3. Состояние вещества. Критерии, определяющие состояние вещества:

─ упорядоченность частиц; ─ взаимодействия частиц.

Различают 3-ри агрегатных состояния:

А) Твердое;Б) Жидкое;В) Газообразное.

Различные агрегатные состояния определяются ьтемпературой и давлением. Если вещество находится при низкой температуре, частицы его образуют правильную геометрическую структуру, энергия связей между частицами больше энергии тепловых колебаний, которые не нарушают образовавшуюся структуру, — вещество существует в твердом состоянии. При повышении температуры энергия тепловых колебаний частиц возрастает, и для каждого вещества имеется температура, начиная с которой энергия тепловых колебаний превышает энергию связей. Частицы могут совершать различные движения, смещаясь относительно друг друга. Они еще остаются в контакте, хотя правильная геометрическая структура частиц нарушается ─ вещество существует в жидком состоянии. При дальнейшем повышении температуры тепловые колебания увеличиваются — частицы становятся практически не связанными друг с другом. Вещество переходит в газообразное состояние (давление мало). При повышении температуры вещества переходят из упорядоченного состояния (твердое) в неупорядоченное cocтояние (газообразное); жидкое состояние является промежуточным.

	Упорядоченность	Взаимодействие
Кристаллы	Дальний порядок(частицы упорядочены можем измерить расстояние)	Очень сильное
Жидкость	Ближний порядок (упорядоченность непосредственно близлежащих частиц (вода))	Сильное
Газ	─	─

Твердые и жидкие вещества отличаются подвижностью частиц:

Твердые ─ взаимодействия прочное, жидкие ─ броуновское движение.

Различают два состояния твердых веществ ─ кристаллическое и аморфное. Кристаллическое состояние характеризуется упорядоченной структурой. Упорядоченность в кристаллах обусловливается правильным геометрическим расположением частиц, из которых состоит твердое вещество. Каждое кристаллическое вещество имеет определенную, характерную форму ( поваренная соль ─ форма куба). В зависимости от характера частиц, образующих кристалл, и от типа химической связи между ними, различают четыре класса кристаллических решеток: металлические, ионные, молекулярные и атомные.

Металлические. Атомы в металлах упакованы максимально плотно и образуют простейшие кристаллические структуры, при этом атомы упрощенно рассматривают в виде шаров.Ионные. В узлах кристаллической решетки расположены ионы. Разноименные ионы, из которых состоят ионные кристаллы, удерживаются вместе электростатическими силами. Поэтому структура ионной кристаллической решетки должна обеспечивать их электрическую нейтральность.Молекулярные. Молекулярные кристаллы составляют молекулы, связанные между собою слабыми межмолекулярными силами ( Ван-дер-ваальсовыми либо водородными связями).Атомные. Имеют решетку построенную из атомов.Аморфные вещества не образуют геометрической структуры, представляя собой структуры неупорядоченно расположенных молекул. В отличие от кристаллических веществ, имеющих вполне определенную температуру плавления, аморфные вещества плавятся в широком интервале температур. При нагревании они постепенно размягчаются, затем начинают растекаться и, наконец, становятся жидкими.

Есть и другой класс кристаллических веществ, которые при определенной свойственной им температуре перехода образуют мутную жидкую фазу, и уже после этого окончательно плавятся, давая прозрачные жидкости. Мутную жидкую фазу сближает с обычными жидкостями ее текучесть и наличие поверхностного натяжения, а с кристаллами ─ некоторые оптические свойства, обусловленные частично упорядоченным расположением ее молекул. Это и есть жидкокристаллическое агрегатное состояние. У жидкостей расстояние несколько больше (примерно на 10-15 %), но силы взаимодействия между ними еще достаточно прочны, чтобы не позволить частицам отрываться друг от друга. Упорядоченность между частицами в разных местах жидкого вещества так же быстро возникает, как и вновь «размывается» тепловыми колебаниями частиц. Вместе с тем общая плотность упаковки частиц жидкого вещества мало отличается от твердого вещества─ поэтому их плотность близка к плотности твердых тел, а сжимаемость очень мала. В тоже время жидкости уже не имеют определенной формы, принимая формы сосуда, в котором находятся.

4. Квантово-механическая модель строения атома. Квантовые числа, их физический смысл. Понятие об электронном облаке. Принципы заполнения атомных орбиталей. Символьная и графическая формы записи электронных и химических формул.

1. Основные положения квантово-механической теории строения атома:

1. ē имеет двойственную (карпускулярно-волновую) природу – может вести себя как частица, и как волна: как частица имеет массу и заряд, движущийся ē проявляет волновые свойства, напр. способность к дифракции.

2. Для ē невозможно одновременно точно измерить координату и скорость – чем точнее мы измеряем скорость, тем неопределенней координата, и наоборот.

