Введение в курс химии

Химия в энергетическом институте – фундаментальная общетеоретическая дисциплина.

Химия – естественная наука, изучающая состав, строение, свойства и превращения веществ, а также явления, сопровождающие эти превращения.

М.В.Ломоносов (1741 г.) – “Химическая наука рассматривает свойства и изменения тел…, состав тел…,объясняет причину того, что с телами при химических превращениях происходит”.

Д.И.Менделеев (в “Основах химии” 1871 г.) – “Химия – это учение об элементах и их соединениях”.

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.

Тема 1. Электронное строение атома.

Атом - сложная электромагнитная микросистема, являющаяся носителем свойств химического элемента.

протоны (р, р⁺)

ядро

а том нейтроны (n, n^o) 1840

электроны (е^-)

м ассовое число

³⁵Cl (17p⁺, 18n, 17e^-)

з аряд ядра ¹⁷

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

Квантовая механика - поведение движущихся микрообъектов (в том числе и электронов) – это одновременное проявление как свойств частиц так и свойств волн.

Частица – m, mv, E₁ =mv²

Волна - , , E₂ = h = hv/

Луи де Бройль (1924г.): Е₁ = Е₂; =h/ mv

h – постоянная Планка, 6,62610^-34Джс

Принцип неопределенности - Вернер Гейзенберг (1927г.)

произведение неопределенностей положения х и импульса (mv) не может быть меньше h/2

х(mv)  h/2

Точное нахождение частицы (электрона) заменяется понятием статистической вероятностью нахождения ее в определенном объеме (около ядерного) пространства.

Движение е^- - волновой характер – волновая функция

 =(х,у,z).

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

Квантовые числа (n, l, m_l ) – характеристики АО.

1. Главное квантовое число (n):

• определяет – энергию электрона – энергетический уровень

• показывает – размер электронного облака (орбитали)

• принимает значения – от 1 до 

n (энерг. ур.): 1 2 3 4 и т.д.

K L M N

Е_е увеличивается

2. Орбитальное квантовое число (l) :

• определяет – орбитальный момент количества движения электрона

• показывает – форму орбитали

• принимает значения – от 0 до (n-1)

Г рафически любая АО изображается

Орбитальное квантовое число: 0 1 2 3 4

Энергетический подуровень : s p d f g

Еувелич.

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.

1-ый энерг.уровень  1 подуровень  1s

2-ой энерг.уровень  2 подуровня  2s2p

3-ий энерг.уровень  3 подуровня  3s3p3d

4-ый энерг.уровень  4 подуровня  4s4p4d4f и т.д.

3. Магнитное квантовое число (m_l)

• определяет – значение проекции орбитального момента количества движения электрона на произвольно выделенную ось

• показывает – пространственную ориентацию АО

• принимает значения – от –l до + l

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

z m_l=1 z m_l=0 z m_l = -1

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

Вывод – АО характеризуется определенным набором n,l,m_l, т.е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве.

4. Cпиновое квантовое число (m_s)

• определяет - собственный механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси

• п ринимает значения - +1/2 h/2 или –1/2 h/2

В многоэлектронном атоме состояние электрона определяется принципом Паули:

в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

С ледствия из принципа Паули:

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

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

3. максимальное число электронов на энергетическом уровне – 2n²

Электроны в атоме (основное состояние) распределяются в соответствии с принципом минимальной энергии:

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

Правило Клечковского:

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

n l 0 1 2 3

1

2

3

4

5

6

7

З

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

аполнение однотипных АО происходит по правилу Хунда:

Существует два способа составления схем распределения электронов в атоме:

1. в виде формул электронных конфигураций

₁₉К 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

1. в виде графических формул АО

Е p

s

n = 2

₈О

s

n = 1

Периодический закон. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева.

Периодический закон:

• формулировка Д.И.Менделеева (1869 г.)

Свойства простых тел, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов

• с

  Свойства химических элементов, а также свойства и формы образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда их ядер

  овременная формулировка

Элементы располагаются в периодической системе в порядке возрастания заряда их ядер.

Ф

за счет периодически повторяющейся конфигурации электронных оболочек атомов происходит периодическое повторение химических свойств их элементов

изический смысл периодического закона:

7 периодов; 8 групп; каждая группа из 2-х подгрупп (А и В)

А подгруппа – главная

В подгруппа – побочная

Элементы-аналоги – элементы, имеющие одинаковое строение внешних электронных оболочек и расположенные в одной подгруппе.

В зависимости от того , какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, раэличают четыре типа элементов:

1. s-элементы

расположены в 1А, 2А подгруппах и Н,Не

их краткая электронная формула:

ns^12

где n –номер периода, в котором находится элемент

1.  2) – номер группы, в которой находится элемент

1. р-элементы

расположены в 3А - 8А подгруппах

их краткая электронная формула:

ns²np^16

1. d – элементы

расположены в В - подгруппах

их краткая электронная формула:

(n-1)d^110ns²⁽¹⁾

1. – «проскок электронов» Cu,Ag,Au,Pt,Pd,Rh,Ru,Cr,Mo,Nb

1. f – элементы

лантаниды и актин иды

их краткая электронная формула:

(n-2)f^114(n-1)d^02ns²

ВАЛЕНТНОСТЬ

Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием химических связей

Количественной мерой валентности - число неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии атома.

возбужденное состояние

расспаривания (или пар) электронов и переходе одного из них (или нескольких электронов, равных числу разъединенных пар) на свободную орбиталь того же энергетического уровня

валентность Мg - в основном состоянии = 0

в возбужденном состоянии = 2

К
ислород и фтор – возбужденного состояния нет

Cl– аналог фтора – валентность 1, 3, 5, 7 - наличие свободных d-орбиталей на третьем энергетическом уровне:

валентность Cо: в основном состоянии = 0

В возбужденном состоянии