2. Развитие представлений о строении атома. Современные представления о строении атома (квантово-механическая модель): понятие орбитали. Принцип неопределенности, двойственная природа электрона. 1. Понятие атом (греч. «atomos» – неделимый) ввел Демокрит. Возродил атомистическую теорию английский физик и химик Джон Дальтон. Таким образом, установил, что атомы одного элемента имеют одинаковые свойства, а разных элементов – различаются по свойствам. Дальтон ввел важную характеристику атома – атомную массу и для очень многих элементов были установлены ее относительные значения. Дальтон дает характеристику атому: «Атом неделим, вечен и неразрушим».

О сложности устройства атома свидетельствуют экспериментальные открытия, сделанные в науке на рубеже конца 19-начала 20 века.

В 1879 году Крукс открыл катодные лучи, представляющие собой поток электронов в вакуумированной трубке, содержащей катод и анод. Английский физик Джозеф Томпсон назвал частицы катодных лучей электронами.

Русский ученый Столетов открыл явление фотоэффекта – испускания металлом электронов под действием падающего на него света. Значимым стало открытие Рентгеном «Х»-лучей, позже названных рентгеновскими. Эти лучи представляют собой электромагнитное излучение подобное свету с гораздо более высокой частотой, испускаемой при действии на них катодных лучей.

Большой вклад в развитие представлений об элементарных частицах внесли французский физик Антуан Анри Беккерель и супруги Кюри, открыв явление радиоактивности. Радиоактивность – это явление самопроизвольного превращения одного химического элемента в другой, сопровождаемое испусканием электронов или других частиц и рентгеновского излучения.

данные свидетельствуют о том, что атом – сложноустроенная система.

Атомно-молекулярное учение в химии

Одной из первых моделей строения атома явилась модель английского физика Джозефа Томсона, предложенная им в 30е гг. 19 века, – так называемый «пудинг с изюмом»: атом представляет собой сферу положительного электричества с вкрапленными электронами.

Для проверки этой модели в 1899-1911 гг. английский физик Эрнест Резерфорд провел опытные исследования и сформулировал планетарную (ядерную) теорию строения атома. Согласно этой модели, в центре атома находится очень маленькое ядро, размеры которого приблизительно в 100’000 раз меньше размеров самого атома. В ядре сосредоточена практически вся масса атома. Оно имеет положительный заряд. Вокруг ядра движутся электроны, заряженные отрицательно. Их число определяется зарядом ядра.

Однако такая модель имела свои недостатки:

1) Резерфорд не смог объяснить устойчивости атома. Двигаясь вокруг ядра, электрон расходует энергию и в какой-то момент, израсходовав ее всю, он должен остановиться – упасть на ядро, что равносильно гибели атома. Но на самом деле атомы – структуры довольно стабильные.

2) Резерфорд не смог объяснить линейный характер атомных спектров. Согласно его модели, электрон должен излучать энергию постоянно и поэтому атомный спектр должен быть сплошным, но экспериментальные данные доказывали обратное: спектр не сплошной, а прерывистый. Это означает, что электрон излучает энергию порциями.

Свою теорию строения атома, основанную на планетарной модели и квантовой теории, в 1913 году предложил датский физик Нильс Бор. Основные положения он сформулировал в виде постулатов:

I. Электрон может вращаться вокруг ядра по определенным, стационарным круговым орбиталям. II. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает энергию. III. Излучение электромагнитной энергии (либо ее поглощение) происходит при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую.

Но и эта модель не явилась совершенством, в ней также присутствовали противоречия. «Спасти» теорию Бора пытались многие ученые.

В 1932 году Иваненко предложил протонно-нейтронную модель ядра. Эту теорию развил Гейзенберг. Эта модель строения атома существует до сих пор, сочетает в себе все предыдущие модели и «исправляет» их недостатки. Суть теории в том, что атомное ядро состоит из протонов и нейтронов. В совокупности они называются нуклоны. Число протонов в ядре («+» заряд) характеризует его заряд. Количество электронов («-» заряд), движущихся вокруг ядра, соответствует количеству протонов в нем. Электроны движутся по определенным атомным орбиталям, которые могут существовать в различных формах. При переходе с орбитали на орбиталь испускается или поглощается электромагнитная энергия.

