Квантовые числа элементов. Тема.1.3: Строение вещества

Среди биогенных элементов особое место следует выделить именно фосфору. Ведь без него невозможно существование таких жизненно важных соединений, как, например, АТФ или фосфолипиды, а также многие другие При этом и неорганика данного элемента весьма богата на различные молекулы. Фосфор и его соединения находят широкое применение в промышленности, являются важными участниками биологических процессов, используются в самых разных отраслях деятельности человека. Поэтому рассмотрим, что собой представляет данный элемент, каково его простое вещество и самые важные соединения.

Фосфор: общая характеристика элемента

Положение в периодической системе можно описать в нескольких пунктах.

1. Пятая группа, главная подгруппа.
2. Третий малый период.
3. Порядковый номер - 15.
4. Атомная масса - 30,974.
5. Электронная конфигурация атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
6. Возможные степени окисления от -3 до +5.
7. Химический символ - Р, произношение в формулах "пэ". Название элемента - фосфор. Латинское название Phosphorus.

История открытия данного атома уходит своими корнями в далекий XII век. Еще в записях алхимиков встречались сведения, говорящие о получении неизвестного "светящегося" вещества. Однако официальной датой синтеза и открытия фосфора стал 1669 год. Обанкротившийся торговый купец Бранд в поисках философского камня случайно синтезировал вещество, способное издавать свечение и сгорающее ярким ослепляющим пламенем. Сделал он это путем многократного прокаливания человеческой мочи.

После него независимо друг от друга примерно одинаковыми способами данный элемент получили:

• И. Кункелем;
• Р. Бойлем;
• А. Маргграфом;
• К. Шееле;
• А. Лавуазье.

Сегодня один из самых популярных способов синтеза данного вещества - восстановление из соответствующих фосфорсодержащих минералов при высоких температурах под воздействием угарного газа и кремнезема. Процесс осуществляется в специальных печах. Фосфор и его соединения являются очень важными веществами как для живых существ, так и для множества синтезов в химической отрасли. Поэтому следует рассмотреть, что же представляет собой данный элемент как простое вещество и где в природе содержится.

Простое вещество фосфор

Сложно назвать какое-то конкретное соединение, когда речь идет о фосфоре. Это объясняется многочисленностью аллотропных видоизменений, которые имеет этот элемент. Выделяют четыре основных разновидности простого вещества фосфора.

1. Белый. Это соединение, формула которого Р 4 . Представляет собой белое летучее вещество, обладающее резким неприятным запахом чеснока. Самовозгорается на воздухе при обычной температуре. Сгорает светящимся бледно-зеленым светом. Очень ядовито и опасно для жизни. Химическая активность чрезвычайно высокая, поэтому получают его и хранят под слоем очищенной воды. Это возможно благодаря плохой растворимости в полярных растворителях. Лучше всего для этого белому фосфору подходит сероуглерод и органические вещества. При нагревании способно переходит в следующую аллотропную форму - красный фосфор. При конденсации и охлаждении паров способен формировать пласты. На ощупь жирные, мягкие, легко режущиеся ножом, белого цвета (слегка желтоватого). Температура плавления 44 0 С. Благодаря химической активности используется в синтезах. Но из-за ядовитости не имеет широкого промышленного применения.
2. Желтый. Это плохо очищенная форма белого фосфора. Является еще более ядовитой, также неприятно пахнет чесноком. Возгорается и горит ярким светящимся зеленым пламенем. Данные желтые или бурые кристаллы в воде не растворяются совсем, при полном окислении выделяют клубы белого дыма составом Р 4 О 10 .
3. Красный фосфор и его соединения являются самой распространенной и наиболее часто применяемой в промышленности модификацией данного вещества. Пастообразная красная масса, которая при повышенном давлении может переходить в форму фиолетовых кристаллов, является химически малоактивной. Это полимер, способный растворяться только в некоторых металлах и больше ни в чем. При температуре в 250 0 С возгоняется, переходя в белую модификацию. Не ядовит настолько сильно, как предыдущие формы. Однако при длительном воздействии на организм токсичен. Его используют в нанесении зажигающего покрытия на спичечные коробки. Это объясняется тем, что самовозгораться он не может, а вот при денотации и трении взрывается (зажигается).
4. Черный. По внешним данным очень напоминает графит, так же является жирным на ощупь. Это полупроводник электрического тока. Темные кристаллы, блестящие, которые не способны растворяться ни в каких растворителях вообще. Чтобы он загорелся, нужны очень высокие температуры и предварительное раскаливание.

