Правило В. Клечковского

Простые вещества

o Неметаллы

o Металлы

§ Типичные (Li, Na, K, Mg, Ca…)

§ Амфотерные (Zn, Al, Fe, Mn…).

· Сложные вещества

o Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых O₂

o Номенклатура [оксид] + [химический элемент]

§ Основные (взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами и водой) (Li₂O, Na₂O, CuO…)

1. оксиды металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы) Li — Fr

2. оксиды металлов главной подгруппы второй группы (щелочноземельные металлы) Mg — Ra

3. оксиды переходных металлов в низших степенях окисления

§ Кислотные (взаимодействуют с основаниями, основными оксидами и водой) ( CO₂, SO₂, SiO₂…)

1. Неметаллы

2. Переходные элементы

§ Амфотерные (взаимодействуют с кислотами и основаниями) (ZnO, SnO, PbO, BeO, MnO₂, Al₂O₃…)

o Гидроксиды

§ Основные (сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы) (взаимодействуют с кислотами, оксидами и солями) (Cu(OH)₂, NaOH…)

§ Номенклатура [гидроксид] + [химический элемент]

§ Кислотные ( сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток ) ( взаимодействуют с оксидами, солями и основаниями) ( H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄…)

По содержанию кислорода

1. Бескислородные (HCl, H₂S)

2. Кислородосодержащие (HNO₃,H₂SO₄)

2. По основности — количество кислых атомов водорода

1. Одноосновные (HNO₃);

2. Двухосновные (H₂SO₄, двухосновные предельные карбоновые кислоты);

3. Трёхосновные (H₃PO₄)

По силе

1. Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1·10⁻³ (HNO₃)

2. Слабые — константа диссоциации меньше 1·10⁻³ (CH₃COOH)

o Соли - класс химических соединений, состоящих из катионов (+) и анионов (-) (взаимодействую с кислотами, основаниями, металлами и другими солями) (разлагаются при нагревании)

§ Номенклатура [анион им.п.] +[ катион р.п.]

§ Средние -все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла. (Na₂CO₃, K₃PO₄)

1. Номенклатура - [кислотный остаток]+[название металла]

§ Кислые - атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. (NaHCO₃, K₃HPO₄)

1. Номенклатура – [гидро]+[название кислотного остатка]+[название металла]

§ Основные - гидроксогруппы основания (OH⁻) частично замещены кислотными остатками. ((CuOH)₂CO₃)

1. Номенклатура – [гидроксо или дигидроксо] + [название кислотного остатка] + [название металла] + [валентность металла]

§ Двойные -в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами. (KAl(SO₄)₂)

§ Комплексные -в их состав входит комплексный катион или комплексный анион

1. (K₃[Fe(CN)₆] - гексацианофераткалия-III)

2. ([Cd(H₂O)₄Cl₂]NO_{3 -} нитратдихлортетрааквакадмия)

1. Номенклатура – [1моно, 2ди, 3три, 4тетра, 5пента, 6гекса]+[название внутреннего аниона]+[название комплексообразователя]+[степень окисления комплексообразователя]+[внешний анион/катион]

Модель атома по Э.Резерфорду (1911)

По этой модели атом состоит из небольшого положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого движутся электроны, - подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца.

Постулаты Н.Бора (1913)

v Атом может находиться только в особенных стационарных, или квантовых, состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает электромагнитных волн.

v Электрон в атоме, не теряя энергии, двигается по определённым дискретным круговым орбитам, для которых момент импульса квантуется: mv_nr_n = nħ, где n — натуральные числа, а ħ = h/2π — постоянная Планка. Пребывание электрона на орбите определяет энергию этих стационарных состояний.

v При переходе электрона с орбиты (энергетический уровень) на орбиту излучается или поглощается квант энергии hv = E_n - E_m, где E_n, E_m — энергетические уровни, между которыми осуществляется переход. При переходе с верхнего уровня на нижний энергия излучается, при переходе с нижнего на верхний — поглощается.

