 ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ Сила воли ведет к действию, а позитивные действия формируют позитивное отношение Как определить диапазон голоса - ваш вокал Игровые автоматы с быстрым выводом Как самому избавиться от обидчивости Противоречивые взгляды на качества, присущие мужчинам Вкуснейший "Салат из свеклы с чесноком" Натюрморт и его изобразительные возможности Применение, как принимать мумие? Мумие для волос, лица, при переломах, при кровотечении и т.д. Как научиться брать на себя ответственность Зачем нужны границы в отношениях с детьми? Световозвращающие элементы на детской одежде Как победить свой возраст? Восемь уникальных способов, которые помогут достичь долголетия Классификация ожирения по ИМТ (ВОЗ) Глава 3. Завет мужчины с женщиной
Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.
| Строение атома. Периодическая система элементов
Методические указания Атом – наименьшая частица химического элемента, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. При всех химических процессах ядра атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, не изменяются, изменения претерпевают только электронные оболочки. Электроны в околоядерном пространстве проявляют свое действие на атомных орбиталях, характеризующихся набором 4 квантовых чисел (n – главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число, ml – магнитное квантовое число, ms – спиновое квантовое число). Главное квантовое число имеет целочисленные значения (n = 1,2,3, …) определяет энергию электрона на данном электронном слое, порядковый номер электронного слоя и расстояние его от ядра. В пределах одного слоя электроны проявляют свое действие на различных по геометрической форме орбиталях , характеризующихся определенными значениями орбитального квантового числа , начиная от 0,1,2,3, …до (n – 1) для каждого определенного значения n. Каждому цифровому значению соответствует буквенное обозначение s, p, d, f, -соответственно. Ориентация орбиталей в пространстве определяется магнитным квантовым числом, которое имеет все целочисленные значения от –l до +l, включая 0 для каждого определенного значения 1. В соответствии с этим на энергетическом уровне может быть одна s , три р , пять d и семь f – орбиталей. Момент вращения электрона вокруг собственной оси характеризуется спиновым квантовым числом ms = ± ½. Распределение электронов в атомах элементов по атомным орбиталям определяется принципом Паули, принципом наименьшей энергии и правилом Хунда. Принцип Паули: в атоме не может быть даже двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Иначе, на одной атомной орбитали (АО) могут проявлять свое действие не более двух электронов с противоположными спинами (спаренные электроны). Отсюда максимальная ёмкость подуровней (2, 6, 10, и 14 для s-, p-, d- и f- подуровней соответственно). Максимальное число электронов на энергетическом уровне N = 2n2, где n – главное квантовое число. Принцип наименьшей энергии. В первую очередь электроны поступают на АО, обладающие минимальным запасом энергии, определяемым по правилам Клечковского. Согласно этим правилам вначале заполняются АО с меньшей суммой n+l, а при их равенстве – с меньшим значением n. Заполнение энергетических уровней и подуровней происходит в такой последовательности: 1s2→ 2s2 → 2p6 → 3s2 → 3p6 → 4s2 → 3d10 → 4p6 → 5s2 → 4d10 → 5p6 → 6s2 → 5d1 → 5f14 → 5d2-10 → 6p6 → 7s2 → 6d1 → 5f14 → 6d2-10 Правило Хунда: электроны располагаются на орбиталях подуровней таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Электроны, обладающие одинаковой энергией, cначала располагаются на АО по одному, а затем происходит достройка попарно. Отвечая на вопросы, связанные с изменением свойств элементов по группам и периодам, следует опираться на такие параметры, как энергия ионизации, сродство к электрону, заряд ядра, размеры атома, «эффект экранирования». 3.1.2 Контрольные задания: 1.Приведите электронные формулы элементов с порядковыми номерами 14 и 23. Укажите электронное семейство. Валентные электроны распределите по квантовым ячейкам и определите значения квантовых чисел n, l, ml, ms для них. 2.Приведите электронные формулы элементов с порядковыми номерами 15 и 24. Укажите электронное семейство. Валентные электроны распределите по квантовым ячейкам и определите значения квантовых чисел n, l, ml, ms для них. 3.Приведите электронные формулы элементов с порядковыми номерами 16 и 25. Укажите электронное семейство. Валентные электроны распределите по квантовым ячейкам и определите значения квантовых чисел n, l, ml, ms для них. 4 – 6. Объясните изменение первой энергии ионизации в указанном ряду атомов элементов. Составьте полные электронные формулы атомов элементов, покажите распределение валентных электронов по квантовым ячейкам:
7 – 9. Объясните изменение радиуса в указанном ряду атомов элементов. Составьте электронные формулы атомов элементов, покажите распределение валентных электронов по квантовым ячейкам:
10. Приведите электронные формулы атомов элементов Al, S, Fe и их ионов Al3+, S2-, Fe2+, Fe3+. Какой из ионов Fe2+ или Fe3+ более устойчив? Почему? Химическая связь Методические указания Атомы большинства химических элементов существуют в природе в виде соединений с другими атомами или себе подобными – молекул, ионов, радикалов и т.п. При взаимодействии атомов между ними образуется химическая связь, причиной образования которой является выделение энергии атомарной системой и занятием более устойчивого состояния молекулярной системой с меньшим запасом энергии. В результате образования химической связи атомы приобретают завершенную (устойчивую) восьмиэлектронную структуру валентного слоя. Различают ковалентную, ионную, водородную и металлическую связь. Кроме того, между молекулами возникают различного рода межмолекулярные взаимодействия – диполь-дипольные, ион-дипольные и другие, в частности, с образованием супрамолекулярных систем. Ковалентная связь возникает вследствие перекрывания орбиталей атомов с неспаренными электронами с антипараллельными спинами с образованием в межъядерном пространстве общей электронной пары. Она характеризуется длиной связи, энергией связи и кратностью (порядком) связи; обладает характерными свойствами – направленности, насыщаемости и полярности. Насыщаемость связи определяется числом неспаренных электронов на валентном слое атома элемента как в невозбужденном, так и во всех возможных возбужденных состояниях. Например, атом фосфора может проявлять переменную валентность 15Р 1s2 2s2 2p 63s2 3p3
15 Р Р(111) - число неспаренных электронов 3 3s2 3p3 В возбуждённом состоянии
3s1 3p3 3d1 В соответствии с этим фосфор может образовывать 3 или 5 химических связей. Направленность ковалентной связи объясняется наибольшим перекрыванием валентных орбиталей в направлении ориентации их в пространстве. При взаимодействии атомов элементов с различной электроотрицательностью общая электронная пара смещается к атому элемента с большей электроотрицательностью, что приводит к образованию полярной связи. Чем больше разница электроотрицательностей атомов элементов, тем более полярна связь. Ионная связь рассматривается как предельный случай полярной ковалентной связи между противоположно заряженными ионами вследствие их электростатического взаимодействия. Этот тип связи возможен между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Донорно-акцепторная связь образуется за счет перекрывания орбиталей со спаренными электронами одного атома (донора) и свободных орбиталей другого атома (акцептора) с образованием общей электронной пары в межъядерном пространстве. Возникновение водородной связи обусловлено уникальностью строения атома элемента водорода, обладающего одним протоном в ядре и одним электроном на атомной орбитали. В соединениях водорода с элементами с очень большой электроотрицательностью происходит смещение электрона от водорода к электроотрицательному элементу с образованием катиона водорода Н+, т.