Квантово-механическая модель электронного строения атома
Федеральное агенство по образованию Российской Федерации
ГОУ ВПО «Уральский государственный технический университет – УПИ»
С.Д. Ващенко, О.А. Антропова
Е.А. Никоненко, О.C. Анисимова
М.П. Колесникова, Н.М. Титов.
ХИМИЯ
КРАТКИЙ КОНСПЕКТ ЛЕКЦИЙ
Научный редактор доц., канд. хим. наук Р.Н.Лебедева
Навои
УДК 546
ББК 24
Х46
Рецензенты:
кафедра химии УрГСХА (зав. кафедрой проф., канд. хим. наук Г.П.Андронникова);
доц., канд. хим. наук И.Н.Серебренникова (Уральская государственная лесотехническая академия).
Авторы: С.Д. Ващенко, О.А. Антропова, Е.А. Никоненко, М.П. Колесникова, О.C. Анисимова, Н.М. Титов.
| Х46 | Химия: Краткий конспект лекций/ С.Д. Ващенко, О.А. Антропова, Е.А. Никоненко, М.П. Колесникова, О.А. Анисимова, Н.М. Титов. Навои: ГОУ ВПО УГТУ-УПИ, 2007. 41 с. |
ISBN 5-321-00099-9
Краткий конспект лекций по химии освещает основные разделы общей химии и позволяет студентам самостоятельно разобраться в проблемных вопросах. Кроме этого, конспект лекций позволяет студентам подготовиться к выполнению домашних заданий, лабораторных работ, сдаче зачетов и экзаменов. Предназначен для студентов любой формы обучения и представительств ГОУ ВПО УГТУ-УПИ.
Табл. 4.
УДК 546
ББК 24
ISBN 5-321-00099-9 ã Уральский государственный
технический университет-УПИ, 2007
ОГЛАВЛЕНИЕ
| 1. ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМОВ.………………………..……….. 1.1. Квантово-механическая модель электронного строения атома… 1.2. Основные закономерности распределения электронов в атомах………………………………………………………………. 1.3. Электронные формулы атомов. Периодическая система Д.И.Менделеева………….………………………………………….. 2. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ…………………...……. 2.1. Оксиды, гидроксиды, соли…………………………………………. 2.2. Некоторые свойства неорганических соединений……………….. 3. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ………………………………. 3.1. Основные понятия……………………………………..…………… 3.2. Энтальпии химических реакций………….…………..……..…….. 3.3. Закон Гесса. Следствие закона Гесса…………….……….….…… 3.4. Энтропия……………………………………………………..……… 3.5. Возможность самопроизвольного прохождения химических реакций. Энергия Гиббса.……………………………. 4. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ..……….. 4.1. Скорость химических реакций…………………………………….. 4.2. Химическое равновесие……………………………………….…… 4.3. Принцип Ле Шателье………….…………………………….……… 5. РАСТВОРЫ……………………………………………………………..……. 5.1. Основные понятия………………………………………………….. 5.2. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация……… 5.3. Ионные реакции в растворах электролитов………………………. 5.4. Диссоциация воды. Водородный показатель………………..……. 5.5. Гидролиз солей………………………………...……………….…… 6. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ………..……… 6.1. Основные понятия………………………………...………….……… 6.2. Составление уравнений ОВР………………………….……...…….. 6.3. Электродные потенциалы. Направление ОВР………………..…… 6.4. Химические источники тока……………………………….………. 7. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ…………………………………………………….. 7.1. Взаимодействие металлов с кислотами……………………………. 7.2. Взаимодействие металлов с водой и растворами щелочей………. 7.3. Химическая и электрохимическая коррозия………………………. 7.4. Методы защиты металлов от коррозии…………..………………… 8. ЭЛЕКТРОЛИЗ………………………………………………………….……… 9. ПОЛИМЕРНЫЕ МАТЕРИАЛЫ……………………………………………… 9.1. Пластмассы…………………………………………………………… 9.2. Резины………………………………………………………………… 9.3. Лаки…………………………………………………………………… |
ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМОВ
Квантово-механическая модель электронного строения атома
Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Он состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов (ē).
· Совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра называют химическим элементом.
Порядковый номер элемента в Периодической системе Д.И.Менделеева равен заряду ядра (в единицах элементарного заряда). Химические свойства элементов определяются количеством и состоянием электронов в атоме, поэтому при дальнейшем рассмотрении строения атома будем иметь в виду электронное строение атома. Число электронов в атоме равно порядковому номеру элемента.
Для объяснения явлений, происходящих в микромире, существуют различные теории, концепции, но полного объяснения всех явлений не дает ни одна. В настоящее время состояние электронов в атомах описывают, используя положения квантовой механики:
· 
В атоме существуют области пространства, в которых вероятность пребывания электрона наиболее высока, их называют орбиталями. Орбитали можно ограничить в пространстве поверхностями той или иной формы. Условно атомную орбиталь обозначают в виде клеточки (квантовой ячейки): .
· Орбитали характеризуют набором трёх квантовых чисел. Рассмотрим их более подробно.
Главное квантовое число (n) характеризует энергию электрона в зависимости от расстояния до ядра, т.е. размеры орбиталей. Главное квантовое число принимает целочисленные значения: n = 1, 2, 3, 4, .… Электроны, имеющие одинаковое значение n, составляют энергетический уровень (слой, оболочку). Чем больше значение n, тем выше энергия ē, расположенного на этом уровне.
Орбитальное квантовое число (l)характеризует форму орбитали. Орбитальное квантовое число принимает целочисленные значения от 0 до (n – 1). Каждый энергетический уровень состоит из подуровней с одинаковым значением орбитального квантового числа. Подуровни имеют буквенные обозначения:
| Орбитальное квантовое число l | ||||
| Обозначение | S | P | d | f |
Число подуровней в каждом из первых четырёх энергетических уровней и их условные обозначения приведены в табл.1.
Таблица 1
| Энергетический уровень | Орбитальное квантовое число l | Обозначение подуровня |
| 1 (n = 1) | 1s | |
| 2 (n = 2) | 0, 1 | 2s, 2p |
| 3 (n = 3) | 0, 1, 2 | 3s, 3p, 3d |
| 4 (n = 4) | 0, 1, 2, 3 | 4s, 4p, 4d, 4f |
Электроны с l=0 называют s-электронами. Соответствующие орбитали имеют форму сферы. Электроны с l=1 называют p-электронами. Соответствующие орбитали имеют форму, напоминающую гантель. Орбитали с l>1 имеют более сложные формы.
Чем больше значение l в пределах данного уровня, тем выше энергия электрона.
Магнитное квантовое число (ml)характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от –l до l, включая нуль, и связано с числом орбиталей. Например, если l = 1 (p-подуровень), то m = +1, 0, -1 (три значения), т.е. p-подуровню соответствуют три орбитали, по-разному ориентированные в пространстве, обозначаемые тремя квантовыми ячейками: .
Итак, три квантовых числа однозначно характеризуют атомную орбиталь – область возможного нахождения электрона в пространстве. Полностью характеризовать состояние электрона в атоме можно набором четырёх квантовых чисел, включающим также спиновое квантовое число.
Спиновое квантовое число(S - спин) характеризует собственный момент импульса электрона и связанный с ним магнитный момент. S принимает значения +1/2 и –1/2, в квантовой ячейке электроны с различными спинами (их называют антипараллельными) обычно обозначают стрелками и ¯.