Всё для Учёбы — студенческий файлообменник
1 монета
doc

Студенческий документ № 040846 из МГВМИ

Методические указания и задания к контрольной работе но химии :

Строение вещества.

1. Методические указания.

Вещество представляет собой совокупность взаимодействующих частиц - атомов, ионов, молекул - постоянного 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 превращениях. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, образующих электронную оболочку атома.

В целом атом - электронейтральная частица, так что положительный заряд ядра по абсолютной величине

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 которой электрон может посещать все точки атомного пространства, но вероятность его пребывания в различных микрообъёмах атома различна. Иначе говоря, в процессе своего движения электрон в атоме образует отрицательно заряженное электронное облако. Часть этого облака, ограниченная поверхностью, образованной совокупностью 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, определяет строение электронной оболочки. По этой причине в химии строение атомных ядер не рассматривают, а ограничиваются исключительно изучением строения электронных оболочек атомов.

Совокупность атомов с одинаковым числом электронов (с одинаковым зарядом ядра) и, следовательно, имеющих одинаковые химические свойства, называется химическим элементом. Все известные химические 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 периодической системе и химическими свойствами его атомов.

Атомарное состояние неустойчиво и потому не характерно для элементов. Атомы одного или различных элементов (кроме инертных элементов) всегда соединяются друг с другом в определённых сочетаниях, образуя устойчивые атомные ассоциаты - молекулы или кристаллы Устойчивость атомных ассоциатов обеспечивается уменьшением энергии в результате связывания атомов.Энергия, выделяющаяся при связывании атомов, называется 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 молекула присоединяет или отдаёт электроны, образуется частица с избыточным электрическим зарядом - ион. Например, 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 электрона: чем больше размер АО, тем больше энергия электрона - тем выше его энергеткческий уровень. Главное квантовое 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 - определённый 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 единый 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 формы, 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 орбитали. В пределах одного и того же энергетического уровня энергия электрона увеличивается по мере усложнения формы АО, т.е. от s- к p-, d- и f-AO. Это выражают, говоря, что в атоме имеет место расщепление энергетических 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 электрона 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 - сферическая 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 означает, что для атомной орбитали с /-0 (для s-AO) возможен единственный способ её пространственного расположения, 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 направлении 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 содержать 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 энергетических подуровней и численно равна 2n2, где n - значение главного квантового числа для электронов рассматриваемого энергетического уровня:

Пример 2.2.1. Электронная ёмкость К - электронного слоя.

Для электронов К - электронного слоя главное квантовое число п=1, для которого орбитальное квантовое 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 электрона, электронная ёмкость первого энергетического уровня, в целом, также равна двум. Аналогичный результат 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 наименьшей 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 заполнение 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 наименьшим 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 необходимо 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 электронной формулой3. Во избежание ошибок при записи электронной формулы атома первоначально рекомендуется 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 обозначение 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 обозначением подуровня. Например, запись Зр" означает, что в р - подуровне 3-го энергетического уровня находятся 4 электрона.

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 электронов 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 незавершённые 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 неспаренными являются только четыре:

Fe... .................................... .....3d6

|t |t |t С учетом двух внешних электронов, суммарное количество валентных электронов в атоме железа и, следовательно, 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 максимальное значение суммарного спина. Например, в вышерассмотренном атоме железа для обеспечения максимального 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 значение 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 возрастания 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 таблица в её двух основных формах: короткой и длинной. Структурно периодическая таблица состоит из горизонтальных 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 главные подгруппы (А-группы) и побочные (В-группы). В периодической таблице элементы одной и той же подгруппы 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 многих химических элементов соответствует количеству валентные электронов, т.е. определяет значение максимальной 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-.

Показать полностью… https://vk.com/doc-44842733_133449772
69 Кб, 29 октября 2012 в 12:49 - Россия, Москва, МГВМИ, 2012 г., doc
Рекомендуемые документы в приложении