Квантовые числа. Принцип Паули.

Государственное бюджетное профессиональное

Образовательное учреждение

КУРГАНСКИЙ БАЗОВЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ КОЛЛЕДЖ

Сборник лекций по химии

(часть I «Неорганическая химия»)

31.02.03 «Лабораторная диагностика»

Сборник лекций по химии (часть I «Неорганическая химия»), для специальности 31.02.03 «Лабораторная диагностика»/авт.-сост. Е.Н. Мозжухина– преподаватель химии ГБОУ СПО «Курганского базового медицинского колледжа» высшей квалификационной категории ГБОУ СПО КБМК.- Курган, 2012.-92с.;

Автор-составитель: Е.Н. Мозжухина- преподаватель химии ГБПОУ «Курганский базовый медицинский колледж» высшей квалификационной категории.

Рецензенты: Н.Е.Горшкова- кандидат биологических наук, заместитель директора по ИМР ГБПОУ «Курганский базовый медицинский колледж»

Данное учебное пособие по предмету «Химия» (часть I «Неорганическая химия») разработана на основе Федерального государственного образовательного стандарта среднего профессионального образования (ФГОС СПО) по специальности 31.02.03 «Лабораторная диагностика».

Учебное пособие может быть использовано для самостоятельной внеаудиторной подготовке студентов к занятиям, на практических занятиях и при подготовке к зачетам и экзаменам.

Учебное пособие предназначено для студентов медицинских училищ и колледжей.

Содержание

1. Введение……………………………………………………………………..
2. Лекция № 1. Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева...
3. Лекция № 2. Химическая связь и строение молекул……………………...
4. Лекция № 3. Элементы химической термодинамики…………………….
5. Лекция № 4. Растворы и их коллигативные свойства…………………….
6. Лекция № 5. Способы выражения количественного состава растворов…
7. Лекция № 6. Теория электролитической диссоциации. 8. Протеолитическая теория кислот и оснований. 9. Гидролиз солей………………………………………………………………
10. Лекция № 7. Окислительно-восстановительные процессы………………
11. Литература……………………………………………………………………

Пояснительная записка

Курс неорганической химии в учреждениях профессионального образования по медицинским специальностям должен способствовать созданию у студентов прочной базы для овладения в последующем специальными дисциплинами: биохимией, биологией, генетикой, микробиологией и другими, а также способствовать развитию мышления и понимания закономерностей химических процессов в живых организмах на молекулярном уровне.

В лекционном материале изложены вопросы, освещающие медико-биолоическое значение, использование в медицине изучаемых соединений в соответствии с их структурой и химическими свойствами, то есть прослеживается связь структуры и функции различных химических соединений.

В данном пособии включен лекционный материал по неорганической химии, разработанный на основе Федерального государственного образовательного стандарта среднего профессионального образования. (ФГОС – 4).

Теоретический материал объединен в 5 разделов:6

1. «Строение веществ» - 2 лекции;

2. Элементы химической термодинамики – 1 лекция;

3. «Растворы. Дисперсные системы» – 2 лекции;

4. «Растворы электролитов и ионные равновесия» - 1 лекция;

5. «Окислительно-восстановительный процесс» - 1 лекция.

В соответствии с программой по курсу «Неорганическая химия» студент должен знать:

Раздел.

Квантово-механическую модель атома. Периодический закон и периодическую систему Д.И. Менделеева в свете учения о строении атома. Периодические свойства элементов (энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус атомов. Природу, классификацию, элементарные характеристики химической связи. Гибридизацию и пространственную конфигурацию молекул.

Раздел.

Элементы химической термодинамики. Основные понятия термодинамики: внутренняя энергия, теплота, работа, энтальпия. Изменение энтальпии при химической реакции. Самопроизвольные процессы. Энергию Гиббса.

Раздел.

Растворы. Коллигативные свойства разбавленных растворов. Вода как растворитель. Растворение как физико-химический процесс. Дисперсные системы. Лиофобные и лиофильные коллоидные растворы. Способы выражения количественного состава растворов.

Раздел.

Теорию электролитической диссоциации. Особенности растворов сильных электролитов. Протеолитическую теорию кислот и оснований. Гидролиз различных типов солей. Степень гидролиза.

Раздел.

Окислительно-восстановительные процессы. Основные понятия и факторы. Составление уравнений ОВР и расстановку коэффициентов методом электронного баланса и ионно-электронным методом.

Для лучшего понимания материала в лекциях имеются рисунки, схемы.

Для закрепления материала к каждой лекции предлагаются контрольные вопросы, управления и задачи.

Данное пособие позволяет экономить время, облегчает работу студентам по подготовке к практическим занятиям, а так же дает возможность для более глубокой проработки учебного материала.

Лекция № 1

Тема: «Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева»

План

1. Строение атома и изотопы.

2. Квантовые числа. Принцип Паули.

3. Периодическая система химических элементов в свете теории строения атома.

4. Зависимость свойств элементов от строения их атомов.

Периодический закон Д.И. Менделеева вскрыл взаимную связь химических элементов. Изучение периодического закона поставило ряд вопросов:

1. В чем причина сходства и различия элементов?