е. образуется «голый» протон, обладающий очень большой поляризующей способностью. При электростатическом взаимодействии между ионом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом этой же или другой молекулы образуется специфическая связь, называемая водородной. Вещества, обладающие водородной связью, являются слабыми электролитами, молекулы их связаны в ассоциаты от нескольких штук до нескольких тысяч, имеют повышенную температуру кипения и т.п. по сравнению со своими аналогами. Ковалентная связь между атомами описывается методами валентных связей или молекулярных орбиталей. Каждый из них имеет свои достоинства и недостатки Метод молекулярных орбиталей исходит из того, что при перекрывании определенного числа атомных орбиталей образуются молекулярные орбитали, причем половина из них обладают меньшей энергией, их называют связывающими, а другая половина – большей энергией, их называют разрыхляющими. Заполнение молекулярных орбиталей электронами происходит по тем же правилам и принципам, что и атомных орбиталей. Пример. Используя метод молекулярных орбиталей, объясните различные значения энергии и длины связи в частицах F2 и F2+; объясните их магнитные свойства. Решение. Процесс образования частицы F2 можно представить записью: F[1s22s22p5] + F[1s22s22p5] ® F2[s(1s)2s*(1s)2s(2s)2s*(2s)2s(2px)2p(2py)2p(2pz)2p*(2py)2p*(2pz)2] Перекрывание 1s-атомных орбиталей приводит к заполнению s(1s)-связывающей и s*(1s)-разрыхляющей молекулярных орбиталей одинаковым числом (2) электронов с антипараллельными спинами, что не влияет на энергию связывающих орбиталей и в дальнейшем может не учитываться. В молекуле F2 имеется избыток двух связывающих электронов, что соответствует одинарной связи или порядку связи n, равному единице. Порядок связи (n) рассчитывается по формуле: Nсв - N* 10 - 8 n = ----------------- = ------------ = 1, 2 2 Где Nсв - количество связывающих электронов, N* - количество разрыхляющих электронов. В молекуле F2 все электроны на связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталях спарены, поэтому частица не обладает магнитными свойствами, т.е. диамагнитна. Энергетическая диаграмма образования молекулы F2 представлена на рисунке.
Процесс образования частицы F+2 можно представить записью: F[1s22s22p5] + F+[1s22s22p4] ® F2[s(1s)2s*(1s)2s(2s)2s*(2s)2s(2px)2p(2py)2p(2pz)2p*(2py)2p*(2pz)1] В молекулярном ионе F2+ имеется избыток трех связывающих электронов, что соответствует порядку связи 1,5.
Уменьшение числа разрыхляющих электронов приводит к упрочнению связи, увеличению энергии связи и уменьшению межъядерного расстояния, т.е. длины связи. В молекулярном ионе F2+ имеется один неспаренный электрон на молекулярной орбитали, поэтому частица обладает магнитными свойствами – парамагнитна. 3.2.2. Контрольные задания: 11.Используя метод молекулярных орбиталей, объясните различную длину связи в молекуле Cl2 ( l = 1,99 10-10м ) и молекулярном ионе Cl+2 ( l = 1,89 10-10м ) . 12.Используя метод валентных связей, опишите образование и пространственную форму молекулы NH3 и иона NH4+. 13.Используя метод валентных связей, опишите образование и пространственную форму молекулы BF3 и иона 14.Используя метод молекулярных орбиталей, объясните различные значения энергии связи в молекулярном ионе N-2 ( E = 598 кДж/моль ) и молекуле N2 (Е = 945 кДж/моль ) . 15.Какие валентности могут проявлять в соединениях: а) А1; б) О; в) S? Почему? 16.На основе метода молекулярных орбиталей объясните характер магнитных свойств частиц Р2 и Р+2 ; определите порядок связи и сравните прочность связи. 17.На основе метода валентных связей и молекулярных орбиталей объясните, почему энергия диссоциации О2 выше, чем F2. 18.Какие типы кристаллических решеток имеют NaCl, НС1, N2, С? Расположите эти вещества в ряд по возрастанию температуры плавления. 19.Какая химическая связь называется водородной? Приведите примеры. На какие виды подразделяется межмолекулярное взаимодействие? 20.Объясните аномально высокие значения температур плавления и кипения Н2О и HF. |
1
.