Для описания стоячей волны, образованной в атоме движущимся электроном, т.е. для нахождения волновой функции необходимы квантовые числа.

1.Главное квантовое число характеризует удалённость электрона от ядра и определяет его энергию (чем больше , тем больше энергия электрона и тем меньше энергия связи с ядром). принимает целочисленные значения от 1 до.

Состояние электрона характеризующееся различными значениями главного квантового числа , называется электронным слоем (электронной оболочкой, энергетическим уровнем). Они обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, 5, …

Квантовое состояние атома с наименьшей энергией – основное состояние, а с более высокой – возбуждённое состояние. Переход электрона с одного уровня на другой сопровождается либо поглощением, либо выделением энергии: .

2.Побочное квантовое (орбитальное, азимутальное) число (принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1)).

Состояние электрона характеризующееся различными значениями

побочного квантового числа называется энергетическим подуровнем.

В пределах каждого уровня с увеличением , растёт энергия орбитали.

3.Магнитное квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве (принимает все целочисленные значения от - до +).

4.Спиновое квантовое число характеризует вращательный момент, который приобретает электрон в результате собственного вращения вокруг своей оси (принимает два значения: – вращение по часовой стрелке, – вращение против часовой стрелки).

(p-элементы) У этих элементов заполняется внешний p-подуровень. Валентными у них является не только p-, но и s-электроны. Высшая степень окисления - № групп.

5а подгруппа: N, P, As, Sb, Bi. Степень окисления +3; +5; -3. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются. Bi – типичный металл. ns²p³

Азот.Азот – не поддерживающий дыхания. При обычных условиях азот – газ без цвета и запаха. Нахождение в природе:По объему много в атмосфере – 78,09%; в земной коре в виде минералов. Ионы CN^-, NO₃^-, NH₄⁺(натриевая селитра NaNO₃) Участвует в различных процессах жизнедеятельности, в термоядерных реакциях на Солнце, присутствует в белках,. Азот переводится клубеньковыми бактериями в соединения. Степень окисления от -3 до +5.3 неспаренных электрона в NH₄⁺

Ионное состояние в нитрогруппе. Молекула азота двухатомная NN.

Получение: в промышленности из воздуха, в лабораторных условиях из NH₄NO₂N₂+2H₂O; (NH₄)₂Cr₂O₇N₂+4H₂O+Сr₂O₃

Химические свойства. Азот инертен.

N₂+O₂=NO\NH₃+O₂N₂+H₂O\NH₃+Cl₂N₂+NH₄Cl\NH₃+NaNaNH₂+H_2. В образовании связей участвуют 2р-электрона и 2s-электрона, неподеленная пара способна образовывать водородные связи

Аммиак обладает основными свойствами:

NH₃+HClNH₄Cl; NH₃+Н₂ONH₄ОН; CuO+ NH₃Cu+N₂+H₂O

Оксиды азота. N₂⁺¹O-закись азота (веселящий газ),

N⁺²O - бесцветный газ.N₂⁺³О₃; N⁺⁴O₂; N₂⁺⁵О₅ – кислотные.

N₂О₃ – красно-бурый газ, соли – нитриты.

NO₂ – бурый газ с удушливым запахом. NO₂+H₂ONH₂+HNO₃ , NO₂ – сильный окислитель.N₂О₅ – единственный твердый оксид при обычной температуре, бесцветные кристаллы. N₂О₅+H₂OHNO₃

1 часть HNO₃ + 3 части HCl  царская водка.Все соли азотистой кислоты ядовиты.

Азотная кислота. При нагревании и под действием света разлагается. С водой смешивается в любых отношениях. Обладает сильными окислительными свойствами. Большинство металлов превращается концентрированной азотной кислотой в соответствующие оксиды или нитраты. Устойчивы к действию азотной кислоты Pt, Rh родий, Ir, Ta, Au.