2. Чем объясняется периодическое изменение свойств элементов?

3. Почему соседние элементы одного периода значительно отличаются по свойствам, хотя их атомные массы отличаются на небольшую величину, и наоборот, в подгруппах разница в атомных массах соседних элементов большая, а свойства сходные?

4. Почему расположение элементов в порядке возрастания атомных масс нарушается элементами аргон и калий; кобальт и никель; теллур и йод?

Большинство ученых признавали реальное существование атомов, но придерживались метафизических взглядов (атом самая мельчайшая неделимая частица вещества).

В конце XIX было установлено сложное строение атома и возможность превращения при определенных условиях одних атомов в другие. Первыми обнаруженными в атоме частицами были электроны.

Было известно, что при сильном накаливании и при освещении УФЛ с поверхности металлов отрицательное электронных и металлы заряжаются положительно. В выяснении природы этого электричества большое значение имели работы русского ученого А.Г. Столетова и английского ученого У. Крукса. В 1879 г. Крукс исследовал явления электронных лучей в магнитном и электрическом полях под действием электрического тока высокого напряжения. Свойство катодных лучей приводить в движение тела и испытывать отклонения в магнитном и электрическом полях дало возможность сделать вывод, что это материальные частицы, несущие наименьший отрицательный заряд.

В 1897 г. Дж.Томсон (Англия) исследовал эти частицы и назвал их электронами. Так как электроны могут быть получены независимо от вещества, из которого состоят электроды, то это доказывает, что электроны входят в состав атомов любого элемента.

В 1896 г. А. Беккерель (Франция) открыл явление радиоактивности. Он обнаружил, что соединения урана обладают способностью испускать невидимые лучи, действующие на фотографическую пластинку, завернутую в черную бумагу.

В 1898 г., продолжая исследования Беккереля, М. Кюри-Складовская и П. Кюри открыли в урановой руде два новых элемента –радий и полоний, обладающие очень большой активностью излучения.

+ -

β α

радиоактивный элемент

Свойство атомов различных элементов самопроизвольно превращаться в атомы других элементов, сопровождающееся испусканием альфа -, бета - и гамма – лучей, не видимых невооруженным глазом, называется радиоактивностью.

Следовательно, явление радиоактивности является прямым доказательством сложного строения атомов.

Электроны являются составной частью атомов всех элементов. Но электроны заряжены отрицательно, а атом в целом электронейтрален, то, очевидно, внутри атома находится положительно заряженная часть, которая своим зарядом компенсирует отрицательный заряд электронов.

Экспериментальные данные о наличии положительно заряженного ядра и его расположении в атоме были получены в 1911 г. Э. Резерфордом (Англия), который предложил планетарную модель строения атома. Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра, очень малого по размерам. В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Атом в целом электронейтрален, следовательно, суммарный заряд электронов должен быть равен заряду ядра.

Исследования Г. Мозли (Англия, 1913 г.) показали, что положительный заряд атома численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

Итак, порядковый номер элемента указывает число положительных зарядов ядра атома, а так же число движущихся в поле ядра электронов. В этом заключается физический смысл порядкового номера элемента.

Согласно ядерной модели наиболее просто устроен атом водорода: ядро несет один элементарный положительный заряд и массу, близкую к единице. Оно называется протоном («простейший»).

В 1932 г. физик Д.Н. Чедвик (Англия) установил, что лучи, испускаемые при бомбардировке атома альфа-частицами, обладают огромной проницательной способностью и представляют собой поток электронейтральных частиц – нейтронов.

На основании изучения ядерных реакций Д.Д. Иваненко (физик, СССР, 1932 г.) и одновременно В.Гейзенберг (Германия) сформулировали протонно-нейтронную теорию строения ядер атомов, согласно которой ядра атомов состоят из положительно заряженных частиц-протонов и нейтральных частиц-нейтронов ( ¹Р) - протон имеет относительную массу 1 и относительный заряд + 1. ¹

( ¹n) – нейтрон имеет относительную массу 1 и заряд 0.

⁰

Таким образом, положительный заряд ядра определяется числом протонов в нем и равен порядковому номеру элемента в ПС; массовое число – А(относительная масса ядра) равно сумме протонов (Z) нейтронов (N) :

A = Z + N; N = A- Z

Изотопы

Атомы одного элемента, имеющие одинаковый заряд ядра и разное массовое число – изотопы. У изотопов одного элемента одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.

Изотопы водорода:

¹Н ² Н ³Н ^{3 – массовое число}

^{1 1 1 3}Н

¹

^{1 - заряд ядра}

^{протий дейтерий тритий}

Z = 1 Z = 1 Z =1

N = 0 N = 1 N = 2

^{1протон 1 протон 1 протон}

^{0 нейтронов 1 нейтрон 2 нейтрона}

Изотопы одного элемента имеют одинаковые химические свойства и обозначаются одним химическим символом, занимают одно место в П.С. Так как масса атома практически равна массе ядра (масса электронов ничтожно мала), то каждый изотоп элемента характеризуется, как и ядро, массовым числом, а элемент атомной массой. Атомная масса элемента – это среднее арифметическое между массовыми числами изотопов элемента с учетом процентного содержания каждого изотопа в природе.