3. ē в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства; пространство вокруг ядра, в кот. Вероятность нахождения ē достаточно велика, называют орбиталью.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов – число протонов равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

Вся совокупность сложных движений ē в атоме описывается четырьмя квантовыми числами:

1. главное квантовое число n – определяет общую энергию ē на данной орбитали, принимает любые целые значения n=1,2,3…

2. орбитальное кв. число ℓ - характеризует энергетическое состояние ē на разных подуровнях, определяет форму ē облака. ℓ=0,1,…,n-1. 0-s, 1-p, 2-d, 3-f, 4-g.

3. магнитное квантовое число m_ℓ - характеризует ориентацию орбитали в пространстве. m_ℓ может принимать значения любых целых чисел от -ℓ до +ℓ, включая 0, т.е. всего (2ℓ+1). Пр. при ℓ=1, m_ℓ = -1, 0, +1; при ℓ=3, (2ℓ+1=7), m_ℓ = -3,-2,-1,0,+1,+2,+3.

4. спиновое квантовое число m_s = -1/2, +1/2.

Принципы заполнения атомных орбиталей:

1. принцип Паули – у 2-х и более ē не могут быть одинаковыми все квантовые числа. На любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины. Максимальное число ē с одинаковым главным кв. числом n равно: N=2n² , на 1 энергет. уровне не больше 2ē, на 2 – 8, на 3 – 18 и т.д.

2. правило Гунда – при данном значении ℓ (т.е. в пределах определенного подуровня) ē располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами.

3. принцип наименьшей энергии – в аотме каждый ē располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром). Энергия ē = n+ℓ. Заполнение подуровней 1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f 5d < 6p < 7s < 5f 6d...

6. Периодический закон Менделеева. Связь местонахождения элемента в периодической системе с электронной структурой его атома. Периодичность изменения свойств элементов как отражение периодического изменения электронных конфигураций атомов.

Периодический закон открыл в 1869 г. Дмитрий Иванович Менделеев (1834—1907).

В середине XIX в. было известно около 60 химических элементов. Д. И. Менделеев полагал, что должен существовать закон, который объединяет все химические элементы. Менделеев считал, что главной характеристикой элемента является его атомная масса. Поэтому он расположил все известные элементы в один ряд в порядке увеличения их атомной массы и сформулировал закон так:

Свойства элементов и их соединений находятся в перио­дической зависимости от величины атомной массы элементов. Современная формулировка периодического за­кона читается так:

Свойства элементов и их соединений находятся в перио­дической зависимости от заряда ядра атома, или поряд­кового номера элемента.

Формулировка периодического закона Д. И. Менделеевым и современная формулировка не противоречат друг другу, потому что для большинства элементов при увеличе­нии заряда ядра относительная атомная масса тоже увели­чивается. Существуют лишь немногие исключения из это го правила. Например, элемент № 18 аргон Аг имеет меньшую атомную массу, чем элемент № 19 калий К.

Теория строения атома показала, что периодическая си­стема Д. И. Менделеева является классификацией хими­ческих элементов по электронным структурам их атомов.

В атомах элементов I периода (Н и Не) электроны запол­няют один энергетический уровень (К); в атомах элементов II периода (от Li до Ne) электроны заполняют два энерге­тических уровня (К и L); в атомах элементов III периода (от Na до Аг) — три энергетических уровня (К, L и М); в атом ах элементов IV периода (от К до Кг) - четыре энергети­ческих уровня (К, L, М и N). Аналогично в атомах элемен­тов V периода электроны заполняют пять уровней и т. д. Число заполняемых энергетических уров­ней (электронных слоев) в атомах всех элементов данного периода равно номеру периода. В атомах всех известных элементов электроны заполня­ют от 1 до 7 энергетических уровней, поэтому периодичес­кая система состоит из семи периодов. Каждый период начинается щелочным металлом (кроме первого периода), в атомах которого на внешнем электрон­ном слое имеется один s-электрон; электронное строение внешнего слоя — ns¹ (л — номер периода). Каждый период заканчивается благородным газом. В ато­мах всех благородных газов (кроме Не) на внешнем элект­ронном слое имеются два s- и шесть p-электронов; электрон­ное строение внешнего слоя пs²пр⁶ (п - номер периода). Восемь электронов— это макси­мальное число электронов на внешнем электронном слое атомов.

Элементы ₃Li, ,,Na, ₁₉К находятся в главной подгруппе I группы; их атомы имеют на внешнем слое 1 электрон. Элементы ₄Ве, ₁₂Mg, ₂₀Са находятся в главной подгруппе II группы; их атомы имеют на внешнем слое 2 электрона и т. д. Следовательно, число электронов на внешнем слое атомов элементов главных подгрупп (кроме Н и Не) равно номеру группы, в которой находятся элементы. При увеличении порядкового номера последовательно увеличивается общее число электронов в атомах элементов, а число электронов на внешнем электронном слое изменяется периодически. Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении порядкового номера объясняется тем, что периодически повторяется строение внешнего электронного слоя в атомах элементов.

–Заряд ядер атомом увеличивается.

–Число электронных слоев атомов не изменяется.

