Строение вещества
Работа добавлена на сайт samzan.net:
Методические указания и задания к контрольной работе но химии :
Строение вещества.
1. Методические указания.
Вещество представляет собой совокупность взаимодействующих частиц - атомов, ионов, молекул - по стоянного 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 пре вращениях. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, образую щих электронную оболочку атома.
В целом атом - электронейтральная частица, так что положительный заряд ядра по абсолютной вели чине
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 кото рой электрон может посещать все точки атомного пространства, но вероятность его пребывания в различных мик рообъёмах атома различна. Иначе говоря, в процессе своего движения электрон в атоме образует отрицательно заряженное электронное облако. Часть этого облака, ограниченная поверхностью, образованной совокупно стью 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, опреде ляет строение электронной оболочки. По этой причине в химии строение атомных ядер не рассматривают, а огра ничиваются исключительно изучением строения электронных оболочек атомов.
Совокупность атомов с одинаковым числом электронов (с одинаковым зарядом ядра) и, следова тельно, имеющих одинаковые химические свойства, называется химическим элементом. Все известные хи мические 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 пе риодической системе и химическими свойствами его атомов.
Атомарное состояние неустойчиво и потому не характерно для элементов. Атомы одного или различ ных элементов (кроме инертных элементов) всегда соединяются друг с другом в определённых сочетаниях, обра зуя устойчивые атомные ассоциаты - молекулы или кристаллы Устойчивость атомных ассоциатов обеспечивается уменьшением энергии в результате связывания атомов.Энергия, выделяющаяся при связывании атомов, на зывается 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 мо лекула присоединяет или отдаёт электроны, образуется частица с избыточным электрическим зарядом - ион. На пример, 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 ml ("эм эль") и спиновое квантовое чьтдо (спин элеклрона) ms ("эм эс").
Главное квантовое число n характеризует размер атомной орбитали и, следовательно, энергию электро на: чем больше размер АО, тем больше энергия электрона - тем выше его энергеткческий уровень. Главное кван товое 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 - опре делённый 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 еди ный 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 фор мы, 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 ор битали. В пределах одного и того же энергетического уровня энергия электрона увеличивается по мере усложне ния формы АО, т.е. от s- к p-, d- и f-AO. Это выражают, говоря, что в атоме имеет место расщепление энергетиче ских 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 элек трона 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 - сфериче ская 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 озна чает, что для атомной орбитали с /-0 (для s-AO) возможен единственный способ её пространственного распо ложения, 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 направле нии 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„ ру 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 ms (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 -ms 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 содер жать максимум 2 электрона с противоположными (антипараллельными) спинами: для одного ю электронов ms=+1/2, для другого электрона ms= -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 энергети ческих подуровней и численно равна 2n2, где n - значение главного квантового числа для электронов рассматри ваемого энергетического уровня:
Пример 2.2.1. Электронная ёмкость К - электронного слоя.
Для электронов К - электронного слоя главное квантовое число п=1, для которого орбитальное кванто вое 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 элек трона, электронная ёмкость первого энергетического уровня, в целом, также равна двум. Аналогичный резуль тат 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 наи меньшей 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 заполне ние 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 наи меньшим 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.
Итак, для определения очерёдности заполнения энергетических подуровней атома электронами необходи мо подсчитать значения сумм (п+1) для всех подуровней и, сопоставив эти суммы, расположить подуровни в ряд в порядке возрастания энергии:
Очерёдность заполнения. . . ls<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f и т.д. Сумма (n+l|u..........................……….l 2 3 3 4 4 555 666 7 7 7 7 8
Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням атома выражается его элек тронной формулой3. Во избежание ошибок при записи электронной формулы атома первоначально рекомендует ся производить размещение электронов в порядке следования подуровней, отвечающего правилу Клечковского4, и лишь затем группировать подуровни по энергетическим уровням.
1 Для атомной орбитали и электронов в ней приняты следующие условные графические обозначения: [] - вакантная АО; [f] - АО с неспаренным электроном; fj] - АО со спаренными электронами.
2 Цифрой обозначается энергетический уровень, которому принадлежит подуровень, затем следует буквенное обо значение подуровня. Например, запись 3d означает, что речь идёт о d-подуровне третьего энергетического уровня.
3 Количество электронов в подуровне указывается надстрочным индексом, следующим за буквенным обозначени ем подуровня. Например, запись Зр" означает, что в р - подуровне 3-го энергетического уровня находятся 4 элек трона.
4 Электронная формула атома, отвечающая принципу наименьшей энергии (правилу Клечковского), отражает его электронную конфигурацию в наиболее устойчивом - стационарном состоянии; все остальные состояния атома являются возбуждёнными.
4 Контрольная работа по химии: Строение вещества.
Пример 2.3.2. Электронная формула атома железа.
В соответствии с правилом Клечковского и принципом Паули, 26 электронов атома железа будут заполнять его энергетические уровни и подуровни в следующей последовательности: Is22s22p63s23p64s23d6.
Производим группировку подуровней по энергетическим уровням, после чего получаем электронную фор* мулу в окончательном виде: 26Fe[ls22s22p63s23p63d64s3].
Электронная формула показывает, что подуровни Is (n=l, 1=0), 2s (п=2, 1=0), 3s (n=3, 1=0), 4s (п=4, 1=0) содержат по 2 электрона и являются насыщенными; подуровни 2р (п=2, 1=1), Зр (п=3, 1=1) содержат по б элек тронов и также являются насыщенными; подуровень 3d (п=3, 1=2) со своими б электронами ненасыщен. Из электронной формулы видно также, что в атоме железа его 26 электронов образуют 4 электронных слоя, причем, последним заполняется d -подуровень предвнешнего слоя. По этому признаку железо как химический элемент относят Kd~ электронному семейству5 (относится к числу d- элементов).
Наибольшее влияние на химические свойства атома оказывает не его электронная конфигурация в целом, а электронное строение валентных подуровней. Валентными являются все подуровни внешнего слоя плюс не завершённые подуровни внутренних слоев. В рассмотренном атоме железа валентными являются подуровни 3d64s2. При этом следует иметь в виду, что в незавершённых подуровнях внутренних слоев валентными, как правило, являются лишь неспаренные электроны. Исходя из этого, по электронной формуле атома можно легко определить его максимальную валентность (максимальную степень окисления), для чего, пользуясь правилом Хунда (см. ниже п. 2.4.), необходимо изобразить графически распределение электронов по АО незавершённого валентного подуровня. Так, в атоме железа в соответствии с правилом Хунда из шести d - электронов неспарен ными являются только четыре:
Fe... .................................... .....3d6
|t |t |t
С учетом двух внешних электронов, суммарное количество валентных электронов в атоме железа и, сле довательно, его максимальная валентность равны 6, а максимальная степень окисления имеет значение, равное +6.
2.4. Правило Хунда.
Правило Хунда используется для определения порядка заполнения АО энергетических подуровней атома: атомные орбнтали энергетического подуровня заполняются электронами так, чтобы было обеспечено мак симальное значение суммарного спина. Например, в вышерассмотренном атоме железа для обеспечения макси мального значения суммарного спина электронов 3d-пoдypoвня вначале происходит последовательное заполнение пяти АО данного подуровня электронами с параллельными спинами и лишь после этого остающийся последний электрон поступает в одну из уже занятых АО. Данной электронной конфигурации 3d-no,zrypoBmi отвечает значе ние суммарного спина, равное по абсолютной величине двум; при всех прочих электронных конфигурациях 3d-подуровня значение суммарного спина меньше двух.
3. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.
(Задачи №№21--40) 3.1. Связь между строением атомов и периодической системой химических элементов.
Периодическая система включает все известные химические элементы, расположенные в порядке возрас тания величины заряда их атомных ядер (в порядке возрастания числа электронов). Таким образом, порядковый номер химического элемента в периодической системе определяет число электронов в его атомах.
Графическим выражением периодической системы химических элементов является периодическая табли ца в её двух основных формах: короткой и длинной. Структурно периодическая таблица состоит из горизон тальных радов элементов - периодов и вертикальных - групп. Периоды с 1-го по 3-й называются малыми, с 4-го по 6-й - большими; 7-й период является незаконченным. Группы, в свою очередь, делятся на глав ные подгруппы (А-группы) и побочные (В-группы). В периодической таблице элементы одной и той же под группы расположены строго по вертикали. Отличительным признаком главных подгрупп является нахождение в них т.н. "типических" элементов - элементов малых периодов. Например, в группе II главная подгруппа (НА-группа) включает Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra; остальные элементы - Zn, Cd, Hg - образуют побочную подгруппу (ПВ-группу).
Положение элемента в периодической таблице и электронное строение его атомов взаимосвязаны. Номер периода однозначно указывает на число электронных слоев в атомах его элементов; номер группы для мно гих химических элементов соответствует количеству валентные электронов, т.е. определяет значение мак симальной валентности (максимальной степени окисления).
Пример 3.1.1. Связь между периодической системой и строением атомов элементов 4-го периода Ca. Sc. gil
Записываем электронные формулы атомов:
,(Cafls22s22p63s23p64s2J; i,$c[b2s22p63s23p63d14s2L „Gafls*2s:'2p63s23p63d'°4/4p'j.
5 Все известные химические элементы образую.- 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-.
2. Задача использования сырья
3. Теория экономики
4. Программирование и основы алгоритмизации
5. Контрольная работа- Задачі з міжнародного менеджменту
6. Эпоха русского классицизма
7. а. Дается перечень вопросов которые как основная часть курса должны изучаться студентами всех специально
8. Триумф представляют- Турнир по спортивным танцам Кубок Дов
9. Общие представления Гидросферой называют совокупность всех вод Земли- материковых поверхностных почвен
10. Методические рекомендации к составлению конспектов утренней гимнастики физкультурных занятий вопросы для
11. западного похода киевского князя Всеволода Ольговича 40х гг
12. МЭИ ЭЛЕКТРОННЫЙ УЧЕБНОМЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС дисциплины по выбору студента вариативной про
13. Бога вероятно нет
14. Источники международного гуманитарного права
15. ТЕМА 4. Лекция 1. 4
16. Основы ятрохимии как направления в медицине
17. тема отношений государственное дотирование финансирование социальной инфраструктуры Bshkortostn grrin policy stte of.
18. ROSES
19. ~ явся признаком ж
20. ы~ [3] 1