2. Современная модель атома является развитием планетарной модели. Согласно этой модели, ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и не имеющих заряда нейтронов и окружено отрицательно заряженными электронами. Однако представления квантовой механики не позволяют считать, что электроны движутся вокруг ядра по сколько-нибудь определённым траекториям (неопределённость координаты электрона в атоме может быть сравнима с размерами самого атома).

Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронной оболочки и описываются квантовой механикой. Положение атома в таблице Менделеева определяется электрическим зарядом его ядра (то есть количеством протонов), в то время как количество нейтронов принципиально не влияет на химические свойства; при этом нейтронов в ядре, как правило, больше, чем протонов (см.: атомное ядро). Если атом находится в нейтральном состоянии, то количество электронов в нём равно количеству протонов. Основная масса атома сосредоточена в ядре, а массовая доля электронов в общей массе атома незначительна (несколько сотых процента массы ядра).

Массу атома принято измерять в атомных единицах массы, равных 1⁄12 от массы атома стабильного изотопа углерода 12C.

3. Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция в сферически симметричном электрическом поле атомного ядра, задающаяся главным n, орбитальным l и магнитным m квантовыми числами.

Название «орбиталь» (а не орбита) отражает геометрическое представление о стационарных состояниях электрона в атоме; такое особое название отражает тот факт, что состояния электрона в атоме описывается законами квантовой механики и отличается от классического движения по траектории. Совокупность атомных орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n составляют одну электронную оболочку.

3. Квантовые числа как результат решения уравнения Шредингера (главное, орбитальное, магнитное) спиновое, их физический смысл (на примерах). Ква́нтовое число́ в квантовой механике — численное значение какой-либо квантованной переменной микроскопического объекта (элементарной частицы, ядра, атома и т. д.), характеризующее состояние частицы. Задание квантовых чисел полностью характеризует состояние частицы.

Уравнение Шредингера – математически оценивает вероятность нахождения на том или ином уровне в атомном пространстве. Уравнение описывающее движение электрона подобно уравнению, описывающему стоячую волну. Для описания движения электрона используют волновую функцию «ψ»(пси) - ее рассматривают в трехмерном пространстве. Квадрат по модулю этой ф-и (‌‌‌|ψ(xyz)|²)‌‌‌‌равен вероятности нахождения частицы в единице объема, т.е. плотности вероятности. Ур-е Шредингера связывает волновую ф-ю ψ с энергией общей электрона,равной сумме потенциальной и кинетической энергий. Ψ зависит от Е – энергия является строго определенной. Получила подтверждение гипотеза Бора – квантования энергии. Квантовые числа Уровни, на которых могут находиться электроны – дискретные, так как квантовые числа целочисленные. n – Главное квантовое число – характеризует энергию уровня и удаленность этого уровня от ядра. Пространственно характеризует размер уровня или слоя. Изменяется: 1,2,3,4..Обозначается (с лат. буквы K): K,L,M,N… l – побочное квантовое число (орбитальное, азимутальное) – характеризует энергию подуровня. Принимает значения от 0 до (n-1).Характеризует форму орбит (электронных облаков). Обозначается s,p,d,f,g соответственно при l=0,1,2,3,4 m – магнитное квантовое число – определяет значение проекции момента количества движения на направление магнитного поля. Пространственная характеристика – ориентация орбитали в пространстве под действием электромагнитного поля Земли Изменяется от –l до +l. Число орбит данной формы (т.е. отвечающих одному и тому же орбитальному квантовому числу l) в данном подуровне равно m=2l+1. Общее число стационарных орбит (орбиталей), отвечающих главному квантовому числу n, равно n². S (ms) – Спиновое квантовое число – характеризует вращение электрона вокруг собственной оси. Принимает два значения - + ½ и -½ в единицах количества движения. Обозначается ↑↓. ↑ - s=+½, ↓ - s= -½. Два антипараллелльных электрона, находясь на одной орбитали взаимно притягиваются, так как их силовые линии взаимно насыщаются – спаренные (дублет) электронов. Электроны с параллельными спинами – отталкиваются – неспаренные.

