Билет№4

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 показаны на рис.4.1,e-i. Форма граничных поверхностей f-орбиталей сложнее, чем d-орбиталей Орбитальное квантовое число характеризует также энергию электронов подуровня в пределах данного энергетического уровня.            

Билет№5

Условная запись, представляющая распределение электронов атома по энерге- тическим уровням и подуровням (атомным орбиталям), называется электронной формулой атома. Для составления электронной формулы, в которой представ- лено состояние каждого электрона (его энергия, форма орбитали, магнитные ха- рактеристики), необходимо знать: − последовательность заполнения подуровней электронами (принцип наименьшей энергии), − максимальную емкость каждого подуровня. При распределении электронов по квантовым ячейкам следует руководство- ваться принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех квантовых чисел, т.е. атомная орбиталь не может содер- жать более двух электронов, причем их спиновые моменты должны быть проти- воположными ↑↓

правило Клечковского. Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел ~n+l. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением ~n.

Билет№6

Открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс. Периодический закон получил современную формулировку: «Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов элементов».

Современная периодическая система включает 109 химических элементов. В 1988 году был синтезирован 110 химический элемент. Из 109 химических элементов 89 обнаружены в природных объектов. Все остальные элементы синтезированы искусственно. Все элементы, которые располагаются после урана называются трансурановыми химическими элементами. Они синтезированы при помощи ядерных реакций.

Билет№7

s-элементы: у них заполняется внешний nS подуровень, это первые два элемента любого периода. (Все металлы, кроме H и He)

p-элементы: у них заполняется внешний nP подуровень, это последние 6 элементов любого периода (амфотерные металлы и неметаллы)

d-элементы: у них заполняется предвнешний (n-1)d подуровень. Находятся в больших периодах между S и P элементами. (Все металлы)

f-элементы: у них заполняется предвнешний (n-2)f подуровень. Расположены в нихжней части таблицы (лантаноиды и актиноиды). (Все металлы)

Билет№8

Электронно-графические формулы - расположение электронов по орбиталям, где сами электроны отмечены стрелочками, а орбитали – квадратиками.

Принцип Паули: Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули часто формулируется так: В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

Правило Гунда: орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму с противоположными, т.е суммарное спиновое число электронов должно быть максимально.

Валентность – это способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов. В нормальном состоянии валентность соответствует кол-ву неспаренных электронов. В возбужденном состоянии один из спаренных электронов переходит на свободную орбиталь. (валентность увеличивается на 2). Так происходит, пока есть спаренные электроны и свободные орбитали.

Билет№9

Период – это серия элементов, атомы которых характеризуются одинаковым числом энергетических уровней, но различным кол-вом валентных электронов. При увеличении порядкового номера атома в периоде уменьшаются металлические свойства, атомные радиусы уменьшаются.

Группа – это совокупность элементов, с одинаковым кол-вом валентных электронов, но разным кол-вом энергетических уровней. В каждой группе (S, P) при увеличении порядкового номера элемента уменьшаются неметаллические свойства, радиус атома увеличивается.

Билет№10

Энергия ионизации Е1 – минимальная энергия, которую требуется затратить на то, чтобы удалить данный электрон с атомной орбитали невозбужденного атома на бесконечно большое расстояние от ядра без сообщения ему кинетической энергии. Энергия ионизации соответствует следующему процессу: Э + ЕI → Э+ + е, где ЕI - кДж / моль. Энергии ионизации возрастает в периоде по мере увеличения порядкового номера элемента. Наименьшее ее значение имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периода. Наибольшее значение энергии ионизации характерно для инертных газов, находящихся в конце периода. В группе элементов энергия ионизации уменьшается с повышением порядкового номера элемента. Это обусловлено увеличением размеров атомов и экранированием внешних электронов внутренними. Сродство к электрону атома ЕА – энергия, которая выделяется (или затрачивается) при присоединении к нейтральному атому электрона с образованием отрицательного иона: Э + е → Э- + ЕА где ЕА - кДж / моль. Сродство к электрону считают положительным, если присоединение электрона сопровождается выделением энергии (ЕА> 0). Если для присоединения электрона нужно затратить энергию, то сродство к электрону считается отрицательным (ЕА<0). Сродство к электрону зависит от электронной структуры атома. Наибольшим сродством к электрону обладают элементы подгрупп 7А (галогены) у большинства металлов и благородных газов сродство к электрону невелико или даже отрицательно. Наименьшее значение сродства к электрону у атомов с заполненными и наполовину заполненными s и р-подуровнями. В подгруппах сверху вниз сродство к электрону атомов уменьшается, но не всегда монотонно. Вследствие экспериментальных трудностей значение сродства к электрону известны не для всех атомов. Понятие электроотрицательности элементов ввел американский физикохимик Полинг. По определению Полинга электроотрицательность – это способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи. Электроотрицательность зависит от типа соединений, валентного состояния элемента. Поэтому такая характеристика имеет условный характер. Однако ее использование полезно для качественного объяснения типа химических связей и свойств соединений. В периоде электроотрицательность возрастает с увеличением порядкового номера элемента (слева направо), а в группе, как правило, убывает по мере увеличения заряда ядра (сверху вниз). Таким образом , наименьшее значение электроотрицательности имеют s-элементы 1 группы, а наибольшее р-элементы 6 и 7 групп.