Методичка к третей РК

Методические указания и задания к контрольной работе но химии :

Строение вещества.

1. Методические указания.

Вещество представляет собой совокупность взаимодействующих частиц - атомов, ионов, молекул - по­стоянного и характерного состава. Поэтому в разделе "Строение вещества" рассматривают строение этих частиц и закономерности их взаимодействия.

1.Общие положения.

Атом - наименьшая частица вещества, способная самостоятельно участвовать в химических пре­вращениях. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, образую­щих электронную оболочку атома.

В целом атом - электронейтральная частица, так что положительный заряд ядра по абсолютной вели­чине
равен отрицательному заряду электронной оболочки. Абсолютные величины зарядов атомных ядер и элек­-
тронных оболочек невелики. Поэтому их принято выражать не в Кулонах, а в единицах элементарного электриче­-
ского заряда (э.э.з.): 1э.э.з.=1,66-10"¹⁹Кл. Например, запись Z=+10 означает, что заряд ядра положителен по знаку и
численно равен 10 единицам э.э.з.

Каждый электрон (е ) электронной оболочки имеет отрицательный заряд, равный 1э.эл.(записывают: -1). Поэтому количество электронов в электронной оболочке атома численно равно величине заряда ядра Z.

Электрон в атоме находится в состоянии непрерывного движения в поле положительно заряженного ядра. Для описания закономерностей этого движения используется квантово-механическая модель атома, согласно кото­рой электрон может посещать все точки атомного пространства, но вероятность его пребывания в различных мик­рообъёмах атома различна. Иначе говоря, в процессе своего движения электрон в атоме образует отрицательно заряженное электронное облако. Часть этого облака, ограниченная поверхностью, образованной совокупно­стью точек с наибольшей вероятностью пребывания электрона, называется атомной орбиталью (АО). Атомные орбитали различаются их геометрической формой. Например, сферическая атомная орбиталь - s, гантелеобразная - р, АО более сложной формы: d - АО, f - АО и т.д. в порядке следования букв латинского алфавита.

Химические свойства атома определяются числом его электронов, которое, в свою очередь, опреде­ляет строение электронной оболочки. По этой причине в химии строение атомных ядер не рассматривают, а огра­ничиваются исключительно изучением строения электронных оболочек атомов.

Совокупность атомов с одинаковым числом электронов (с одинаковым зарядом ядра) и, следова­тельно, имеющих одинаковые химические свойства, называется химическим элементом. Все известные хи­мические элементы представлены в периодической системе элементов Д.И. Менделеева, где они расположены в порядке увеличения заряда ядра Z. В связи с этим, имеет место взаимосвязь между положением элемента в пе­риодической системе и химическими свойствами его атомов.

Атомарное состояние неустойчиво и потому не характерно для элементов. Атомы одного или различ­ных элементов (кроме инертных элементов) всегда соединяются друг с другом в определённых сочетаниях, обра­зуя устойчивые атомные ассоциаты - молекулы или кристаллы Устойчивость атомных ассоциатов обеспечивается уменьшением энергии в результате связывания атомов.Энергия, выделяющаяся при связывании атомов, на­зывается энергией химической связи.

Под химической связью подразумевают силы, удерживающие атомы в связанном состоянии. Для объяснения природы этих сил обычно используются 2 теории химической связи: теория (метод) валентных связей и теория (метод) молекулярных орбиталей.

Молекулы, так же как и составляющие их атомы, - электронейтральные частицы. Если атом или мо­лекула присоединяет или отдаёт электроны, образуется частица с избыточным электрическим зарядом - ион. На­пример, Fe - 2е = Fe²⁺, О₂ + е = О₂. Положительно заряженные ионы принято называть катионами, отрицательно заряженные - анионами.

2. Строение электронных оболочек атомов.

(Задачи №№ Ol -20) 2.1.Квантовые числа.

Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором четырёх квантовых чисел. Это главное квантовое число п ("эн"), орбитальное (азимутальное) квантовое число l ("эль"), магнитное квантовое число m_l ("эм эль") и спиновое квантовое чьтдо (спин элеклрона) m_s ("эм эс").