Также интересна не так давно открытая форма фосфора - металлический. Он является проводником и имеет кубическую кристаллическую решетку.

Химические свойства

Химические свойства фосфора зависят от того, в какой форме он находится. Как уже говорилось выше, наиболее активна желтая и белая модификация. В целом же фосфор способен вступать во взаимодействие с:

• металлами, образуя фосфиды и выступая в роли окислителя;
• неметаллами, выступая в роли восстановителя и образуя летучие и нелетучие соединения разного рода;
• сильными окислителями, переходя в фосфорную кислоту;
• с концентрированными едкими щелочами по типу диспропорционирования;
• с водой при очень высокой температуре;
• с кислородом с образованием разных оксидов.

Химические свойства фосфора сходны с таковыми у азота. ведь он и входит в группу пниктогенов. Однако активность на несколько порядков выше, благодаря разнообразию аллотропных видоизменений.

Нахождение в природе

Как биогенный элемент, фосфор является очень распространенным. Его процентное содержание в земной коре составляет 0,09%. Это достаточно большой показатель. Где встречается этот атом в природе? Можно назвать несколько основных мест:

• зеленая часть растений, их семена и плоды;
• животные ткани (мышцы, кости, зубная эмаль, многие важные органические соединения);
• земная кора;
• почва;
• горные породы и минералы;
• морская вода.

При этом можно говорить только о связанных формах, но не о простом веществе. Ведь он крайне активен, и это не позволяет ему быть свободным. Среди минералов самыми богатыми на фосфор являются:

• инглишит;
• фторапаптит;
• сванбергит;
• фосфорит и другие.

Биологическое значение данного элемента переоценить невозможно. Ведь он входит в состав таких соединений, как:

• белки;
• фосфолипиды;
• фосфопротеиды;
• ферменты.

То есть всех тех, которые являются жизненно важными и из которых строится в целом весь организм. Суточная норма для обычного взрослого человека около 2 грамм.

Фосфор и его соединения

Как очень активный, данный элемент образует множество различных веществ. Ведь он формирует и фосфиды, и сам выступает как восстановитель. Благодаря этому сложно назвать элемент, который был бы инертен при реакции с ним. А поэтому формулы соединений фосфора крайне разнообразны. Можно привести несколько классов веществ, в образовании которых он активный участник.

1. Бинарные соединения - оксиды, фосфиды, летучее водородное соединение, сульфид, нитрид и прочие. Например: Р 2 О 5 , PCL 3 , P 2 S 3 , PH 3 и прочие.
2. Сложные вещества: соли всех типов (средние, кислые, основные, двойные, комплексные), кислоты. Пример: Н 3 РО 4 , Na 3 PO 4 , H 4 P 2 O 6 , Ca(H 2 PO 4) 2 , (NH 4) 2 HPO 4 и другие.
3. Кислородсодержащие органические соединения: белки, фосфолипиды, АТФ, ДНК, РНК и прочие.

Большинство обозначенных типов веществ имеют важное промышленное и биологическое значение. Применение фосфора и его соединений возможно и в медицинских целях, и для изготовления вполне обыденных бытовых предметов.

Соединения с металлами

Бинарные соединения фосфора с металлами и менее электроотрицательными неметаллами имеют название фосфиды. Это солеподобные вещества, которые обладают крайней неустойчивостью при воздействии разных агентов. Быстрое разложение (гидролиз) вызывает даже обычная вода.

Кроме того, под действием неконцентрированных кислот происходит также распад вещества на соответствующие продукты. Например, если говорить о гидролизе фосфида кальция, то продуктами станут гидроксид металла и фосфин:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

А подвергая фосфид разложению под действием минеральной кислоты, мы получим соответствующую соль и фосфин:

Ca 3 P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

В целом ценность рассматриваемых соединений как раз в том, что в результате образуется водородное соединение фосфора, свойства которого рассмотрим ниже.

Летучие вещества на основе фосфора

Таких можно выделить два основных:

• белый фосфор;
• фосфин.

О первом мы уже упоминали выше и характеристики приводили. Сказали, что это белый густой дым, сильно ядовитый, неприятно пахнущий и самовоспламеняющийся при обычных условиях.