{	mvr	=	n	h
2π
mv^2	=	c^2
r	r^2

Квантово-механическая модель атома (1924)

Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и не имеющих заряда нейтронов и окружено отрицательно заряженными электронами.

Корпускулярно-волновой дуализм. Уравнение Луи Де Бройля

λ=	h
mv

В 1924г. французский физик Луи Де Бройль высказал идею о том, что материя обладает как волновыми, так и корпускулярными свойствами. Согласно уравнению де Бройля.

т. е. частице с массой m, движущейся со скоростью v соответствует волна длиной λ; h — постоянная Планка.

Длину волны такой частицы называют длиной волны де Бройля. Для любой частицы с массой m и известной скоростью v длину волны де Бройля можно рассчитать. Идея была экспериментально подтверждена в 1927 г., когда были обнаружены у электронов как волновые, так и корпускулярные свойства.

Принцип неопределенности В.Гейзенберга. (1927)

Невозможно точно установить импульс и местонахождение электрона в атоме, т. е. понятия строго определенной орбиты для электрона в атоме не существует.

В 1927г. немецким ученым В. Гейзенбергом был предложен принцип неопределенности, согласно которому для микрочастиц невозможно одновременно точно определить и координату частицы X, и составляющую р_х импульса вдоль оси х.

ΔxΔp_x ≥ h;

ΔxΔp_y ≥ h;

ΔxΔp_z ≥ h.

Волновая Функция. Уравнение Э.Шредингера. (1926)

Для описания свойств электрона используют волновую функцию, которую обозначают буквой Ψ (пси).

Квадрат ее модуля |Ψ|², вычисленный для определенного момента времени и определенной точки пространства, пропорционален вероятности обнаружить частицу в этой точке в указанное время.

Величину |Ψ|² называют плотностью вероятности.

Такая функция служит мерой вероятности нахождения электрона в сферическом слое между расстояниями r и (r+dr) от ядра.

Плотность вероятности |Ψ|² достигает максимального значения на некотором конечном расстоянии от ядра. При этом наиболее вероятное значение r для электрона атома водорода равно радиусу орбиты a₀ соответствующей основному состоянию электрона в модели Бора.

Различная плотность вероятности дает представление об электроне, как бы размазанном вокруг ядра в виде так называемого электронного облака.

Чем больше величина |Ψ|², тем больше вероятность нахождения электрона в данной области атомного пространства.

В квантовой механике вместо термина «орбита» используют термин «орбиталь», которым называют волновую функцию электрона.

Соответственно орбиталь характеризует и энергию, и форму пространственного распределения электронного облака.

В простейшем случае уравнение Шредингера может быть записано в виде

-	h^2	(	∂^2 Ψ	+	∂^2 Ψ	+	∂^2 Ψ	)	+U Ψ=E Ψ
8π^2m	∂x^2	∂y^2	∂z^2

h - Постоянная Планка; m - Масса частицы; U - Потенциальная энергия;

E - Полная энергия; x, y, z - Координаты; Ψ - Волновая функция.

Строение многоэлектронных атомов

В многоэлектронных атомах, как и в атоме водорода, состояние каждого электрона можно характеризовать квантовыми числами. Межэлектронное отталкивание приводит к тому, что энергия электронов, имеющих одно и то же значение n, но разные значения l, становится различной. Последовательность заполнения е подуровней определяется принципом наименьшей энергии, принципом Паули и правилом Хунда.

Принцип Наименьшей энергии

Заполнение электронами атомных орбиталей происходит в порядке возрастания их энергии.

Принцип В. Паули (Принцип запрета) (1925)

В атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением 4х квантовых чисел. Этот набор значений полностью определяет энергетическое состояние электрона. Два электрона находящихся на одной атомной орбитали называются спаренными.

Общее число орбиталей на n уроне со значением n=n². Следовательно, максимальная электронная емкость = 2n².

Правило Ф. Хунда (1925)

В каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

Правило В. Клечковского

Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел n+l. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n.

или

При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа и побочного (орбитального) квантового числа l, т.е. n+l, имеет меньшее значение.

Дата добавления: 2015-10-24