1 В соответствии с современными представлениями -Атом- мельчайшая химически недели-

мая частица вещества. В результате экспериментов было установлено, что атомы состоят

из ядер, в которых сосредоточена основная масса атома, и электронной оболочки. Атом-

ное ядро содержит положительно заряженные частицы- протоны и приблизительно равные

им по массе нейтроны, не имеющие заряда. Границы атома определяются электронной обо-

лочкой, состоящей из элетронов- частиц , имеющих массу, значительно меньшую масс

протонов и нейтронов и отрицательный заряд, равный заряду протонов. Число электронов

равно числу протонов, таким образом, в целом атом электронейтрален. Атомный номер═Z

равен числу протонов в атомном ядре. В электронной оболочке электронейтрального атома

содержится Z электронов. Массовое число═A равно числу протонов Z и числу нейтронов N

в атомном ядре; A = Z + N. Совокупность атомов, имеющих одинаковое количество

протонов в ядре, а следовательно и одинаковые атомный номер и заряд называют

химическим элементом. Изотопы-атомы одного элемента, различающиеся количеством

нейтронов в ядре. Ионы- электрически заряженные частицы, образующиеся при потере или

присоединении электронов атомами или группами атомов. Основы атомно-молекулярного

учения: все вещества состоят из атомов, атом-мельчайшая химически неделимая частица в-ва,

атомы разных элементов отличаются по массе, элемент-совокупность одинаковых атомов,

атомы взаимодействуют в целочисленных отношениях, образуя молекулы, молекула-

наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Относительная атомная масcа (Ar) – безразмерная величина, равная отношению средней

массы атомов к 1/12 массы изотопа атома углерода ¹²С. Относительная молекулярная масса

(Mr) - безразмерная величина, равная отношению средней массы молекулы вещества к 1/12

массы изотопа атома углерода ¹²С. Моль () –количество вещества, содержащее столько же

структурных единиц, сколько содержится в 12г изотопа атома углевода ¹²С. Моль любого

вещества содержит одинаковое число частиц 6,02*10²³. Молярная масса – масса одного моля

вещества Молярная масса – отношение массы (m) к количеству вещества ()

2 Модель Бора не дает логического обоснования природы квантования и устойчивости

стационарных состояний. Она оказывается не­пригодной для многоэлектронных атомов. Возникает

необходимость в новой модели атома. Современное квантово-механическое описание строения

атома основывается на корпускулярно-волновой природе элементарных частиц.

Корпускулярно волновой дуализм был предложен Эйнштейном для фотонов и распространен на все

эл. частицы Де-Бройлем. Гейзенберг постулировал принцип неопределенности, согласно которому

положение и импульс движения микрочастицы принципиально невозможно определить в любой

момент времени, увеличение точности определения одного уменьшает точность определения другого,

следовательно, теряет смысл понятие траектории. Шредингером было сформулировано уравнение

движения квантовой частицы. Из него вытекает в частности понятие орбитали –поверхности,

охватывающей область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона составляет

90-95 процентов.

3 Атомы характеризуются определенным значением заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по энергетическим уровням. Поведение электронов в атоме можно охарактеризовать четырьмя квантовыми числами: Главное квантовое число n - определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия зависит от расстояния между электроном и ядром: чем ближе к ядру электрон, тем меньше его энергия. Т.е. главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне. n совпадает с номером периода, принимает численные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞. и имеет, соответственно, буквенные обозначения К L M N O P Q. Орбитальное квантовое число l (называемое также побочным ) определяет форму электронного облака и расщепление энергетического уровня на подуровни. Принимает целочисленные значения от 0 до (n - 1) и обозначается строчными буквами l = 0 ( s ), 1( p ), 2 ( d ), 3 ( f ). Пусть n = 1, l = 0. Таким значением l характеризуются электронные облака, имеющие сферическую симметрию. Такие электроны называются s – электронами

Пусть n = 2, l = 0, 1. орбитальному квантовому числу l = 1 соответствует гантелевидная форма электронного облака (объемная восьмерка). Электроны, у которых l = 1, называются p-электронами. Электроны 2-го энергетического уровня образуют два подуровня: 2s и 2p.

Если n = 3, l = 0, 1, 2. Орбитальному квантовому числу l = 2 соответствует более сложная форма электронных облаков. Электроны, орбитальное квантовое число которых равно 2, называются d-электронами. Третий энергетический уровень содержит три подуровня: 3s, 3p, 3d.

Если n = 4, l = 0, 1, 2, 3.Орбитальному квантовому числу l = 3 соответствует еще более сложная форма электронных облаков, а электроны с l = 3, называются f - электронами. Четвертый энергетический уровень содержит четыре подуровня: 4s, 4p, 4d, 4f.

