Билет № 1

Строение атома.

Модель строения атома:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре.

3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (нуклонов). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

4. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Ядро - это центральная позитивно заряженная часть атома, в которой сосредоточена его масса.

Электрон - частица с негативным зарядом, который условно принят за -1.

Нейтрон - нейтральная частица, не имеющая электрического заряда. Масса нейтрона равна 1 а. е. м.

Протон - положительно заряженная частица, с такой же массой, как и нейтрон. Заряд протона равен заряду электрона и противоположен по знаку.

Число протонов в ядре атома равно числу электронов. Это число определяет заряд ядра атома элемента и его порядковый номер элемента в таблице Менделеева.

Понятие о квантовой механике.

Квантовая механика - раздел теоретической физики, описывающий квантовые системы и законы их движения.

Под квантовой механикой понимают физическую теорию динамического поведения форм излучения и вещества. Это теоретическая основа, на которой построена современная теория атомных ядер, атомов, физических тел, молекул и элементарных частиц. Вообще, квантовая механика была создана учеными, которые стремились понять строение атома. В течении многих годов легендарные физики изучали особенности и направления химии и следовали историческому времени развития событий.

Двойственная природа электрона.

Двойственность свойств электрона проявляется в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет определенную массу покоя), а с другой - его движение напоминает волну и может быть описано определенной амплитудой, длиной волны, частотой колебаний и др. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определенной траектории движения электрона - можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства.

Следовательно, под электронной орбитой следует понимать не определенную линию перемещения электрона, а некоторую часть пространства вокруг ядра, в пределах которого вероятность пребывания электрона наибольшая. Иными словами, электронная орбита не характеризует последовательность перемещения электрона от точки к точке, а определяется вероятностью нахождения электрона на определенном расстоянии от ядра.

Волновая функция.

Шредингер, основываясь на постулате Де Бройля (Любая движущиеся частица обладает волновыми свойствами и может быть охарактеризована длиной волны и частотой), принципе неопределенности Гейзенберга (Невозможно одновременно с высокой степенью точности устанавливать координаты местоположения и величину скорости движения микрочастицы, для которой присущи корпускулярно-волновые свойства) и законе сохранения энергии электрона (е) в атоме составил уравнение и решил его для простейшего атома H. Решениями уравнения Шредингер являются энергии е в атоме и "волновые" функции, зависящие от координат.

Волновая функция (ψi) не имеет определенного физического смысла, но квадрат волновой функции (ψi2) - это плотность вероятности нахождения е в точке с координатами (x,y,z) или плотность отрицательного заряда электронного облака в данной точке ψi2∙ dV - вероятность нахождения e в объеме dV.

Требования: волновая функция непрерывная, однозначная, ограниченная. В результате точного решения уравнения Шредингера оказалось, что каждой волновой

функции соответствует набор 3х целочисленных параметров - n, l, m – квантовых чисел. Шредингер рассчитал вероятность (W) нахождения на расстоянии r от ядра в основном состоянии атома водорода или, иначе, распределение электронной плотности в атоме водорода в основном состоянии.

Билет № 2

Электронная плотность.

Электронная плотность — плотность вероятности обнаружения электрона в данной точке пространства.

Пространственное распределение заряда электрона называется электронной плотностью. Исходя из того, что вероятность нахождения электрона в элементарном объеме dV равна |ψ|2dV, можно рассчитать функцию радиального распределения электронной плотности.

Если за элементарный объем принять объем шарового слоя толщиной dr на расстоянии r от ядра атома, то dV = 4πr2dr, а функция радиального распределения вероятности нахождения электрона в атоме (вероятности электронной плотности), равна: Wr = 4πr2|ψ|2dr.

Характеристика состояния электрона системой квантовых чисел, их физический смысл.

Главное квантовое число n характеризует энергию электронной орбитали. Главное квантовое число принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞, обозначаемые также буквами K, L, M, N, O, P, Q … Чем больше n, тем выше энергия орбитали. Переходы электронов с одной орбитали на другую сопровождается излучением или поглощением квантов энергии. Главное квантовое число характеризует также удаленность максимума электронной плотности от ядра. Чем больше n, тем больше объем орбитали. Совокупность электронов с одинаковым значением n называют энергетическим уровнем или оболочкой, слоем.

Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения от 0 до (n-1) и характеризует форму граничной поверхности атомной орбитали. Обозначения: 0-s; 1-p; 2-d; 3-f и т.д. Совокупность электронов, имеющих одинаковые значения l и n, называют энергетическим подуровнем (подоболочкой). Граничная поверхность s-орбиталей имеет форму сферы, р-орбиталей – гантели. Граничные поверхности d-орбиталей похожи на скрещивающиеся гантели. Форма граничных поверхностей f-орбиталей сложнее, чем d-орбиталей.

