 |
|
Принципы заполнения орбиталей
Квантовые числа для электрона в атоме
1) n 1,2,3 - до бесконечности, а в пределах периодической системы от 1 до 7
характеризует номер стационарной орбиты, запас энергии электрона, энергию атомных орбиталей и радиус электронного облака
Энергетический уровень - совокупность состояний электрона с одинаковым значением главного квантового числа.
Чем больше главное квантовое число, тем больше значение энергии электрона, тем дальше он от ядра.
2) Второе квантовое число - орбитальное (l) принимает значение от 0,1,2 до n-1
Электроны одного и того же уровня оболочки имеют примерно одинаковое значение энергии и орбиту.
| n | l | Обозначение орбитали |
| 1s | ||
| 0,1 | 2s2p | |
| 0,1,2 | 3s3p3d | |
| 0,1,2,3 | 4s4p4d4f | |
| 0,1,2,3,4 | 5s5p5d5f5g |
3) Магнитное квантове число
Ml
Характеризует положение электронного облака в пространстве
Сколько значений магнитного квантового числа, столько возможных способов ориентации магнитного облака в пространстве.
-l,0,+l
Число атомных орбиталей в пределах энергетического подуровня определяется числовым значением магнитного квантового числа.
4) Спиновое квантовое число (Ms)
Спин - Собственное вращение электрона вокруг своей оси
значения: +0,5; -0,5
2)
Принципы заполнения орбиталей
1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).
2. Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Энергия орбиталей возрастает в ряду:
1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.
1) заполнение орбиталей проходит от орбиталей с меньшем значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значениям этой суммы.
2) При одинаковых значениях суммы главного и орбитального квантового числа заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа. (n)
3. Правило Гунда.
электроны распределяются в атоме в нормальном состоянии в пределах подуровня таким образом, чтобы суммарный спин их был максимальным. (из лекции)
Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня. (из инета)
3) Валентные электроны - электроны, наименее прочно связанные с ядром и участвующие в образовании ковалентных связей.
Таблица валентности электрона:
| Семейство элемента | s | p | d | f |
| Валентность электрона | n*s1-2 | ns2np1-6 | ns2(n-1)d1-10 | ns2(n-1)d1-10(n-2)f1-14 |
Состояние электрона в атоме с наименьшим значением энергии называют нормальным. Все состояния с большим значением энергии называют возбужденным. В возбужденное состояние электрон можно перевести при нагревании, при действии электрического разряда, при взрыве, поглощении света.
Ковалентность атома элемента - это число ковалентных связей, которые может образовывать элемент при взаимодействии с другими атомами. Ковавлентность соответствует числу неспаренных электронов.
Ковалентность атома может быть увеличена засчет перевода атома из нормального состояния в возбужденное при поглащении атомом энергии. Переход электрона с одного подуровня на другой происходит в пределах одного и того же энергетического уровня.
Правила определения ковалентности:
Для определения ковалентности атомов элементов необходимо:
1) написать электронную формулу атома элемента.
2) определить к какому семейству относится данный элемент.
3) найти валентные электроны.
4) распределить валентные электроны по атомным орбиталям с учетом правила Гунда.
5) определить ковалентность атома в нормальном состоянии (k) и возможных возбужденных состояниях (k*)
4)
5)в периоде слева направо радиус атома уменьшается, в группе сверху вниз - возрастает.
Энергией ионизации называется энергия, необходимая для перевода электрона из основного состояния на безгранично большое расстояние от ядра. (энергия, необходимая для полного отрыва электрона от атома) (кДж)
Энергия ионизации характеризует восстановительную способность атома. Чем больше энергия ионизации, тем слабее выражены восстановительные свойства.
Еи=k1* (Z*/r)
Период слева направо:
радиус уменьшается, Заряд увеличивается
Энергия увеличивается, следовательно восстановительные св-ва уменьшаются.
Главная подгруппа:
Уменьшение энергии ионизации преобладает, восстановительные свойства возрастают.
с 4 по 2 группу побочной подгруппы энергия ионизации увеличивается, восстановительные свойства уменьшаются.
Энергия сродства - энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому.
Ес=k2*(Z*/r)
В пределах периода слева направо Энергия сродства электронов увеличивается и так же увеличиваются окислительные свойства атомов.
В главных подгруппах уменьшение энергии сродства электронов и уменьшение окислительных свойств.
электроотрицательность - Способность атома терять и присоединять электроны.
λ = (Ес+Еи)/2
в периодах величина электроотрицательности возрастает.
в главных подгруппах сверху вниз электроотрицательность уменьшается.
Свойства простых веществ, а так же свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядра атомов элементов.
Физический смысл периодического закона заключается в том, что с увеличением зарядов атомных ядер постоянно повторяются одни и те же комбинации электронов в наружном слое атома и следовательно повторяются свойства элементов.
Периодическая система - графическое изображение периодического закона.
6) тепловой эффект - кол-во тепла, которое выделяется или поглощается системой при химической реакции
[Q] = кДж = ккал (1 ккал=4,189 кДж)
Р-ции с выделением тепла - экзотермические (Q>0)
Р-ции с поглощение - эндотермические (Q<0)
Термодинамич. система - вещество или совокупность взаимодействующих веществ, реально или мысленно выделенных из окружающей среды
Параметры термодинамич. системы: состав системы, объем, давление, температура и внутренняя энергия системы (U)
Термодинамический процесс - изменение системы, связанное с изменением хотя бы одного из термодинамических параметров.
Изолир.системы - системы, которые не обмениваются ни вещ-вом, ни энергией с окружающей средой
Закрытые системы - системы не обмениваются вещ-вом, но обмениваются энергией.
Открытые - обмениваются вещ-вом и энергией с окр. средой
2 задачи химической термодинамики:
1) Определение кол-ва энергии, которое выделяется или поглощается при 1 хим. р-ции.
2) Определение возможности самопроизвольного протекания хим. р-ции.
7)1 закон термодинамики: поглощенная энергия расходуется на U и A
-Q = U + A
A - работа вещ-ва, U - внутренняя энегния
1) Изохорный процесс: A=pΔV=p(V2-V1)
-Q = ΔU
Q=-ΔU
Тепловой эффект р-ции определяется только изменением U
2) Изобарный процесс: A=pΔV
-Q = A+ΔU
-Q=U2-U1 + pV2 - pV1