7.Квантово механическая модель атома водорода и многоэлектронных атомов. Порядок заполнения электронов по уровням и подуровням. Правила Гунда и Клечковского. Запрет Паули.
Квантово механическую модель атома водорода описывает уравнение Шрейдингера:
Уравнение Шрейдингера постулат. Ни одно из следствий этого уравнения не противоречит экспериментальным данным. Это уравнение точно решатся только для системы электрон ядро (атом водорода H 1s1). И имеет примерное решение для более сложных систем. Для таких систем учитывается взаимодействие электронов между собой, т.к. внешние электроны притягиваются к ядру, но при этом отталкиваются другими электронами. Таким образом внешние электроны как бы экранизируют ядро, делая его заряд экранизированным. Экранировка внутренних электронов сильно сказывается на d уровне, в меньшей степени на p и практически не сказывается на S уровне.
Существует 3 правила, позволяющие записать электроны по уровням и подуровням:
Правило Клечковского: Последовательность размещения электронов по атомным орбиталям в невозбужденном состоянии атома должна отвечать наибольшей связи их с ядром, то есть электрон должен обладать минимальной энергией.
1)т.к энергия электрона определяется значениями n и l, то сначала заполняется те подуровни и уровни, для которых сумма n+l минимальна.
4s=(n+l) = 4+0=4
3d=(n+l)=3+2=5 следовательно сперва будет заполняться s орбиталь.
2)Если для 2-х орбиталей значение n+l равны, то сначала заполняется орбиталь с меньшим n.
Правило Гунда: В пределах подуровня электроны заполняют максимальное число орбиталей. т.е. суммарный спин максимален.
Запрет Паули: В атоме или молекуле не может быть 2-х электронов с одинаковыми значениями всех 4-х квантовых чисел, то есть хотя бы спиновое квантовое число должно отличаться(спин он как бы показывает в какую сторону движется электрон по орбитали ↑ или ↓).
8.Переодический закон Д.И.Менделеева в свете современных представлений о строении атома. S P D элементы. Металлические и неметаллические свойства. Сравнить кислотно-основные и окислительно-востановительные свойства элементов 1 и 5 групп.
Периодический закон Д.И.Менделеева: Менделеев сформулировал периодический закон в виде следующих основных положений:
Элементы расположенные по величине атомного веса, представляют явственную периодичность свойств.
Должно ожидать открытия еще много неизвестных простых тел, сходных с Al и Si элементов, с атомным весом весом 65 – 75 а.е.м.
Величина атомного веса элемента иногда может быть исправлена, зная его аналоги.
Некоторые аналоги элементов открываются по величине веса их атомов.
Металлические свойства атома: способность атома отдавать электроны и приобретать + заряд.
Неметаллические свойства атома: характеризуются энергией, выделяющейся при присоединении электрона к нейтральному атому.
9.Химическая связь и валентность элементов. Характеристика химической связи (электроотрицательность, энергия, кратность и полярность связи)
Химическая связь: особый вид электромагнитного взаимодействия, характеризуемое повышением электронной плотности между ядрами. Движущей силой химического взаимодействия является их стремление к устойчивй электронной конфигурации, т.е к конфигурации оболочек инертного газа
Валентность элемента: мера способности его атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях. Ее можно выразить числом атомов водорода, которые способен присоединить к себе данный атом.
Электроотрицательность: характеризует какие свойства атомов ярче выражены, металлические или неметаллические.
Энергия химической связи: работа, которую надо затратить на разрыв этой связи. Она характеризует прочность и устойчивость. Так же она объясняется длиной этой связи(расстояние между ядрами связанных атомов).
Кратность связи: Число электронных пар, связывающих 2 атома в молекуле. С увеличением кратности связи увеличивается энергия связи но не пропорционально.
Полярность связи: связь элементов с разностью электронной отрицательности <1.7, в этом случае связь будет смещена в сторону наиболее активного атома - ковалентная полярная связь. Если химическая связь образована 2-мя элементами с разностью электроотрицательности = 0, то связь ковалентная неполярная. Если разность электронной отрицательности элементов >1.7, то такая связь называется ионной.