Концентрированная HNO₃ энергично действует на неметаллы:

HNO₃+SH₂SO₄ \HNO₃+PH₃PO₄\HNO₃+AsH₃AsO₄\HNO₃+I₂HIO₃

Фосфор. Электронная формула 3s²3p³. В переводе с греческого – концентрирующий свет, светится в темноте. Благодаря высокой реакционной способности в природе не встречается. Фосфор входит в состав белков, ферментов, витаминов. Наиболее характерны степени окисления: +5 - Н₃РО₄, +3 – PCl₃; -3 – РН₃. МЫШЬЯК, СУРЬМА, ВИСМУТ – проявляют металлические свойства. В природе встречаются в виде сульфидов. Оксид мышьяка, как N и Р – кислотный. Оксид сурьмы (III) является амфотерным, оксид сурьмы (V) – кислотным, оксид висмута(III) – основным.

температуре, бесцветные кристаллы. N₂О₅+H₂OHNO₃

1 часть HNO₃ + 3 части HCl  царская водка.Все соли азотистой кислоты ядовиты.

Азотная кислота. При нагревании и под действием света разлагается. С водой смешивается в любых отношениях. Обладает сильными окислительными свойствами. Большинство металлов превращается концентрированной азотной кислотой в соответствующие оксиды или нитраты. Устойчивы к действию азотной кислоты Pt, Rh родий, Ir, Ta, Au.

Концентрированная HNO₃ энергично действует на неметаллы:

HNO₃+SH₂SO₄ \HNO₃+PH₃PO₄\HNO₃+AsH₃AsO₄\HNO₃+I₂HIO₃

Фосфор. Электронная формула 3s²3p³. В переводе с греческого – концентрирующий свет, светится в темноте. Благодаря высокой реакционной способности в природе не встречается. Фосфор входит в состав белков, ферментов, витаминов. Наиболее характерны степени окисления: +5 - Н₃РО₄, +3 – PCl₃; -3 – РН₃. МЫШЬЯК, СУРЬМА, ВИСМУТ – проявляют металлические свойства. В природе встречаются в виде сульфидов. Оксид мышьяка, как N и Р – кислотный. Оксид сурьмы (III) является амфотерным, оксид сурьмы (V) – кислотным, оксид висмута(III) – основным.

В пределах каждого уровня с увеличением , растёт энергия орбитали.

3.Магнитное квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве (принимает все целочисленные значения от - до +).

4.Спиновое квантовое число характеризует вращательный момент, который приобретает электрон в результате собственного вращения вокруг своей оси (принимает два значения: – вращение по часовой стрелке, – вращение против часовой стрелки).

7. Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда.)

Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 3-мя принципами:

1.Принцип устойчивости (принцип min энергии): Каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, т.е. более устойчивые (с min энергией) орбитали.

Энергия атомных орбиталей возрастает следующим образом:

			Орбиталь
1	0	1	1s
2	0	2	2s
	1	3	2p
3	0	3	3s
	1	4	3p
	2	5	3d
4	0	4	4s
	1	5	4p
	2	6	4d
	3	7	4f
5	0	5	5s
	1	6	5p
	2	7	5d
	3	8	5f
	4	9	5g

2.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. Отсюда следует, что максимальное количество электронов на энергетическом уровне , на энергетическом подуровне .

Пример:

3.Правило Хунда: 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.

Количество неспаренных электронов на внешнем уровне определяет валентность элемента, т.е. способность образовывать химические связи с другими атомами. В большинстве случаев, но не всегда.

1

1

1

2

2

1

2

2

2

2

2

1

Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда.)

Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 3-мя принципами:

1.Принцип устойчивости (принцип min энергии): Каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, т.е. более устойчивые (с min энергией) орбитали.

Энергия атомных орбиталей возрастает следующим образом:

Правило Клечковского: заполнение электронами атомных орбиталей происходит в соответствии с увеличением суммы главного и побочного квантовых чисел; если одинакова, то атомная орбиталь заполняется от больших и меньших к меньшим и большим .