Учебно-методический комплекс дисциплины «Химия» для специальности 5В072700 — «Технология продовольственных продуктов» для специальности 5В072800 — «Технология перерабатывающих производств» (стр. 4 )

Обозначение энергетических подуровней

m – описывает ориентацию в пространстве различных орбиталей, может принимать любое целочисленное значение как положительное так и отрицательное в пределах от –l до +l. Следовательно значение m зависит от значений l. Например,  для l=1 возможны m= -1,0,+1. Это значит, что p-орбиталь имеет 3 разные пространственные ориентации. Энергия этих орбиталей одинакова, а ориентация в пространстве разная.

ms – описывает направление вращения электронов в магнитном поле: по часовой стрелке или против. ms может принимать только 2 значения - -1/2 и +1/2, и на каждой орбитали может находится только 2 электрона: один со спиной +1/2, а другой со спиной -1/2. Для определения состояния электрона в многоэлектронном атоме, важное значение имеет положение Паули (принцип Паули), согласно которому в атоме не может быть двух электронов, у которых все 4 квантовых числа были бы одинаковыми. Из этого следует, что каждая атомная орбиталь характеризуется определенными значениями n, l и m может быть занята не более чем двумя электронами, спины которых имеют противоположные знаки. Два таких электрона находящиеся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными в отличие от одиночного, то есть неспаренного электрона, занимающего какую-либо орбиталь. Таким образом, квантовые числа используют для описания состояния электрона в вакууме. Однако существуют и более простые способы описания состояния электрона: 1 – диаграммы уровня энергии атома; 2 – электронные конфигурации.

Диаграмма уровня энергии атома

Последовательность заполнения атомов

1) вначале электроны заполняют максимально низкие из свободных уровней энергии;

2) если конкретный энергетический уровень имеет более одного подуровня, то каждый из подуровней будет заполняться только одним электроном до тех пор, пока все уровни этого уровня не будут иметь по одному электрону и лишь затем эти подуровни начинают заполняться вторым электроном. Это называется правилом Хунда;

3) последовательность заполнения атомных электронных орбиталей в зависимости от значения главного и орбитального квантовых чисел была исследована Клечковским, который установил, что энергия электронов возрастает по мере увеличения суммы этих двух квантовых чисел (n+l). В соответствии с этим им было сформулировано следующее положение:

а) первое правило Клечковского – при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы;

б) второе правило Клечковского – согласно которому при одинаковых значениях суммы (n+l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа.

  3 Строение атомных ядер и изотопов. Ионы, энергия ионизации и сродство к электрону.

Атом любого элемента состоит из одних и тех же частиц единственное что меняется это количество различных субатомных частиц: протон, электрон, нейтрон.

Основные характеристики трех основных субатомных частиц

По сравнению с остальной частью атома ядро имеет крайне малый размер и большую плотность. В основном диаметр атомов равен примерно 10-10 м, а диаметр ядер приблизительно 10-15 м. В атоме все протоны и нейтроны находятся внутри ядра. Ядро составляет большую часть массы атома, поэтому при расчетах массу атома можно считать равной сумме масс протонов и нейтронов. Целое число равное сумме протонов и нейтронов в ядре атома называется массовым числом ядра, а количество в атоме одних только протонов называется порядковым номером (атомный номер или заряд ядра). Для обозначения атомных ядер применяют структурный символ элемента.

A – массовое число (p++ n0); Z – порядковый номер (p+): 

  Количество электронов в атоме равно количеству протонов ядра всех атомов данного элемента имеют одинаковый заряд, то есть содержат одинаковое число протонов, но число нейтронов в ядрах этих атомов может быть различным. Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разным числом нейтронов, называется изотопами. Для обозначения изотопов пользуются обычными символами соответствующих элементов, добавляя к ним слева вверху индекс, указывающий массовое число изотопа: 1H; 2H; 3H

  Атомы элементов способны отдавать, присоединять электроны и образовывать общие электронные пары. Атомы, лишившиеся одного или не нескольких электронов, становится заряженным положительно, так как заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Наоборот атомы, присоединившие к себе лишние электроны, заряжаются отрицательно, образующиеся заряженные частицы называются ионами. Ионы обозначают теми же символами, что и атомы, указывая справа вверху их заряд, например положительный трех зарядный ион Al обозначают Al3+, отрицательный – Cl-. Для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию называемую энергией ионизации. Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наименьшее напряжение поля, при котором скорость электрона становится достаточной для ионизации атомов, называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах (В). Величина потенциала ионизации может служить мерой большей или меньшей металличности элемента: чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома. Тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента. Атомы могут также присоединять электроны. Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации обычно выражается в электрон-вольтах (эВ). Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или отрицательно. Из этого следует, что для атомов большинства металлов присоединение электронов энергетически невыгодно. Сродство к электрону атомов неметаллов всегда положительно.

  4 Структура периодической системы элементов. Периодичность свойств химических элементов.

  Периодичный закон, открытый в 1869 г., в современной формулировке гласит:свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Заряд ядра (число протонов) равен атомному номеру элемента, определяет число электронов в атоме и, как следствие этого, строение его электронной оболочки в основном состоянии.

  Графическим изображением периодического закона является таблица периодической системы элементов. Формы такого изображения различны.

Принципиальный подход к построению таблиц единый – элементы располагаются в порядке возрастания заряда ядер их атомов. Физической основой структуры периодической системы элементов служит определенная последовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере роста порядкового номера элемента Z.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают 4 типа элементов:

1.        s–элементы – последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня;

2.        p–элементы – p–подуровень внешнего энергетического под-уровня;

3.        d – элементы – d–подуровень предпоследнего энергетического уровня.

4.        f–элементы – f–подуровень третьего снаружи уровня.

Элементы со сходной электронной конфигурацией (заполняются однотипные подуровни) внешних энергетических уровней обладают и сходными химическими свойствами.

  Периодом называется последовательный ряд элементов, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяются от ns1 до ns2np6 (для первого периода s1 и s2). При этом номер периода совпадает со значением главного квантового числа и внешнего энергетического уровня.

  Каждый из периодов (исключая первый) начинается типичным металлом и заканчивается благородным газом, которому предшествует неметалл, то есть в периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связывается с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

  Первые три периода создают s - и p - элементы. Четвертый и последующие - включают в свой состав также элементы, у которых происходит заполнение d - и f-подуровней соответствующих внутренних энергетических уровней. f-элементы объединяются в семейства, называемые лантанидами (4f-элементы) и актинидами (5f-элементы).

  В вертикальных колонках, называемых группами, объединены элементы, имеющие сходное электронное строение. В короткопериодном варианте таблицы всего 8 групп, каждая из которых состоит из главных и побочных подгрупп. У элементов главных подгрупп последними заполняются s - и p - подуровни внешних энергетических уровней, электронные конфигурации которых являются основным фактором, определяющим химические свойства элементов. У элементов побочных подгрупп происходит заполнение внутренних (n-1)d - и (n-2)f-подуровней при наличии на внешнем энергетическом уровне 1 – 2 электронов.

Элементы-аналоги имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при разных значениях главного квантового числа n и поэтому проявляют сходные химические свойства.

  Таким образом, при последовательном увеличении зарядов атомных ядер периодически повторяется конфигурация электронных оболочек и, как следствие, периодически повторяются химические свойства элементов. В этом заключается физический смысл периодического закона.

Элементы главных и побочных подгрупп различаются своими химическими свойствами, однако им присуще  и общее, что объединяет их в одну группу - номер группы. Он, как правило, указывает на число электронов, которое может участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы.