Тема 1Строение атома (Лекции Волчковой в Word (2008))

Дистанционное обучение

Очное обучение

• лекции

• лабораторные работы

• практические занятия

• самостоятельная аудиторная работа

• самостоятельная домашняя работа (типовой расчет)

• контроль (защиты, коллоквиумы, зачет, экзамен)

Учебники и учебные пособия

Н.В.Коровин. Общая химия

Курс общей химии. Теория и задачи

(под ред. Н.В.Коровина, Б.И.Адамсона)

Н.В.Коровин и др. Лабораторные работы по химии

Календарный план

Число	Нед	Лаб. раб.	Практич. занятия	Число	Нед	Лаб. раб.	Практич. раб.
01.09- 04.09	1	3(1)	Хим.эквива лент	09.11- 13.11	11	Колл. С. р. № 2	Электролиты, гидролиз, ПР
07.09- 11.09	2			16.11- 20.11	12
14.09- 18.09	3	4(1), 27(13,16)	Электр.форму- лы. Квант.числа	23.11- 27.11	13	13(2) 14(2) 17(2) 18(2)	ГЭ, электролиз, коррозия Колл С.р. №3,4
21.09- 25.09	4			30.11- 0 4.12 07.12 11.12	14 15
28.09- 02.10	5	5(1)	Хим.связь Комплексы	14.12- 18.12	16
05.10- 09.10	6			21.12- 25.12	17
12.10- 16.10 19.10- 2310	7 8	Защита С.р №1	Термодинамика	28.12- 29.12	18	Зачет
26.10- 30.10	9	6(2,3)	Кинетика. Равновесие	Январь		Экзамен
02.11- 06.11	10

Значение современного этапа развития химии

• Понимание законов химии и их применение позволяет создавать новые процессы, машины, установки и приборы.

• Получение электроэнергии, топлива, металлов, различных материалов, продуктов питания и т.п. непосредственно связано с химическими реакциями. Например, электрическую и механическую энергии в настоящее время в основном получают преобразованием химической энергии природного топлива (реакции горения, взаимодействия воды и ее примесей с металлами и т.п.). Без понимания этих процессов невозможно обеспечить эффективную работу электростанций и двигателей внутреннего сгорания.

Познание химии необходимо для:

- формирования научного мировоззрения,

- для развития образного мышления,

- творческого роста будущих специалистов.

Современный этап развития химии характеризуется широким использованием квантовой (волновой) механики для интерпретации и расчета химических параметров веществ и систем веществ и основан на квантово-механической модели строения атома.

Массовое число ³⁵Cl (17p⁺, 18n, 17e^-)

Заряд ядра ¹⁷

Изотопы – разновидности атомов одного химического элемента, имеющие одинаковый порядковый номер, но разные атомные числа

М_r(Cl)=35*0,7543 + 37*0,2457 = 35,491

 = (х,у,z)

²dv - плотность вероятности нахождения е^- в определенном объеме около ядерного пространства. Это пространство называется атомной орбиталью (АО).

В 1926 г Шредингер предложил уравнение, которое математически описывает состояние е^- в атоме. Решая его находят волновую функцию . В простом случае она зависит от 3-х координат

Электрон несет отрицательный заряд, его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда и называется электронное облако

z

l =0  s –подуровень  s –АО  x

y

l=1  p-подуровень  р-АО  х

y

Каждому n соответствует определенное число значений l, т.е. каждый энергетический уровень расщепляется на подуровни. Число подуровней равно номеру уровня.

Любому значению l соответствует (2l+1) значений магнитного квантового числа, т.е. (2l+1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве.

s -состояние – одна орбиталь (20+1=1) - m_l=0, т.к. l= 0

p -состояние – три орбитали (21+1=3)

m_l: +1 0 -1, т.к. l=1

m_l=+1 m_l=0 m_l = -1

Все орбитали, принадлежащие одному подуровню, имеют одинаковую энергию и называются вырожденными.

Пример: n = 3

l = 1

m_l = -1, 0, +1

m_s = + 1/2

3р

Электронные конфигурации атомов

(в виде формул электронных конфигураций)

- указывают цифрами номер энергетического уровня

- указывают буквами энергетический подуровень (s, p, d, f);

- показатель степени подуровня означает число электронов на данном подуровне

₁₉К 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

Электроны в атоме занимают наиболее низкое энергетическое состояние, отвечающее наиболее устойчивому его состоянию.

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

Увеличение Е

Электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n

1s <2s < 2p = 3s < 3p = 4s < 3d = 4p и т. д

	1s	2s	2p	3s	3p	3d	4s	4p
n+l	1+0=1	2+0=2	2+1=3	3+0=3	3+1=4	3+2=5	4+0=4	4+1=5
	1	2	3	4	5	7	6	8

В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел

Следствия из принципа Паули:

• на одной орбитали могут находиться не более двух электронов, отличающихся друг от друга спинами

• максимальное число электронов на энергетическом подуровне – 2(2l+1)

• максимальное число электронов на энергетическом уровне – 2n²

n = 3 n = 3

l = 0 l = 0

3s m_l = 0 m_l = 0

m_s = + 1/2· h/2 m_s = - 1/2· h/2

В пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным,

p³

p⁴

Е p

s ₈О 1s²2s²2p⁴

n = 2

₈О

s

n = 1

Правило Клечковского

n l 0 1 2 3

1

2

3

4

5

6

7