Орбитальное квантовое число характеризует также энергию электронов подуровня в пределах данного энергетического уровня. Энергия подуровней возрастает в ряду s, p, d, f (Es<Ep<Ed<Ef). Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве и может принимать целочисленные значения от +l до –l, включая 0. d-подуровень содержит пять орбиталей, s-подуровень – одну, p-подуровень – три, а f-подуровень – семь орбиталей. Атомной орбиталью называют также волновую функцию, характеризуемую определенным набором трех квантовых чисел.

Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси и может принимать два значения - +1/2 и -1/2.

Билет № 3

Подуровни и уровни. Уровни: 1-2-3-4-5-6-7. Подуровни: s-p-d-f. Правила Клечковского:

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

1.Первой заполняется АО с наим суммой (n+l). (n1+l1)<(n2+l2). E1<E2.

2.Если сумма (n+l) одинакова, первой заполняется АО с наименьшим значением n. (n1+l1)=(n2+l2). n1<n2. E1<E2

Нарушения правил Клечковского возможны. Проскок e характерен для: Cu, Cr, Ag, Nb, Ma, Ru, Rh, Pd, Au, Pt.

Правило Гунда

Электроны располагаются на орбиталях равной энергии таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальный. Это означает, что первоначально электроны заполняют все свободные орбитали данного подуровня по 1-му, имея при этом параллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей 2-ми электронами.

Билет № 4

Многоэлектронными атомами называются атомы с двумя и более электронами. Рассмотрим многоэлектронный атом, в котором у электронов имеются спиновые и орбитальные моменты, и пусть магнитные взаимодействия между магнитными моментами и приложенным магнитным полем малы по сравнению с электростатическими взаимодействиями внутри атома. Рассмотрим многоэлектронный атом, заряд ядра которого равен Ze; вокруг ядра движется Z электронов. Электроны будут занимать, в соответствии с запретом Паули, различные орбиты. Еще раз подчеркнем, что слово орбиты не следует понимать слишком буквально. 

Принцип Паули

В атоме не может быть 2 электрона, у которых 4 одинаковых квантовых числа. Следовательно, на 1-ой орбитали могут находиться не более 2-х электронов, отличающихся друг от друга значением спинового квантового числа.

Максимальное число электронов на уровнях и подуровнях: На 1 уровне максимальное количество электронов = 2

На 2 уровне максимальное количество электронов = 8

На 3 уровне максимальное количество электронов = 18

На 4 уровне максимальное количество электронов = 32

На 5 уровне максимальное количество электронов = 32

На 6 уровне максимальное количество электронов = 18

На 7 уровне максимальное количество электронов = 8

На s-подуровне максимальное количество электронов = 2

На p-подуровне максимальное количество электронов = 6

На d-подуровне максимальное количество электронов = 10

На f-подуровне максимальное количество электронов = 14

Билет № 5 Периодический закон Д.И.Менделеева Свойства элементов, а потому и образуемых ими простых и сложных тел (веществ), стоят в периодической зависимости от их атомного веса. Структура периодической системы. В периодической системе существуют горизонтальные и вертикальные ряды химических элементов. Период – это горизонтальный ряд химических элементов, расположенные в порядке возрастания заряда атомного ядра. У химических элементов, находящихся в одном периоде атомы имеют одинаковое количество энергетических уровней. Всего существует семь периодов. Различают малые и большие периоды химических элементов. Малые периоды содержат один ряд химических элементов (первый период – два элемента, второй период – восемь элементов и третий период – то же восемь химических элементов). Большие периоды содержат по два ряда химических элементов (Четвертый период – восемнадцать элементов пятый период – восемнадцать элементов и шестой период – тридцать два химических элемента. Каждый период начинается со щелочного металла и заканчивается инертным газом. Изменение свойств химических элементов в пределах периода называется горизонтальной периодичностью. Группа – вертикальные ряды, химические элементы в которых имеют одинаковое количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Нахождение элемента в подгруппе определяется сходством конфигурации внешнего энергетического уровня. От порядка заполнения атомных орбиталей все элементы делятся на s, p, d и f семейства. S и P химические элементы располагаются в главных подгруппах. D элементы располагаются в побочных подгруппах. F элементы – это химические элементы, относящиеся к семейству актиноидов и лантаноидов, а также побочной подгруппы третьей группы. Связь Периодической системы со строением атома Число протонов в ядре атома равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу. Пример: На основании периодической таблицы охарактеризуйте химические элементы с порядковыми номерами 21 и 34. Для характеристики химического элемента по периодической системе Д.И.Менделеева следует рассмотреть: 1.      Положение в периодической таблице (порядковый номер; период, ряд; группа, подгруппа; атомная масса). 2.      Строение атома (заряд ядра; состав ядра - количество протонов p₁¹, нейтронов n₀¹ и электронов ē; число энергетических уровней и подуровней; написать формулу электронной конфигурации; квантовые ячейки; по числу и характеру валентных электронов определить тип элемента). 3.      Формулы и химический характер соединений (высшего оксида и гидроксида; водородных соединений). 4.      Сравнить с соседями (по периоду, по группе). a)     Порядковый номер элемента Z = 21 обозначает: заряд ядра атома элемента (скандия): ⁶⁵₂₁Sc – +21; число протонов p₁¹: ₂₁Sc – 21 p₁¹; число электронов ē: ₂₁Sc – 21ē; число нейтронов n₀¹ = A_r – Z = 65 – 21 = 44 – 44n₁⁰ .Скандий находится в IV периоде; номер периода обозначает число энергетических уровней - 4. Скандий расположен в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны будут находится на 4s- и 3d-подуровнях.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