А вот что такое фосфин? Это самое распространенное и известное летучее вещество, в состав которого входит рассматриваемый элемент. Оно бинарное, и второй участник - водород. Формула водородного соединения фосфора - РН 3 , название фосфин.

Свойства этого вещества можно описать так.

1. Летучий бесцветный газ.
2. Очень ядовитый.
3. Обладает запахом гнилой рыбы.
4. С водой не взаимодействует и очень плохо в ней растворяется. Хорошо растворим в органике.
5. При обычных условиях очень химически активен.
6. Самовоспламеняется на воздухе.
7. Образуется при разложении фосфидов металлов.

Другое название - фосфан. С ним связаны истории из самой древности. Все дело в которые иногда люди видели и видят сейчас на кладбищах, болотах. Шарообразные или свечеподобные огоньки, которые возникают то здесь, то там, создавая впечатление движения, считались плохим предзнаменованием и их очень боялись суеверные люди. Причиной этого явления, по современным взглядам некоторых ученых, можно считать самовозгорание фосфина, который образуется естественным путем при разложении органических остатков, как растительных, так и животных. Газ выходит наружу и, соприкасаясь с кислородом воздуха, загорается. Цвет и размер пламени может варьироваться. Чаще всего, это зеленоватые яркие огоньки.

Очевидно, что все летучие соединения фосфора - ядовитые вещества, которые легко обнаружить по резкому неприятному запаху. Этот признак помогает избежать отравления и неприятных последствий.

Соединения с неметаллами

Если фосфор ведет себя как восстановитель, то следует говорить о бинарных соединениях с неметаллами. Чаще всего именно они оказываются более электроотрицательными. Так, можно выделить несколько типов веществ подобного рода:

• соединение фосфора и серы - сульфид фосфора P 2 S 3 ;
• хлорид фосфора III, V;
• оксиды и ангидрид;
• бромид и йодид и прочие.

Химия фосфора и его соединений разнообразна, поэтому сложно обозначить самые важные из них. Если же говорить конкретно о веществах, которые образуются их фосфора и неметаллов, то наибольшее значение имеют оксиды и хлориды разного состава. Они используются в химических синтезах как водоотнимающие средства, как катализаторы и так далее.

Так, одним из самых сильных осушающих средств является высший - Р 2 О 5 . Он настолько сильно притягивает воду, что при прямом контакте с ней происходит бурная реакция с сильным шумовым сопровождением. Само по себе вещество представляет собой белую снегообразную массу, по агрегатному состоянию ближе к аморфному.

Известно, что органическая химия по численности соединений намного превосходит неорганическую. Это объясняется явлением изомерии и способностью атомов углерода формировать различного строения цепочки атомов, замыкаясь друг с другом. Естественно, есть определенный порядок, то есть классификация, которой подчиняется вся органическая химия. Классы соединений разные, однако, нас интересует один конкретный, напрямую связанный с рассматриваемым элементом. Это с фосфором. К ним относятся:

• коферменты - НАДФ, АТФ, ФМН, пиридоксальфосфат и другие;
• белки;
• нуклеиновые кислоты, так как остаток фосфорной кислоты входит в состав нуклеотида;
• фосфолипиды и фосфопротеиды;
• ферменты и катализаторы.

Вид иона, в котором фосфор участвует в образовании молекулы данных соединений, следующий - РО 4 3- , то есть это кислотный остаток фосфорной кислоты. В состав некоторых белков он входит в виде свободного атома или простого иона.

Для нормальной жизнедеятельности каждого живого организма данный элемент и образуемые им органические соединения крайне важны и необходимы. Ведь без белковых молекул невозможно построение ни одной структурной части тела. А ДНК и РНК - главные носители и передатчики наследственной информации. В общем, все соединения должны присутствовать в обязательном порядке.

Применение фосфора в промышленности

Применение фосфора и его соединений в промышленности можно охарактеризовать в нескольких пунктах.

1. Используют в производстве спичек, взрывчатых соединений, зажигательных бомб, некоторых видов топлива, смазочных материалов.
2. Как поглотитель газов, а также при изготовлении ламп накаливания.
3. Для защиты металлов от коррозии.
4. В сельском хозяйстве в качестве удобрений почвы.
5. Как средство для умягчения воды.
6. В химических синтезах при производстве разных веществ.

Роль в живых организмах сводится к участию в процессах образования зубной эмали и костей. Участие в реакциях ана- и катаболизма, а также поддержание буферности внутренней среды клетки и биологических жидкостей. Является основой в синтезе ДНК, РНК, фосфолипидов.