4. Электронные формулы атомов. Принципы и порядок заполнения атомных орбиталей многоэлектронных атомов (принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского) (на примерах) Понятие о формирующем электроне.

Электронно-графическая формула – распределение электронов по уровням и подуровням, обусловленное правилами с указанием спинов.

Принцип наименьшей энергии – в первую очередь заполняются электронами атомные орбитали с наименьшей энергией. Порядок расположения Атомных Орбиталей по энергии: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов со всеми одинаковыми квантовыми числами(не может быть двух электронов в совершенно одинаковом состоянии) Следствие 1˚: на одной орбитали только 2 электрона с антипараллельными спинами. N_{ЧИСЛО ЭЛЕКТРОНОВ НА ОРБИТАЛИ}=2, N_{НА ПОДУРОВНЕ}=2(2l+1). S=2,p=6,d=10,f=14. N_{НА УРОВНЕ}=2n². (где N – число электронов) Правило Гунда. При заполнении электронами орбитали заполняют так, чтобы суммарный спин был максимальным. Правило Клечковского: заполнение электронных орбиталей подчиняется правилу суммы «(n+l)», т.е. в первую очередь на ту орбиталь, где (n+l) – min. В случае равенства сумм заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа. Повышенной устойчивостью обладают уровни заполненные на половину или полностью. Электронная конфигурация – картина распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в атоме. В зависимости от того, какая оболочка атома в невозб сост застраивается- элементы подразделяют на электронные семейства. Формирующий эл-н - Электрон, которыйй последним завершает формирование атомной оболочки элемента.

5. Периодическая система элементов д.И. Менделеева. Основные свойства атомов (радиус, энергия ионизации, сродство) и закономерности их изменения в группах и периодах. Периодический закон.

Периодическая система химических элементов (таблица Менделеева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869 году. Её первоначальный вариант был разработан Д. И. Менделеевым в 1869—1871 годах и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомного веса (по-современному, от атомной массы). Всего предложено несколько сотен[1] вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу.

Важнейшие характеристики атомов: размеры, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Атомные радиусы - Орбитальные радиусы атомов изменяются периодически. В периодах, по мере роста заряда ядер ОР уменьшаются (при одинаковом числе эн. уров. в периоде возрастает заряд ядра, а след., и притяжение е к ядру.). В группах с ростом заряда ядер ОР атомов увеличиваются. В главных подгруппах такое увел. происх. в большей степени. Энергия ионизации – минимальная Е, которую требуется затратить на то, чтобы удалить данный е с АО невозбужденного атома на б.б. расстояние от ядра без сообщения ему кин. Е. (Э+Е->Э*+ + е), Е – в кДж/моль. Е хар-ет спос. ат. удерж. е – важная хар-ка его хим. акт-ти. Для много-е атомов можно рассматривать несколько Е, соотв-х Е отрыва 1,2, 3… е. (в периодах Е увел, в группах уменьшается). Потенциал ионизации –разность потенциалов, под воздействием которой е обретает Е, соотв. Е ионизации, измеряют в вольтах. Сродство к е атома – энергия, которая выделяется (или затрачивается) при присоединении в нейтральному атому е с образованием отрицательного иона: Э+е->Э*- + Е, в кДж/моль. Сродство к е считают положительным, если присоед. сопр. выделением Е и наоборот. Зависит от е стр-ры атома. Наибольшим сродством обладают Эл. гр. VIIA (галогены). В подгруппах сверху вниз уменьшается, но не всегда монотонно. Электроотрицательность. Это способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать к себе е, учавствующие в образовании хим. связи. В периоде эо возрастает с увеличением порядкового номера, а в группе, как правило, убывает по мере увеличения ядра. Т.о. наим эо – s-эл. 1-ой группы, наиб. – p-эл-ты 6, 7 групп. Периодический закон был сформулирован Д. И. Менделеевым в следующем виде (1871): «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

6. Понятие о валентных электронах и валентности. Определение валентности атомов s-, p-, d-, f- элементов в возбужденном и невозбужденном состоянии (на примерах) Валентность элементов II периода.