3d1 4s2

Электронная формула скандия

 или в виде сокращенной записи: [Ar] 3d¹4s²

 Электронная формула в виде квантовых ячеек: Скандий – d- элемент. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому элемент будет проявлять металлические свойства. Формула высшего оксида – Sc₂O₃, гидроксида – Sc(OH)₃ обладают слабыми основными свойствами. Соединений с водородом не образует.

Билет № 6

Атомные и ионные радиусы, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность; их связь с периодической системой Д.И.Менделеева

Атомный радиус — это радиус сферы, внутри которой заключено ядро атома и 95% плотности всего электронного облака, окружающего ядро. Это условное понятие, т.к. электронное облако атома не имеет четкой границы, оно позволяет судить о размерах атома.

Численные значения атомных радиусов разных химических элементов находят экспериментально, анализируя длины химических связей, т.е. расстояния между ядрами связанных между собой атомов. Радиусы атомов выражают обычно в нанометрах (нм), 1 нм = 10^–9 м, пикометрах (пм), 1 пм = 10^–12 м или ангстремах (A), 1 A = 10^–10 м.

Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z имеет периодический характер. В пределах одного периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева наибольшее значение атомного радиуса у атома щелочного металла. Далее с ростом Z значение радиуса уменьшается, достигает минимума у атома элемента VIIА группы, а затем скачком возрастает у атома инертного газа и далее еще больше — у атома щелочного металла следующего периода.

Ионный радиус. Радиусы ионов отличаются от атомных радиусов соответствующих элементов. Потеря атомами электронов приводит к уменьшению их эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов — к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного иона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома. Так, радиус атома калия составляет 0,236 нм, а радиус иона K⁺ — 0,133 нм; радиусы атома хлора и хлорид-иона Сl^– соответственно равны 0,099 и 0,181 нм. При этом радиус иона тем сильней отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона. Например, радиусы атома хрома и ионов Cr²⁺ и Cr³⁺ составляют соответственно 0,127, 0,083 и 0,064 нм.

В пределах главной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда, как и радиусы атомов, возрастают с увеличением заряда ядра. Наиболее характерным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать внешние электроны превращаться в положительно заряженные ионы, а неметаллы, наоборот, характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов. затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации. Энергию ионизации можно определить путём бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах. 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. С увеличением порядкового номера в таблице Менделеева по группам потенциалы ионизации уменьшаются. Атомы могут не только отдавать электроны, но и присоединять их. Вообще, способность элемента отдавать или присоединять к себе электроны или электронные пары называется относительной электроотрицательностью. Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он электроны. Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в электронвольтах. Сродство к электрону атомов металлов, как правило, близко к нулю или отрицательно; из этого следует, что для атомов большинства металлов присоединение электронов энергетически невыгодно. Металлы наименее электроотрицательны. Самый электроотрицательный элемент - фтор. У него значение электроотрицательности равно 4.

Билет № 7

Виды химической связи

Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. В газообразном состоянии NaCl имеет дипольный момент ~3∙10^–29 Кл∙м, что соответствует смещению 0,8 заряда электрона на длину связи 0,236 нм от Na к Cl, т. е. Na^0,8+Cl^0,8–.

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.

Водородная связь. Ее образование обусловлено тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль^–1. Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. Внутримолекулярная водородная связь образуется, например, в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла.