Главное квантовое число n характеризует размер атомной орбитали и, следовательно, энергию электро­на: чем больше размер АО, тем больше энергия электрона - тем выше его энергеткческий уровень. Главное кван­товое число принимает не любые, а лишь целочисленные значения от единицы до бесконечности: n = 1, 2, 3, ...∞. Каждому значению n отвечает определённый размер АО и, соответственно, определённое значение энергии - опре­делённый энергетический уровень. Чем больше n, тем больше энергия электрона, тем на более высоком энергетическом уровне он находится.

В многоэлектронном атоме электроны одного энергетического уровня образуют еди­ный квантовый слой. Квантовые слои принято обозначать прописными буквами латинского алфавита:

Главное квантовое число п...............1 2 3 4 ...

Квантовый слой........................... .К L М N ...

Орбитальное квантовое число / характеризует форму атомной орбитали. Для энергетического уровня с главным квантовым числом n, орбитальное квантовое число может принимать n значений от нуля до (n - 1): / = О, 1,2,... (n - 1). Каждому значению орбитального квантового числа отвечает атомная орбиталь определённой фор­мы, обозначаемая соответствующей строчной латинской буквой:

Орбитальное квантовое число I.......... О 1 2 3...

Атомная орбиталь...........……..............s p d f...

В многоэлектронных атомах энергия электрона на энергетическом уровне зависит от формы атомной ор­битали. В пределах одного и того же энергетического уровня энергия электрона увеличивается по мере усложне­ния формы АО, т.е. от s- к p-, d- и f-AO. Это выражают, говоря, что в атоме имеет место расщепление энергетиче­ских уровней на энергетические подуровни. Поскольку орбитальное квантовое число определяет форму АО, оно тем самым определяет энергетический подуровень. Подуровни обозначают теми же буквенными символами, что и атомные орбигали, из которых они состоят: s - подуровень, р - подуровень, d - подуровень и т.д.

Пример 2.1.1. Подуровни первого энергетического уровня.

Для первого энергетического уровня значение главного квантового числа п=1. Следовательно, для элек­трона на данном энергетическом уровне возможно лишь одно значение орбитального квантового числа 1=0, т. е. для электрона на первом энергетическом уровне разрешена атомная орбиталь единственной формы - сфериче­ская s-AO. Поэтому, первый энергетический уровень состоит из единственного s - подуровня.

Пример 2.1.2. Подуровни третьего энергетического уровня.

Для третьего энергетического уровня п=3. Следовательно, I может принимать три значения: 1=0,1=1 и 1=2, т.е. на третьем энергетическом уровне электрону разрешены атомные орбитами трёх геометрических форм: s-AO, р-АО и d-AO. Иначе говоря, третий энергетический уровень включает три подуровня: s-, р-и d-подуровень.

Магнитное квантовое число т, характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали. Для данного значения орбитального квантового числа, магнитное квантовое число может принимать (2Ж) значений от -/до +/, включая 0: -/, ...,-2, -1,0, +1, +2,.... +/. Каждому значению т/ отвечает определенная ориентация атомной орбитали в пространстве.

Пример 2.1.3. Значения т/ для /=0.

Для 1=0, т/может принимать (21+1) значений, т.е. одно единственное значение, равное нулю. Это озна­чает, что для атомной орбитали с /-0 (для s-AO) возможен единственный способ её пространственного распо­ложения, что вполне понятно, т.к. s-AO в силу её сферической симметрии, естественно, относительно атомного ядра может занять единственно возможное пространственное положение.

Пример 2.1.4. Значения щ для 1=1.

Для 1=1, т\может принимать три значения: -1, 0, +1. Это означает, что атомная орбиталь с 1=1 (р-АО) в атомном пространстве может быть ориентирована тремя возможными способами, а именно, в направле­нии координатных осей х, у, z. В связи с этим, р-АО принято индексировать символами координатных осей, когда необходимо подчеркнуть различие в их пространственном расположении: р„ р_у р,.

Количество значений магнитного квантового числа определяет количество атомных орбиталсй в подуровне с данным /:

Орбитальное квантовое число /...... ...........О 123

Подуровень.....................................s p d f

Количество значений m/........…................l 357

Количество АО в подуровне.........…..........1 357

Спиновое квантовое число m_s (спин электрона) характеризует направление собственного вращения электрона, занимающего АО с конкретным набором квантовых чисел п, /, и ш/. Т.к. собственное вращение электрона может осуществляться только в двух возможных направлениях - по часовой и против часовой стрелки -m_s может принимать только два значения с квантовой разницей между ними, равной единице: +1/2 и -1/2. 2.2. Принцип Паули. Электронная ёмкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических

уровней.