Пример 1. Составьте электронные формулы атомов в основном состоянии для следующих элементов: фосфор(15), кальций(20) и титан(22). В скобках указан порядковый номер элемента.

Решение. Фосфор находится в главной подгруппе пятой группы и в третьем периоде. Общее число электронов у этого атома равно 15, и они расположены на трех электронных слоях. Первые два электронных слоя атома фосфора заполнены полностью (электронная конфигурация атома Ne: 1s 2 2s 2 2p 6), число электронов на третьем слое у фосфора равно номеру группы. Из этих электронов два располагаются на 3s-орбитали, а 3 – на 3р. Таким образом, электронная формула атома фосфора имеет вид:

15 Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Для составления электронной формулы атома кальция к электронной конфигурации атома Ar (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6) необходимо добавить два электрона, которые располагаются на 4s–орбитали. В результате получаем следующую электронную формулу:

20 Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Элемент титан расположен в побочной подгруппе 4 группы элементов и в четвертом периоде. Он относится к переходным элементам четвертого периода, у которых происходит заполнение 3d–оболочки, на которой находятся 2 электрона. Общее число электронов у атома титана равно 22. Для составления электронной формулы титана к электронной формуле кальция необходимо добавить два d–электрона (3d 2):

22 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .

Пример 2. Определите тип (s,p,d,f) следующих элементов: марганец(25), стронций(38), церий(58) и свинец(82). В скобках указан порядковый номер элемента.

Решение. К s-элементам относятся первые два элемента - водород и гелий, а также элементы, находящиеся в главных подгруппах 1-й и 2-й групп элементов (подгруппа лития и подгруппа бериллия). Среди представленных элементов в эту категорию попадает стронций(38) . В главных подгруппах третьей-восьмой групп находятся р-элементы. В нашем случае это свинец(82) . Вставные декады элементов, образующие побочные подгруппы, относятся к типу d-элементов. Среди рассматриваемых элементов к этому типу относится марганец(25) . Наконец, находящиеся в шестом и седьмом периодах вставки из 14 элементов, следующие за лантаном(57) и актинием(89), относятся к f–элементам. Таким образом, f-элементом является церий(58) . Полученные данные представляем в виде таблицы.

Пример 3. Расположите элементы в порядке увеличения их радиусов: Mg(12), Al(13), K(19), Ca(20). В скобках указан порядковый номер элемента.

Решение. Для элементов главных подгрупп радиусы атомов увеличиваются сверху вниз. В периодах же слева направо происходит уменьшение радиусов атомов. Таким образом, наименьший радиус будет иметь атом алюминия, а наибольший – атом калия. Радиус атома кальция меньше атома калия, но больше атома магния. В результате получаем следующий ряд, в котором элементы расположены в порядке увеличения радиуса: Al(13), Mg(12), Ca(20), K(19).

Пример 4. Используя схему Косселя определите, какое основание сильнее CsOH или Ba(OH) 2 .

Решение. Согласно схеме Косселя у более сильного основания радиус катиона должен быть больше, а заряд – меньше. В этом случае гидроксильная группа слабее удерживается катионом и легче происходит разрыв связи Э–ОН. В рассматриваемом случае радиус иона Cs + больше, а заряд меньше чем у иона Ba 2+ . Таким образом CsOH сильнее, чем Ba(OH) 2 .

Пример 5. Используя схему Косселя определите, какая кислота является более сильной H 2 S или H 2 Se.

Решение. Сила бескислородных кислот увеличивается с ростом радиуса отрицательного иона, поскольку более крупному иону труднее удержать ион водорода. Поскольку радиус иона Se 2– больше, чем иона S 2– , H 2 Se сильнее, чем H 2 S.

Дайте характеристику элементам Магнии и Фосфор по плану

Характеристика хлора:

1. Элемент №17 хлор, его атомная масса Ar=35,5 (два изотопа Ar =35. Ar = 37), его заряд ядра Z=+17, в ядре 17 p⁺(протонов в изотопе Ar =35 18 n⁰, а в изотопе

Ar = 37 n⁰ 20 (нейтронов.

