Современные представления о строении атома формулируются в соответствии с принципом наименьшей энергии, правило Клечковского, принципом Паули и правилом Гунда.

Вопросы для коллоквиума, собеседования с глоссарием по разделам 4-6

по разделу (теме):

Модуль 2. Теоретическая неорганическая химия. Раздел 4. Строение атома, химические связи.

1. Размеры, заряды и массы атомов и нуклонов. Атомная орбиталь Число электронов, протонов и нейтронов в электронейтральном атоме. Масса атома (его массовое число). Современные представления о строении атома в соответствии с принципом наименьшей энергии, правилом Клечковского, принципом Паули и правилом Гунда. Принцип наименьшей энергии. Периодический закон Д.И. Менделеева. Свойства элементов и их соединений в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов. Изобары. Изотоны. Изотопы.

2. 2. Сродство к электрону Е_ср. Энергия ионизации атомов Е_ион. Химическая связь. Энергия связи и длина связи.Ковалентная (или объединённая) химическая связь. Насыщаемость. Направленность связи Пространственная конфигурация молекул при различном типе гибридизации, валентный угол. Ионная связь. Металлическая связь.

3. Межмолекулярное взаимодействие: ион-дипольное; диполь-дипольное (ориентационное); индукционное; дисперсионное. Ван дер Ваальсовы силы. Водородная связь. Гидрофильно-гидрофобное взаимодействие. Агрегатное состояние. Твёрдые вещества кристаллические и аморфные. Анизотропность. Изотропность. Жидкое состояние. Жидко-кристаллическое состояние. Газ, пар. Плазма.

2.1. Размеры, заряды и массы атомов и нуклонов. Атомы и имеют диаметр порядка

10^{-10 м размер ядра 10-15 м. Число протонов в ядре р равно числу электронов е электронейтрального атома р = е}

Заряд, Кл Масса, г

р + 1, 6∙ 10 ^-19 1, 67∙ 10 ^-24

n 0 1, 67∙ 10 ^-24

е - - 1, 6∙ 10 ^-19 9, 10∙ 10 ^-28

2.2. Атомная орбиталь - часть атомного пространства, где вероятность пребывания электрона составляет свыше 90%. Поскольку масса электрона ≈ в 1840 раз меньше массы протона и нейтрона, то масса атома (его массовое число) определяют протоны р и нейтроны n: М= р+ n.

Современные представления о строении атома формулируются в соответствии с принципом наименьшей энергии, правило Клечковского, принципом Паули и правилом Гунда.

Принцип наименьшей энергии. Электроны в невозбуждённом атоме распределяются по энергетическим уровням так, чтобы их суммарная энергия была минимальна. Максимальное число электронов на подуровне е _l =2(2 l +1); уровне е _n = 2n²

Правило Клечковского. Заполнение энергетических подуровней происходит от подуровней с более низкого энергетического уровня в порядке: 1s< 2s< 2р< 3s< 3р< 4s< 3d< 4p< 5s< 4d< 5p< 6s< 4f≈ 5d< 6p< 7s< 5f ≈ 6d< 6р

Квантовые числа Главное n – определяет энергию (номер) уровня; орбитальное l «эль»– определяет энергию и форму атомной орбитали подуровня; магнитное ml – характеризует число атомных орбиталей в подуровне; спиновое ms – характеризует направление собственного момента количества движения электрона; ms ±=1/ 2. n = 1(К), 2(L), 3(M), 4(N), 5(O), 6(P), 7(Q)…∞

l = 0(s), 1(p), 2(d), 3(f), 4(q)…(n-1); m_l = - l, …, -1, 0, +1, …+ l.

Принцип Паули.В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех четырёх квантовых чисел.Правило Гунда. Заполнение электронами подуровня осуществляется таким образом, чтобы спиновое число было максимальным. Уравнение ЛуиДе Бройля, λ =h/v, где h=6.36 1034 (постоянная Планка). Уравнение ПланкаЭнергия электронов в атоме квантуется, Е = h۷, частота- ۷.

2.4. Периодический закон Д.И. Менделеев а Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов. 2.5. Атомы с различным числом протонов и нейтронов, но с одинаковой их суммой называются изобарами. Атомы с одинаковым числом нейтронов – изотонами (n₁=n₂), с одинаковым числом протонов – изотопами (p₁=p₂). В ряду атомов ⁴⁰₂₀Са, ⁴²₂₀Са, ⁴⁰₁₈Аr, ⁴⁰₂₉К изотопы - ⁴⁰₂₀Са (20 р, 20 n), ⁴²₂₀Са (20 р, 22 n). изотоны - ⁴²₂₀Са (20 р, 22 n), ⁴⁰₁₈Аr (18 р, 22 n), изобары - ⁴⁰₂₀Са (20 р, 20 n), ⁴⁰₁₈Аr (18 р, 22 n), ⁴⁰₂₉К (19 р, 21 n).

2.6. Сродство к электрону Еср - энергия, выделяющаяся при присоеди-нении электрона атомом с образованием аниона. Количественная мера неметаличности атома. Энергия ионизации атомов Еион - энергия, необходимая для отрыва электрона от атома с образованием катиона. Наименьшая у щелочных металлов. Атомы объединяются в молекулы посредством химической связи. А + е- = А^- + Еср; А + Еион = А⁺ + е- 2.7. Причина образования хим. связи – при сближении атомов между их внешними валентными электронами спротивоположными спинами происходит притяжение с уменьшением энергии системы, следовательно образование хим. связи сопровождается выделением, а разрыв - поглощением энергии. Энергия связи – энергия, выделяющаяся в процессе образования связи (Есв, кДж/моль) и длина связи – расстояние между центами ядер соединяемых атомов, (rсв, пм) характеризуют её прочность.