Ковалентная связь

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

Классический пример неполярной ковалентной связи (разность электроотрицательностей равна нулю) наблюдается у гомоядерных молекул: H–H, F–F. Энергия двухэлектронной двухцентровой связи лежит в пределах 200–2000 кДж∙моль^–1.

Механизмы образования ковалентной связи

Выделяют два механизма образования ковалентной связи: обменный («на паритетных началах») и донорно-акцепторный. В случае обменного механизма каждый из двух атомов, образующих связь, предоставляет по одному неспаренному электрону для общей электронной пары.  В случае донорно-акцепторного механизма одна частица (донор) предоставляет собственную неподеленную электронную пару, а вторая частица (акцептор) — свободную орбиталь.

Билет № 8

Характеристика ковалентной связи: длина, энергия, полярность

Основные параметры ковалентных связей, которые определяют ее прочность и характер разрыва в реакциях, являются длина, полярность и энергия. Длина связи – расстояние между центрами атомов, связанных ковалентной связью. В пределах (слева направо) малых периодов длина связи какого-либо атома с другими уменьшается с увеличением заряда ядра атома. Внутри группы с увеличением заряд ядра длина связи возрастает (сверху вниз).  Чем больше разность ЭО элементов, тем больше полярность, тем меньше длина связи. В периодах полярность увеличивается слева направо. В группах длина связи сверху вниз увеличивается, что ведет к уменьшению прочности связи.  Полярные связи. Если 2 одинаковых атома связаны ковалентной связью, то электронная плотность рапсределяется между обоими атомами равномерно CH₃—CH₃. Если атомы имеют разную электроотрицательность, то связывающая пара электронов будет располагаться ближе к более электрооотрицательному атому.  Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать электроны собственной электроотрицательной оболочкой. Чем больше ЭОэлемента, тем сильнее притяжение между ядром и внешним электроном.  Смещение электронной плотности ковалентной связи к более электронному атому называется полярной связью.  Полярность обозначается стрелками : → для σ связей и  для π связей.  Символами δ   и δ   обозначаются частичные заряды на атомах

Пример:  Н→ Cl          Br→Cl         Степень разделения зарядов может быть охарактеризована дипольным моментом связи. Он соответствует величине разделенного заряда, умноженной на расстояние между атомами и измеряется в дебалях (D).

1 D = 10^-18e^*нм

Энергия связи. Энергия, требуемая для разрыва ковалетной связи до двух нейтральных атомов, называется энергией диссоциации связи.(Е) кДж/моль  Чем больше энергия связи, тем прочнеее связь. Энергия, необходимая для разрыва ковалентной связи, равна количеству энергии, выделяющейся при образовании этой связи.

Свойства ковалентной связи: направленность, насыщаемость; валентные углы

Ковалентная связь обладает рядом важных свойств. К их числу относятся: насыщаемость и направленность.

Насыщаемость - характерное свойство ковалент­ной связи. Она проявляется в способности атомов образо­вывать ограниченное число ковалентных связей. Это свя­зано с тем, что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной хими­ческой связи. Данное свойство определяет состав молеку­лярных химических соединений. Так, при взаимодейст­вии атомов водорода образуется молекула Н₂, а не Н₃. С точки зрения МВС третий атом водорода не может присо­единиться, так как спин его электрона окажется парал­лельным спину одного из спаренных электронов в молеку­ле. Способность к образованию того или иного числа кова­лентных связей у атомов различных элементов ограни­чивается получением максимального числа неспаренных валентных электронов.

Направленность - свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы. Причина направленности связи заключается в том, что перекрывание электронных орбиталей возможно только при их определенной взаимной ориентации, обеспечиваю­щей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания. В этом случае образуется наиболее проч­ная химическая связь.

Направление ковалентных связей характеризуется валентными углами - углами между линиями, соединяющими связываемые атомы. Графическая формула химической частицы не несет информации о валентных углах. Например, в сульфат-ионе SO₄²⁻ валентные углы между связями сера−кислород равны 109,5^o, а в тетрахлоропалладат-ионе [PdCl₄]²⁻ − 90^o. Совокупность длин связей и валентных углов в химической частице определяет ее пространственное строение. Для определения валентных углов используют экспериментальные методы изучения структуры химических соединений. Оценить значения валентных углов можно теоретически, исходя из электронного строения химической частицы.

Билет № 9

Гибридизация

Гибридизация атомных орбиталей – изменение формы и энергии орбиталей атома при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Различные орбитали, не сильно отличающиеся энергиями, образуют соответствующее число гибридных орбиталей. Число гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Гибридные орбитали одинаковы по форме электронного облака и по энергии. По сравнению с атомными орбиталями они более вытянуты в направлении образования химических связей и поэтому обуславливают лучшее перекрывание электронных облаков.