Валентность элемента определяется числом электронов, участвующих в образовании химических связей. Основываясь на существовании валентных связей, А. М. Бутлеров (1862г.) построил теорию химического строения. Эта теория создавалась в первую очередь применительно к органическим соединениям, так как в них наиболее ярко выражена зависимость свойств веществ не только от состава, но и от строения их молекул.

Причиной всех реакций, в которые вступает вещество, А. М. Бутлеров считал его химическое строение — последовательность связи атомов в молекуле, характер их взаимодействия и взаимного влияния.

Изучение природы валентности, природы химической связи привело к разделению понятия о валентности на ряд новых более конкретных понятий: ковалентность, ионная валентность, координационное число, степень окисления (окислительное число).

Химические свойства элементов определяются структурой наружных электронных слоев атомов. Химическая реакция сводится к взаимодействию валентных электронов атомов, участвующих в реакции. Поэтому в зависимости от строения атомов характер взаимодействия может быть различным. Таким образом, вид связи между атомами определяется их строением.

Природу химической связи удалось несколько раскрыть с появлением квантовой механики, учитывающей волновые свойства электрона.

Квантово-механические расчеты показывают, что взаимодействовать могут только атомы, у которых имеются неспаренные электроны. Число неспаренных электронов определяет валентность атома того или иного элемента. Валентные электроны у атомов элементов главных подгрупп периодической системы находятся на внешнем энергетическом уровне (s и p подуровнях), У ЭЛЕМЕНТОВ Побочных подгрупп – кроме того на d-подуровне пред внешнего уровня. У атомов лантаноидов и актиноидов валентными могут быть также f-электроны третьего снаружи энергетического уровня. Валентность элементов не всегда совпадает с числом неспаренных электронов. Например, у атома серы имеется два неспаренных электрона. В соответствии с этим сера дает соединения, в которых она двухвалентна, но известны соединения, в которых валентность серы равна четырем и даже шести. Повышение валентности серы с связано с увеличением числа неспаренных электронов, образующихся в результате возбуждения атома и перехода одного из спаренных электронов на ближайший подуровень того же энергетического уровня. Переход р-электрона из одного состояния в другое увеличивает число неспаренных электронов на два, следовательно, валентность атома увеличивается на две единицы; переход одного s-электрона приводит к увеличению валентности еще на две единицы. Таким образом, максимальная валентность атомов многих элементов достигается лишь в возбужденном состоянии. В зависимости от степени возбуждения атома число неспаренных электронов может быть различным, поэтому многие элементы проявляют переменную валентность.

7. Химическая связь. Образование химической связи по методу валентных связей (на примере молекул типа Cl₂, Li₂ H₂S, ионов NH₄⁺ H₃O⁺): свойства ковалентной связи: направленность, насыщенность, полярность.

1.Химическая связь - это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную) внешнюю оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа. Различают следующие виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная; обменная и донорно-акцепторная), ионная, водородная и металлическая.

Валентных связей метод (метод валентных схем), метод приближенного решения электронного уравнения Шрёдингера для многоэлектронных молекулярных систем. Основан на представлениях о двухцентровых химических связях между атомами в молекуле, образуемых двумя электронами. Эти представления являются обобщением на многоатомные молекулы приближения Гайтлера - Лондона, позволившего впервые с помощью квантовомеханических методов объяснить химическую связь в молекуле Н2.

Образование химической связи объясняется тем, что выигрыш в энергии связи компенсирует затраты энергии на промотирование атомов.

МВС основные положения:

1. Химическую связь образуют два электрона с антипараллельными спинами.

2. При образовании хим. связи происходит перекрывание волновых функций электронов (изображают волнистой линией), и между взаимодействующими электронами увеличивается электронная плотность, что приводит к уменьшению энергии системы.

3. Химическая связь направлена в сторону максимального перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов.

Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений. Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными. Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.