2.8. Ковалентная (или объединённая) химическая связь- образующаяся за счет объединения одной или нескольких электронных пар, примерно одинаково сильно взаимодействующих с ядрами обоих соединяемых атомов. Есв 100-1000 кДж/моль. Образуется между атомами элементов электоотрицательности которых одинаковы (неполярная) или различаются не слишком сильно (полярная): Н₂, F₂, НF, СН₄, СО₂, Н ₂О, NН_3. Насыщаемость. Валентные электроны, участвующие в образовании ковалентной связи не могут участвовать в образовании дополнительных связей. Направленность связи или пространственная конфигурация объясняется с учётом гибридизации, т.е. смешения различного типа атомных орбиталей с возникновением того же числа гибридных орбиталей одинаковых по форме и энергии: тип молекулы АВ_{2 _}(где А- центральный атом) sp¹ тип гибридизации, угол связи 180◦, пространственная конфигурация линейная, тип молекулы АВ₃ - sp² - 120, треугольная, тип молекулы АВ_{4 -} sp³ - 109, тетраэдрическая, тип молекулы АВ₅ - sp³d – тригональная бипирамида, тип молекулы АВ₆ sp³d² – октаэдрическая. Кратность ковалентной связи характеризуется числом общих электронных пар между соединяемыми атомами: одна пара – простая (ординарная) связь (всегда σ π), Две пары – двойная (σ и π), три – тройная (σ и две π). Ковалентная связь (рисунки):

ординарная	двойная	тройная	донорно-акцепторная

2.11. Агрегатное состояние - проявление взаимодействия между частицами вещества. В твердом состоянии расстояния между частицами вещества сопоставимы с размерами самих частиц, что обеспечивает их сильное взаимодействие и ограниченное движение (колебание, вращение).

В зависимости от степени упорядоченности частиц твёрдые вещества могут быть кристаллическими (строгая повторяемость элементарной ячейки, ближний и дальний порядок) и аморфными (бесформенными, стеклообразными, переохлаждёнными жидкостями). Многие кристаллы обладают анизотропностью – неодинаковость некоторых свойств вещества по разным направлениям. Аморфные вещества изотропны – т.е. одинаковы по свойствам во всех направлениях.

2.12. Жидкое состояние – как в твёрдом состоянии частицы из-за достаточно сильного взаимодействия удерживаются вместе в определённом объеме, но для их взаимного расположения характерен только ближний порядок в небольших постоянно меняющихся ассоциатах или кластерах (время их жизни 10-5 - 10-10 с), свободный объем, доступный для поступательного движения частиц около 3%, поэтому жидкости практически несжимаемы. Жидко-кристаллическое состояние характеризуется текучестью жидкостей и анизотропностью кристалла, возможно для молекул со стержненобазной или дискообразной формой с сильными межмолекулярными взаимодействиями. Парообразное, газообразное и плазменное – сильно разряженные состояния, с доступным для поступательного движения частиц объёмом более 99, 8%.

2.13.Газ - однородная система, пар – неоднородная, смесь из отдельных молекул и их неустойчивых ассоциатов. Плазма - состояние вещества при сверхвысоких температурах: тысячи градусов Цельсия – холодная плазма; сотни тысяч – горячая плазма.

2.9. Ионная связь– сильное взаимодействие общей электронной пары с ядром только одного из соединяемых атомов, что приводит к образованию электростатически притягивающихся разноимённо заряженных ионов..Электрическое поле иона имеет сферическую симметрию, катион взаимодействует со всеми анионами, находящимися поблизости, т.е. ионная связь не обла- дает направленностью и насыщаемостью. Металлическая связь – между атомами металлов (в узлах решётки атомы и катионы металла между которыми перемещаются обобществленные электроны или «электронный газ»). Характерна для твёрдых и расплавленных металлов, для газообразных – ковалентная. 2.10. Межмолекулярное взаимодействие (Межмолекулярные взаимодействия): ион-ионное – между противоположно заряженными ионами, Есв=140-460 кДж/моль, увеличивается с ростом зарядов ионов и уменьшением их радиуса; ион-дипольное – между ионом и полярной молекулой (или полярной группой с постоянным дипольным моментом μ), Есв=40-140 кДж/моль, увеличивается с ростом зарядов и уменьшением их радиуса; диполь-дипольное (ориентационное) – между полярными молекулами, обладающими постоянным дипольным моментом, Есв=2-4 кДж/моль. индукционное – между неполярной молекулой и ионом или молекулой с постоянным ионом, Есв=1-2 кДж/моль; дисперсионное - между неполярными молекулами, движение электронов в молекуле и колебания ядер вызывают появление в молекуле мгновенного диполя, под действием которого в соседней молекуле индуцируется также мгновенный диполь, Есв< 2 кДж/моль. Ван дер Ваальсовы силы (ван-дер-ваальсово взаимодействие) – диполь-дипольные, индукционные и дисперсионные взаимодействия. Водородная связь – между атомом водорода и электроотрицательными атомами F, О, N (чаще всего другой молекулы), Есв=10-40 кДж/моль. Наличие водородной связи отражается на физических свойствах веществ (температуры плавления, кипения, вязкости, плотности, растворимости). Гидрофильно-гидрофобное взаимодействие - ион-дипольное или диполь-дипольное взаимодействие, когда один из типов молекул имеет сродство к воде, второй – не имеет.