–Число электроном на внешнем слое атомов увеличи­вается от 1 до 8

–Радиус атомов уменьшается

– Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается.

–Энергия ионизации увеличивается.

–Сродство к электрону увеличивается.

–Электроотрицательность увеличивается.

–Металличность элементов уменьшается.

–Неметалличность элементов увеличивается.

Рассмотрим, как изменяются некоторые характеристи­ки элементов в главных подгруппах сверху вниз:

–Число электронных слоев атомов увеличивается.

–Число электронов на внешнем слое атомов оди­наково.

–Радиус атомов увеличивается.– Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается.

–Энергия ионизации уменьшается.– Сродство к электрону уменьшается.

–Электроотрйцательность уменьшается.– Металличность элементов увеличивается.

–Неметалличность элементов уменьшается.

5. Основные характеристики атомов: атомные (орбитальные, ковалентные), ван-дер-вааальсовы и ионные радиусы, энергии ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, относительная электроотрицательность, закономерности их изменения .

1. Атомные радиусы - характеристики атомов, позволяющие приближенно оценивать межатомное (межъядерное) расстояние в молекулах и кристаллах. Согласно представлениям квантовой механики, атомы не имеют четких границ, однако вероятность найти электрон, связанный с данным ядром, на определенном расстоянии от этого ядра быстро убывает с увеличением расстояния. Поэтому атому приписывают некоторый радиус, полагая, что в сфере этого радиуса заключена подавляющая часть электронной плотности (90-98%). А.р. - величины очень малые, порядка 0,1 нм, однако даже небольшие различия в их размерах могут сказываться на структуре построенных из них кристаллов, равновесной конфигурации молекул и т.п. Опытные данные показывают, что во мн. случаях кратчайшее расстояние между двумя атомами примерно равно сумме соответствующих А. р. - т. наз. принцип аддитивности. В зависимости от типа связи между атомами различают металлич., ионные, ковалентные и ван-дер-ваальсовы А. р.

Металлич. радиус равен половине кратчайшего расстояния между атомами в кристаллич. структуре металла. Его значение зависит от координац. числа К (числа ближайших соседей атома в структуре). Чаще всего встречаются структуры металлов с К = 12.

Ионные радиусы используют для приближенных оценок кратчайших межъядерных расстояний в ионных кристаллах, предполагая, что эти расстояния равны сумме соответствующих ионных радиусов атомов. Впервые ионные радиусы были определены в 20-х гг. 20 в. В. М. Гольдшмидтом, опиравшимся на рефрактометрич. значения радиусов F^- и О^2-.

Ковалентный радиус равен половине длины одинарной хим. связи X—X, где Х - атом неметалла. Для галогенов ковалентный А.р. - это половина межъядерного расстояния в молекуле Х₂, для S и Se - в Х₈, для С - в кристалле алмаза. Пользуясь правилом аддитивности А.р., предсказывают длины связей в многоатомных молекулах.

Ван-дер-ваальсовы радиусы определяют эффективные размеры атомов благородных газов. Эти радиусы равны половине межъядерного расстояния между ближайшими одинаковыми атомами, не связанными между собой хим. связью, т.е. принадлежащими разным молекулам. Значения ван-дер-ваальсовых радиусов находят, пользуясь принципом аддитивности А.р., из кратчайших контактов соседних молекул в кристаллах. В среднем они на ~ 0,08 нм больше ковалентных радиусов. Знание ван-дер-ваальсовых радиусов позволяет определять конформацию молекул и их упаковку в молекулярных кристаллах.

Энергия ионизации атома E_i – количество энергии, необходимой для отрыва ē от невозбужденного атома. При движении слева направо по периоду энергия ионизации постепенно увеличивается, при увеличении порядкового номера в пределах группы - уменьшается. Минимальные потенциалы ионизации имеют щелочные металлы, максимальные - благородные газы. Для одного и того же атома вторая, третья и последующие энергии ионизации всегда увеличиваются, так как электрон приходится отрывать от положительно заряженного иона.

Е сродства атома к электрону A_e – Е, кот. Выделится при присоединении ē к атому. Наибольшим сродством к электрону обладают атомы галогенов. Обычно сродство к электрону для атомов различных элементов уменьшается параллельно с ростом энергии их ионизации.

Электроотрицательность – мера способности атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с др. элементами в соединении. ее можно представить как полусумму молярных энергий ионизации и сродства к электрону: Э/О = 1/2 (E_i + A_e). Абсолютные значения электроотрицательностей атомов различных элементов используются очень редко. Чаще используют относительную электроотрицательность, обозначаемую буквой c . Первоначально эта величина определялась как отношение электроотрицательности атома данного элемента к электроотрицательности атома лития. Так как относительная электроотрицательность зависит прежде всего от энергии ионизации атома (энергия сродства к электрону всегда намного меньше), то в системе химических элементов она изменяется примерно также, как и энергия ионизации, то есть возрастает по диагонали от цезия ко фтору.