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag — I./Be, Mg, Ca, Ba, Zn, Ra, Cd, Sr, О — II./Al, B — III./Si — IV.

Переменная валентность:: Cu, Hg — I и II./Fe, Co, Ni — II и III./C, Sn, Pb — II и IV./P — III и V./Cr — II, III и VI./S — II, IV и VI./Mn — II, III, IV, VI и VII./N — 2, 3, 4, 5./Cl — 1, 4, 6, 7.

Известное из многих учебников утверждение: «Максимальная валентность элемента определяется номером группы в таблице Менделеева» следует понимать так: «Максимальная степень окисления элемента определяется номером группы в таблице Менделеева». В приведенном выше списке в большинстве случаев валентность подменяется степенью окисления. Например, катионы щелочных металлов в комплексах скраун-эфирами проявляют валентность, намного превышающую их степень окисления.