1.Волновые свойства электрона. Квантовые числа, s-,p-,d-,f-состояния электрона. Электронные орбитали. Согласно гипотезе де Бройля (1924), электрон (как и все другие материальные микрообъекты) обладает не только корпускулярными, но и волновыми свойствами. Де-бройлевская длина волны нерелятивистского электрона равна , гдеv — скорость движения электрона. В соответствии с этим электроны, подобно свету, могут испытывать интерференцию и дифракцию. дифракция - явления, наблюдаемые при прохождении волн мимо края препятствия, связанные с отклонением волн от прямолинейного распространения при взаимодействии с препятствием интерференция - сложение в пространстве двух (или нескольких) волн, при котором в разных точках получается усиление или ослабление амплитуды результирующей волны Сост.любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором 4 квантовых чисел: n, l, m, s. Главное кв.ч. n характеризует общий уровень энергии электрона. Принимает знач. от 1 до 7 (соотв.буквенным обозначениям: k,l,m,n,o,p,q). Чем больше n, тем больше энергия. Переход с одного уровня на другой сопровождается выделением энергии (квантов). Побочное (орбитальное) кв.число хар-ет энергетич.составляющую электрона на подуровне (l=n-1) и определяет форму атомной орбитали. Принимают целочисленные значения от 0 до (n-1), обозначаются буквами s (кв.ч. 0, сферическая форма), p (кв.ч. 1, типа гантелька), d (кв.ч.2, еще более сложная форма), f (кв.ч3, охуительно сложная форма). Магн.к.ч. опр. ориентацию эл-го облака в пространстве (+3,+2,+1,0, -1, -2, -3). Спиновое к.ч. характеризует напр. вр-я электрона. (+1/2 и -1/2). Наиб.ч. эл-ов на подуровне вычисл.по формуле 2n².макс.число – 32. Распр.эл-ов по уровням и подуровням изобр. с помощью электронных формул или ячеек. Пример: Mg-1s²2s²2p⁶3s²

2.Принцип Паули. Емкость энергетических уровней и подуровней атомов элементов. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех 4 кв.ч. У двух электронов могут быть попарно одинаковыми 3 числа, но они обязаны различаться по четвертому. Наибольшее число электронов Z в оболочке с главным квантовым числом. Максимальное число электронов на одном уровне известных ныне электронов – 32. Ограничение принципа Паули: внешний электронный уровень атомов (кроме элемента №46 – палладий) может состоять максимум из двух подуровней – S и P. То есть максимально возможное число электронов на внешнем уровне отвечает конфигурации (8 электронов). На s-2(1 орбита), на p(3орбиты)-6, на d(5орбит)-10, на f(7орбит)-14эл-ов.

3. Связь периодич. Закона со строением эл-ных оболочек атомов. Пр. Клечковского. Энергетич. Ячейки. Правило Хунда.

Д. Менделеев открыл закон в 1869 году, сформулировав его: «Св-ва простых тел, а также формы и св-ва соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов эл-ов.» Периодич.сист.– классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона. 1-ое правило Клечковского: последовательное заполнение электрон.орбиталей происходит от орбиталей с меньшим знач.суммы n+1 к большим знач.этой суммы.

2-ое правило Клечковского: при одинаковом знач.суммы заполнение происх.в напр.увелич. «n».Порядок заполнения атомных орбиталей: 1s^2-2s^2-2p^6-3s²-3p⁶-4s²-3d¹⁰-4p⁶-5s²-4d¹⁰-5p⁶-6s²-5d¹-4f¹⁴-5d^2-10-6p⁶-7s²-6d¹-5f¹⁴-6d^2-10-7p⁶. Периодич.сист.полностью отражает порядок заполнения эл-ми эн.уровней атомов любых эл-ов.

Правило Гунда (или Хунда): суммарный спин(собственный момент импульса элементарных частиц) данного подуровня должен быть макс., т.е. электроны стремятся занять макс.число своих.квант.составл.

4. Периодический закон д.И.Менделеева и периодическая система: ряды, периоды, группы, подгруппы и порядковый номер.

Д. Менделеев открыл закон в 1869 году, сформулировав его: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.» Периодическая система – классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона. Период – последовательность атомов с одинаковым числом электронных слоев. Большие периоды содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды начинаются с активного металла, по мере продвижения усиливаются неметаллические свойства, а завершаются галогеном и инертным газом. Элементы, которые как бы осуществляют переход от металлов к неметаллам, носят название переходных. Элементы группы проявляют одинаковую максимальную валентность по кислороду, равную номеру группы. Элементы главных подгрупп проявляют определенную валентность по водороду. В главных подгруппах по мере движения вниз металлические свойства усиливаются, побочных – ослабевают. Порядковый номер соответствует заряду ядра атома элемента. Современная формулировка закона: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер атомов элементов.

5. Периодическое изменение свойств химических элементов. Радиус атомов, сродство электрону, энергия ионизации, электроотрицательность. Период – последовательность атомов с одинаковым числом электронных слоев. Большие периоды содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды начинаются с активного металла, по мере продвижения усиливаются неметаллические свойства, а завершаются галогеном и инертным газом. Элементы, которые как бы осуществляют переход от металлов к неметаллам, носят название переходных. Радиус атома - расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома. Увеличивается с увеличением порядкового номера элемента. Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить на отрыв электрона с нормального уровня и удаление его на бесконечно далекий уровень. Атом при этом превращается в положительный ион. Ее можно считать мерой металличности: чем меньше энергия, тем ярче проявляются металлические свойства, и наоборот. Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Она очень мала и становится более-менее заметной с элементов 5-й группы. Электроотрицательность – сумма энергии ионизации и энергии сродства. Чем она больше, тем вероятнее превращение атомов в отрицательные ионы.

6. Образование химической связи. Энергия и длина связи.

При взаимодействии атомов между ними может возникнуть химическая связь, приводящая к образованию молекулы/иона/кристалла. Чем прочнее связь, тем больше требуется затратить энергии на ее разрыв.

При возникновении связи энергия выделяется, следовательно, уменьшается потенциальная энергия системы электронов и ядер.

Потенциальная эн. образующейся молекулы меньше суммарной потенциальной энергии исходных свободных атомов. Для характеристики химической связи используются следующие термины: Длина связи - межъядерное расстояние в невозбуждённой молекуле (обычно 1-2 Ангстрема, 1А=10^-8 см).Эн. связи – энергия, выделяющаяся при образовании данного вида связи (150-1000 кДж/моль).