Общая химия Лектор – Ровкина Ксения Игоревна Лекция 1 – Строение атома Родиной возникновения химии считают Египет. Слово «хюмея» означало в те времена искусство добывания металла из руд, изготовление красок и стекла. Впервые понятие атома зародилось в Древней Греции, примерно в V в. до н. э. Левкипп и его ученик Демокрит ввели термин «АТОМ». Демокрит определял атом как наименьшую, далее неделимую, частицу материи. (греч. Атом ατοµοζ – неделимый) – это наименьшая частица химического элемента, способная к самостоятельному существованию и являющаяся носителем его свойств. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов Число протонов в ядре равно атомному номеру элемента и числу электронов в атоме Атом - электронейтрален Свойства элементарных частиц Частица поло- заряд масса жение (у.е.) Протон (p) ядро +1 1,00728 Нейтрон (n) ядро 0 1,00867 Электрон(е) обо-1 0,00055 лочка A=Z+N A – массовое число атома Z – заряд ядра (число протонов) N – число нейтронов А Z Э ИЗОТОПЫ Изобары Модели атома Резерфорд Нильс Бор Квантовая модель Исследования Резерфорда Принцип квантования (М. Планк, 1900) атомы излучают энергию порциями, кратными некоторой минимальной величине - кванту, фотону - h Е = h h = 6,626•10-34(Дж•c)–пост. Планка При Принцип корпускулярно-волнового дуализма движении электронов проявляются их волновые свойства При взаимодействии с веществом – корпускулярные волновые и корпускулярные свойства присущи электронам одновременно h (Л.Де-Бройль) Принцип неопределенности (В. Гейзенберг, 1925) Движение электрона в атоме не может быть описано определённой траекторией Положение и скорость движения электрона в атоме можно найти лишь с определенной долей точности Квантовые представления Положение электрона характеризуется вероятностью пребывания частицы в конкретной области пространства Область наиболее вероятного пребывания электрона в атоме называют атомной орбиталью - АО Вероятность обнаружения электрона определяется квадратом волновой функцией - 2 Вероятностная модель Орбиталь d 2 z Уравнение Шредингера уравнение трехмерной волны h 2 ( 2 2 2 ) U E 8 m x y z 2 2 2 2 НΨ = Е·Ψ В волновой теории движение эл-на представ-ся в виде стоячей волны, для которой характерен набор колебаний с длинами волн: , /2, /3, ....... /n; т.е. движение характеризуется квант. числом - n Квантовые числа Уравнение Шредингера - трехмерно. Соответственно - три набора квантовых чисел. Каждой координате свое квантовое число. Размер, энергия, форма и ориентация электронного облака изменяются в атоме скачками (квантами) Главное квантовое число(n) - 1, 2, 3,…, определяет энергию электрона в атоме; n номер энергетического уровня; число подуровней данного энергетического уровня (первый уровень состоит из одного подуровня, второй – из двух, третий – из трех и т. д.). в Периодической системе Д. И. Менделеева значению главного квантового числа соответствует номер периода. Орбитальное квантовое число (l) харак-ет форму электронного облака l = 0, 1, 2, 3….n-1 Подуровень: s, p, d, f, g, h каждому значению главного квантового числа n соответствует n значений орбитального квантового числа l. Типы и формы атомных орбиталей S Px,Py,Pz dxz,dxy,dz2 dx2-y2,dyz Магнитное квантовое число (ml) характеризует ориентацию электронных облаков в пространстве ml меняется от –l до а всего = Например: +l, 2l + 1 значений l = 0 (s); ml = 0 l = 1 (p); ml = 0, +1, -1 Спиновое квантовое число (ms) характеризует собственный магнитный момент электрона, который или совпадает с ориентацией орбитального момента, или направлен в противоположную сторону. ms имеет значения: +1/2 или -1/2 Атомная орбиталь (АО) это состояние электрона в атоме, которое описывается волновой функцией с набором из трех квантовых чисел n, l, ml Условное изображение АО АО обозначают с помощью кв. чисел Например: 1s (n = 1, l = 0, ml = 0) 2p (n = 2, l = 1, ml = -1, 0, +1) Закономерности формирования электронных структур Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором 4-х кв.чисел Правила Гунда: В пределах одного подуровня электроны располагаются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным, т. е. на подуровне должно быть максимальное число неспаренных электронов. Правила Клечковского Заполнение подуровней электронами происходит в последовательности увеличения суммы соответствующих им значений главного и орбитального квантовых чисел. Если сумма (n + l) для двух подуровней одинакова , то сначала эл-ны заполняют АО с меньшим n. Последовательность заполнения АО по правилам Клечковского 1sι 2s2pι 3s3pι 4s3d4pι 5s4d5pι 6s4f5d6pι 7s5f6d7p Способы изображения электронных структур Электронная формула Графическая структура Энергетическая диаграмма Примеры электронных структур Полная электронная формула Se - 2 2 6 2 6 2 10 4 