Магнитное квантовое число m_l. Характеризует ориентацию облаков в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения – l,..,0,..,+ l. при l = 0(s), m_l = 0 соответствует одной атомной орбитали на s-подуровне;  l = 1(p), m_l = ±1, 0 – три возможных ориентации соответствуют трем атомным орбиталям на p – подуровне, и т.д. Спиновое квантовое число m_s. Оно имеет только два значения + 1/2 и -1/2. Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками 

4 Электронные формулы описывают распределение электронов в атомах по энергетическим уровням и орбиталям. Пример электронной формулы: 1S22S22P1 . Формула соответствует элементу B(бор) и говорит о том что на 1 уровне на S-орбитали находится 2 электрона , на 2 уровне на S и P орбиталях находится соответственно 2 и 1 электронов. Заполнение орбиталей происходит в соответствии с принципом Паули, правилом Хунда и двумя правилами Клечковского. Принцип Паули. В атоме не может быть 2 электронов, имеющих одинаковые значения всех 4 квантовых чисел. На одной орбитали может расположиться не более 2 электронов. Правило Хунда. При заполнении энергетического подуровня суммарный спин должен быть максимальным. Правила Клечковского: первыми заполняются орбитали с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) . При одинаковых значениях (n+l) первой заполняется орбиталь с меньшим значением n.

5. В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого сле­дующая. Свойства элементов, а также строение и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов и определяются однотипными периодически повторяющимися конфигурациями атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая сис­тема Д. И. Менделеева. Все элементы делятся на s p d f в зависимости о того, на какой подуровень попадает последний электрон. S и p- элементы главных подгрупп, d и f –побочных Номер периода совпадает с главным квантовым числом, числом энергетических уровней, номером внешнего уровня . Для элементов главных подгрупп число электронов = номеру группы. На внешнем уровне не может быть больше 8 электронов. У элементов побочных подгрупп идет заполнение предвнешнего слоя, внешняя оболочка образована 1 или 2 s-электронами, поэтому химические свойства всех элементов побочных подгрупп близки друг к другу . Каждый период начинается s - элементом (s¹ щелочной металл) и заканчивается p – элементом (s²p⁶ инертный газ). 1 период содержит 2 s – элемента. 2-3 содержит по 2 s – элемента и 6 р – элементов. В 4-5 между s и p вклиниваются d и f элементы.

6-7 Свойства всех химических элементов зависят от конфигурации электронной оболочки атома элемента. Различают металличность -способность атомов отдавать электроны и неметалличность -способность электроны присоединять. Энергия ионизации -энергия необходимая для отрыва электрона от атома, чем она меньше, тем сильней металлические свойства элемента, энергия сродства к электрону - энергия, выделяющиеся при присоединению электрону к нейтральному атому, чем она больше, тем сильнее неметаллические свойства элемента. Электроотрицательность- величина , характеризующая способность атомов отдавать электроны. Электроотрицательность равна сумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Чем она выше, тем силнее неметаллшические свойства элемента. Вследствие того, что заполнение электронных орбиталей происходит в соответствии с определенными закономерностями (принцип Паули, правило Хунда, правила Клечковского) конфигурации электронных оболочек оказываются периодически повторяющимися. Для элементов, находящихся в одной группе и подгруппе они совпадают, вследствие этого они имеют схожие свойства(так все элементы первой группы- щелочные металлы) Также на химические свойства оказывает влияние изменение радиуса атома -чем больше радиус, тем легче атомы отдают электрон. Кроме того существенным является экранирование ядра атома при увеличении количества электронных оболочек. В группе при движении вниз растет количество энергетических уровней, радиус увеличивается, растет экранирование ядра , ослабевает взаимодействие атома с внешним электроном, снижается энергия ионизации, падает сродство к электрону, снижается электроотрицательность. Как следствие- металлические свойства элементов растут. В периоде при движении слева направо количество уровней не меняется, растет заряд ядра, радиус не меняется, усиливается взаимодействие атома с внешним электроном, Как следствие растут энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность. Неметаллические свойства усиливаются.

8 Ковалентная связь между атомами возникает при перекрывании их атомных орбиталей с образованием молекулярных орбиталей (МО). Различают два механизма образования ковалентной связи.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону:

ДOНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ - образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора:

Характеристики ковалентной связи не зависят от механизма ее образования.

Ковалентная связь характеризуется направленностью , насыщаемостью, кратностью, длиной и энергией связи. Энергия связи – энергия, выделяющаяся при ее образовании, или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Энергия связи характеризует ее прочность. Длина связи – расстояние между центрами связанных атомов. Чем меньше длина, тем прочнее химическая связь Кратность-число электронных- пар связывающих атомы. Чем выше кратность связи, тем она короче и прочнее. Так как атомные орбитали пространственно ориентированы, то перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям, что обусловливает направленность ковалентной связи. Количественно направленность выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекулах и твердых телах. Связь направлена так, чтобы возможность перекрывания электронных облаков была максимальной .Насыщаемость определяется количеством неспаренных электронов на внешнем слое. При возбуждении атома происходит распаривание и промотирование электронов на свободные орбитали. В результате валентные возможности атома возрастают. Промотирование энергетически выгодно только в пределах одного уровня. Промотирование обьясняет переменную валентность атомов.

Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связь образо­вана одинаковыми атомами, например Н—Н, О=О, Сl—Сl, N=N, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной связью . Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома. В этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием спо­собности атома притягивать электрон может служить электроотрица­тельность. Чем выше ЭО у атома, тем более вероятно смещение элек­тронной пары в сторону ядра данного атома. Поэтому разность электроотрицательности атомов характеризует полярность связи.

Ковалентная неполярная связь.

При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрицательностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H2, F2, Cl2, O2, N2. Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодействием, которые осуществляет при сближении атомов.