Предложенная Резерфордом ядерная теория строения атома получила широкое распространение, но в дальнейшем исследователи натолкнулись на ряд принципиальных трудностей. Согласно классической электродинамике электрон должен излучать энергию и двигаться не по окружности, а по спиралевидной кривой и в итоге упасть на ядро.

В 20 – х годах XX в. ученые установили, что электрон имеет двойственную природу, обладает свойствами волны и частицы.

Масса электрона равна 1___ массы водорода, относительный заряд

равен (-1) . Число электронов в атоме равно порядковому номеру элемента. Электрон движется по всему объему атома, создавая электронное облако с неравномерной плотностью отрицательного заряда.

Представление о двойственной природе электрона привело к созданию квантово-механической теории строения атома (1913 г. , датский ученый Н. Бор). Главный тезис квантовой механики – микрочастицы имеют волновую природу, а волны – свойства частиц. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Область наиболее вероятного нахождения электрона в атоме ( ≈ 90%) называется атомной орбиталью.

Принято изображать только границы этой области.

, ∞

Исходя из квантовой теории Н. Бор теоретически обосновал модель атома водорода.

В основу своей теории Бор положил следующие постулаты: электрон может двигаться вокруг ядра атома не по любым орбитам, а только по вполне определенным, дозволенным.

Схемы атомов по Бору:

1Н 2He 3 Li 11Na

Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.

Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек их атомов.

Квантовые числа. Принцип Паули.

Основной характеристикой электрона в атоме является энергия электрона. Состояние электрона в атоме (энергия электрона, электронная орбиталь) характеризуют набором квантовых чисел.

Главное квантовое число «n» характеризует энергию электрона на данном уровне и размер электронных орбиталей данного уровня.

Величина «n» соответствует номеру энергетического уровня и принимает значения целых чисел от 1 до ∞ (бесконечности):

n= 1,2,3,4,5,6,7…..∞

Орбитали, которые имеют одинаковой значение «n» , близки между собой по энергии и по размеру.

Совокупность орбиталей, которые имеют одинаковое значение главного квантового числа составляют энергетический уровень.

Количество энергетических уровней в атоме равно номеру периода П.С., в котором находится элемент. Максимальное число электронов на уровне определяется по формуле 2n ² , где – номер уровня, значение главного квантового числа. Уровни принято обозначать цифрами или буквами:

K L M N O P Q

n=1 n=2 n=3 n=4 n =5 n=6 n=7

max e 2 8 18 32

энергия и размер орбиталей увеличивается

Наименьшей энергией обладает 1-ый уровень от ядра, наибольшей– последний уровень. Распределяют электроны по уровням, начиная с 1-го уровня. Завершенный уровень имеет максимальное число электронов. На последнем уровне не может быть более 8 электронов. Совокупность электронов, которые находятся на одном электрическом уровне – электронный слой.

Пример: Распределить по уровням электроны атома серы.

Сера находится в III периоде, следовательно, имеет 3 уровня; порядковый номер серы 16, следовательно, имеет 16 е.

₁₆S K L M

n=1 n=2 n=3

2 8 6

На одном энергетическом уровне могут находиться орбитали (электронные облака), которые имеют различные геометрические формы.

Форма орбиталей и облаков характеризуется орбитальным (побочным) квантовым числом ( ), а также характеризует энергию электрона на данном подуровне. На уровне «n» орбитальное квантовое число принимает значения целых чисел от 0 до (n – 1) . Каждому значению электрона соответствует определенная форма электронной орбитали, которую принято обозначать буквами (s, p, d, f ) и называть подуровнями. Орбитали, для которых = 0, имеют форму шара и называются s – орбиталями, для которых = 1, имеют форму объемной восьмерки и называются p- орбиталями. Орбитали с большими значениями

Имеют сложную форму

= 0 = 1 = 2 = 3

S p d f

Число подуровней на уровне равно номеру уровня

номер уровня n = 1 n = 2 n = 3

s число подуровней 1 s 2 s2p 3s3p3d

Цифра перед подуровнем обозначает номер уровня.

d- орбитали есть на всех энергетических уровнях, кроме первого (K) и второго (L) уровней.

f – орбитали есть на всех энергетических уровнях, кроме первого (K), второго (L) и третьего (M) уровней.

Число электронов на подуровне указывают в виде степени буквенного обозначения. Максимальное число электронов на подуровнях следующее: s ², p⁶, d ¹⁰, f ¹⁴

Энергия орбиталей (E), которые находятся на одном энергетическом уровне, но имеют различную форму, неодинакова. На уровне энергия подуровня увеличивается от Es Ep Ed Ef

Энергетические уровни состоят из энергетических подуровней.

Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму.

Значит, орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного квантового числа (n) и одинаковые значения побочного квантового числа ( ).

Пример: Распределить электроны атома серы по подуровням.

₁₆S K L M

n=1 n=2 n=3 по уровням

2 8 6

1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁴3d по подуровням