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p Краткая формула Se Электроно-графическая формула 2 4 4s 4p Ti 4 3 2 1 S p d емкость подуровня: 2(2l+1)e Максимальная емкость уровня: 2 2n е Maксимальная Проскок электрона Пример: z = 24; Cr Ожидаемая: 2 2 6 2 6 2 4 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Действительная: 2 2 6 2 6 1 5 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Периодический закон Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов Причина периодичности Определенная последовательность формирования электронных оболочек (принципы и правила Паули, Хунда, Клечковского) Периодическое повторение сходных электронных слоёв и их усложнение при увеличении гл. кв. числа: периоды начинаются s-элементами, а заканчиваются р-элементами Короткие периоды период (n=1): 2 2 элемента (1s ) 2 2 период (n=2): (2n ) 2 6 8 элементов (2s 2p ) 2 3 период (n=3): (2n – 2*5) 2 6 8 элементов (3s 3p ) 1 2 (2n ) Длинные периоды 4 период (n=4): (2n2 -2*7) 18 элементов (4s23d104p6) 5 период (n=5): (2n2 -2(7 + 9) ) 18 элементов (5s24d105p6) 6 период (n=6): (2n2 -2(9 + 11) ) 32 элемента (6s24f145d106p6) 7 период (n=7): (2n2 -2(9 + 11 + 13) ) 32 элемента (7s25f146d107p6), незавершенный Период - горизонтальная последовательность эл-тов, атомы которых имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами Группа - вертикальная последовательность элементов с однотипной электроной конфигурацией атомов, равным числом внешних эл-нов, одинаковой max валентностью и похожими химическими свойствами Периодичность свойств элементов атомные и ионные радиусы энергия ионизации сродство к электрону электроотрицательность валентность элементов Периодичность свойств простых веществ и соединений температура плавления и кипения длина химической связи энергия химической связи электродные потенциалы стандартные энтальпии образования веществ энтропии веществ и т.д. Атомные и ионные радиусы химических элементов Орбитальный радиус атома (иона) – это расстояние от ядра до максимума электронной плотности наиболее удаленной орбитали этого атома Be 2s2 O N B C 2 4 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s 2p Li - 2s1 Na- 3s1 K - 4s1 Rb - 5s1 Cs - 6s1 Fr - 7s1 Radii decrease Радиус ум-ся i n р аcr сe тa s еe т Энергия ионизации атомов Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома и превращение атома в положительно заряженный ион + Э – е = Э , Iион [кДж/моль] Сродство к электрону это энергия, выделяющаяся или поглощающаяся при захвате электрона атомом или энергия, необходимая для присоединения электрона к атому: - Э+е=Э , E [кДж/моль] Периодичность изменения Энергия ионизации ─ I Сродство к электрону ─ E F Li неметаллы E I металлы Cs I E At Электроотрицательность - свойство атома притягивать электроны от других атомов, с которыми он образует химическую связь в соединениях Период Группы 1 2 3 4 5 6 7 I H 2,10 II Li 0,98 Be 1,50 B 2,00 C 2,50 N 3,07 O 3,50 F 4,00 III Na 0,93 Mg 1,20 Al 1,60 Si 1,80 P 2,20 S 2,60 Cl 3,00 IV K 0,91 Ca 1,04 Ga 1,80 Ge 1,80 As 2,10 Se 2,50 Br 2,80 V Rb 0,89 Sr 0,99 In 1,50 Sn 1,80 Sb 1,80 Te 2,10 J 2,60 Валентность Валентность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей. Валентность определяется электронами внешнего уровня, поэтому высшая валентность элементов главных подгрупп равна номеру группы Периодические свойства соединений основно-кислотные свойства оксидов и гидроксидов: в периодах ум-ся основные свойства, но ув-ся кислотные свойства этих соединений в группах основные свойства ув-ся, а кислотные ум-ся Периодичность кислотно-основных свойств Группа s-эл-ты H d-эл-ты p-эл-ты Основ. Кислотные Основые оксиды кисл.-осн. св-ва оксиды для свойства зависят от с.о. неметалл ув-ся f- эл-ты - преимущественно основные Кислотно-основные свойства с. о. MnO кислотные свойства Mn2O3 осн. слабо осн. MnO2 MnO3 амфот. По периоду: кислотные св-ва оксидов H2O + Al2O3 = 2HAlO2 H2O + 1/3P2O5 = 2/3H3PO4 H2O + SO3 = H2SO4 Mn2O7 кисл. кисл. По периоду: (-) значения Gрo кислотные св-ва оксидов Na2O + Al2O3 = 2NaAlO2 Goр= -175 kJ Na2O + SiO2 = Na2SiO3 Goр= -197 kJ Na2O + 1/3P2O5 = 2/3Na3PO4 Goр= -371 kJ Na2O + SO3 = Na2SO4 Goр= -522 kJ Na2O + Cl2O7 = 2NaClO4 Goр= -587kJ Окислительная способность простых веществ и однотипных соединений: в периодах увеличивается в группах уменьшается Периодичность окислительновосстановительных свойств простых веществ H s–элементы p-элементы Металлы, d-элементыЭл.отрицательность сильные Металлы, и окисл. спос-ть вос-ли слаб. вос-ли увеличивается (пр., Na (пр., Fe вос-ся Ca вос-ся хол. водян.паром) Галогены H2O до H2 окислители Периодическими являются многие другие свойства соединений: энергия хим. связи, энтальпия, энергия Гиббса образования и др. Место химического элемента в ПС определяет его свойства и свойства его многих соединений