Согласно принципу (запрету) Паули, в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел. Иначе говоря, в атоме не может быть совершенно одинаковых электронов. Это означает, что любые два электрона должны иметь разным значение хотя бы одного квантового числа. Принцип Паули служит для определения электронной ёмкости атомной орбитали.

Конкретная атомная орбиталь представляет собой квантовую ячейку с конкретным набором квантовых чисел п, / и т;. Поэтому, чтобы не входить в противоречие с принципом Паули, атомная орбиталь может содер­жать максимум 2 электрона с противоположными (антипараллельными) спинами: для одного ю электронов m_s=+1/2, для другого электрона m_s= -1/2. Электроны с антипара^иельнымисгЛюамп, принадлежащие одной и

контрольная раоота по химии: строение вещества.

той же атомной орбитали, принято называть спаренными; если атомная орбиталь содержит один электрон, он называется неспаренным; атомная орбиталь, не содержащая электронов, называется вакантной¹. Электронная ёмкость энергетического подуровня определяется числом атомных орбиталей в

подуровне и, исходя из емкости каждой АО, численно равна 2(21+}), а именно:

Энергетический подуровень... ..................... .....s p d f

Число АО в подуровне (2/+ 1)... ........................ 1 357

Электронная ёмкость подуровня 2(2/+1)............. .2 6 10 14

Электронная ёмкость энергетического уровня определяется ёмкостью составляющих его энергети­ческих подуровней и численно равна 2n², где n - значение главного квантового числа для электронов рассматри­ваемого энергетического уровня:

Пример 2.2.1. Электронная ёмкость К - электронного слоя.

Для электронов К - электронного слоя главное квантовое число п=1, для которого орбитальное кванто­вое число I может принимать единственное значение, равное нулю (см. пример 2. 1. L). Следовательно, первый энергетический уровень состоит из единственного s- подуровня. Т.к. емкость s - подуровня составляет 2 элек­трона, электронная ёмкость первого энергетического уровня, в целом, также равна двум. Аналогичный резуль­тат давт расчёт электронной ёмкости по формуле 2п².

Пример 2.2.2. Электронная ёмкость М - электронного слоя.

М - электронному слою соответствует значение главного квантового числа п=3, для которого / может принимать три значения: 0, 1, 2 (см. пример 2.1. 2.). Это означает, что третий энергетический уровень включает три подуровня: s, p, d. Т.к. суммарная ёмкость этих трёх подуровней составляет 18 (2+6+10) электронов, электронная ёмкость третьего энергетического уровня, в целом, также равна 18 электронам. Аналогичный результат получается при использовании формулы 2n².

2.3.Электронные формулы атомов.

В многоэлектронных атомах размещение электронов происходит в соответствии с принципом наи­меньшей энергии, согласно которому формирование электронных слоев осуществляется в порядке возрастания энергии электронов. Порядок заполнения электронами энергетических подуровней атома определяется правилом Клечковского: энергетические подуровни заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного jt орбитального квантовых чисел (n+/); если для каких либо подуровней сумма (п+/) одинакова, их заполне­ние происходит в порядке возрастания п.

Пример 2.3.1. Очерёдность заполнения 3d-, 4s- и 4р-подуровней².

Вспомним, что главное квантовое число определяет номер энергетического уровня, а каждый подуровень определяется соответствующим значением орбитального квантового числа: для s-подуровня 1=0, для р-подуровня 1=1, для d-подуровня 1=2 и т.д. Чтобы применить правило Клечковского, для каждого подуровня подсчитываем сумму (п+1):

Энергетический подуровень.. .......... .....3d 4s 4р

Сумма (п+1...)... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... .....545 •

Из результатов расчёта следует, что первым будет заполняться 4з-подуровень как подуровень с наи­меньшим значением суммы (п+1), вторым будет заполняться Sd-подуровень, т.к. при равенстве суммы (п+1) с 4р-подуровнем За-подуровень имеет меньшее значение п.