Вокруг ядра находятся 17 e⁻(электронов, которые размещаются на трех энергетических уровнях, так как хлор находится в третьем периоде.
1). Модель атома хлора при помощи дуг:
₊₁₇CI)₂)₈)₇
2). Модель атома, через электронную формулу (электронная конфигурация:

₊₁₇CI 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵
3). Электронно-графическая модель атома:

⇵ ⇵
3уровень ⇵
⇅ ⇅ ⇅
2уровень ⇅
1уровень ⇅
₊₁₇CI
2. Молекула простого вещества хлора двухатомная. Хлор неметалл, в химических реакциях может быть восстановителем, может быть окислителем.
3. Молекулы атомов в 7 группе, главной подгруппе хлора двухатомные. С увеличением заряда ядра от фтора до астата неметаллические свойства уменьшаются, а металлические усиливаются.

4. Молекулы атомов простых веществ в периоде: натрий, магний, алюминий, кремний - одноатомные; фосфора четырехтомные P₄, серы многоатомные (S) n, хлора двухатомные CI₂. От натрия к хлору меняются свойства веществ: натрий, магний - металлы, алюминий -амфотерный металл, кремний полуметалл, фосфор, сера, хлор - неметаллы. Также слева направо в периоде меняются окислительно-восстановительные свойства. Натрий, магний, алюминий - восстановители. Кремний, фосфор, сера, хлор - могут быть как восстановителями, так окислителями.
5. Высший оксид хлора–CI₂O₇, кислотный оксид:
6. Гидроксид –HCIO₄, хлорная, сильная кислота,

7. Летучее соединение с водородом HCI хлороводород, бесцветный газ, с неприятным запахом, хорошо растворим в воде, раствор соляная кислота HCI.

Характеристика магния:

1) Название элемента -магний, химический символ - Mg, порядковый номер - № 12, атомная масса Ar=24 Группа - 2, подгруппа- главная, 3-й период
Заряд ядра атома магния Z=+12 (в ядре 12 протона- p⁺ и 12 нейтрона - n⁰)
Вокруг ядра атома 3 энергетических уровня, на которых располагаются 12 электрона.

3) Исходя из вышеизложенного напишем строение атома магния и его электронную формулу:
а. Модель атома магния при помощи дуг:
₊₁₂Mg)₂)₈)₂

б. Модель атома, через электронную формулу (электронная конфигурация:
электронная формула алюминия ₊₁₂Mg 1s²2s²2p⁶3s²

в. Электронно-графическая модель атома:

3уровень ⇵
⇅ ⇅ ⇅
2уровень ⇅
1уровень ⇅
₊₁₂Mg

4. Простое вещество магний металл, состоит из одного атома, валентность магния в соединениях равна 2, степень окисления+2. Магний –восстановитель.

5. Молекулы атомов в 2 группе, главной подгруппе одноатомные. С увеличением заряда ядра от бериллия до радия неметаллические свойства уменьшаются, а металлические усиливаются.

6. Молекулы атомов простых веществ в периоде: натрий, магний, алюминий, кремний - одноатомные; фосфора четырехтомные P₄, серы многоатомные (S) n, хлора двухатомные CI₂. От натрия к хлору меняются свойства веществ: натрий, магний - металлы, алюминий -амфотерный металл, кремний полуметалл, фосфор, сера, хлор - неметаллы. Также слева направо в периоде меняются окислительно-восстановительные свойства. Натрий, магний, алюминий - восстановители. Кремний, фосфор, сера, хлор - могут быть как восстановителями, так окислителями.
7. Формула высшего оксида: MgO – основной оксид
8. Формула гидроксида: Mg(OH)₂- основание не растворимое в воде.

9. Летучего соединения с водородом не образует, а соединение магния с водородом - это гидрид алюминия MgH₂ -Представляет собой твёрдое белое нелетучее вещество. Мало растворим в воде. Взаимодействует с водой и спиртами. MgH₂ + 2H₂O = 2H₂ + Mg(OH)₂

Распадается на элементы при сильном нагревании.

Задания для самостоятельного выполнения

1. Расположите следующие элементы в порядке возрастания восстановительных свойств: фосфор, магний, хлор.

2. Расположите следующие вещества в порядке ослабления неметаллических свойств: сурьма, висмут, кремний, фосфор.

3. Укажите, какая из двух кислот более сильная (ответ поясните):

а) Н 2 Se или H 2 Te б) H 2 CrO 4 или HMnO 4

4. Для элементов с атомными номерами 33, 37, 17, 31, 41 составьте формулы высшего оксида, высшего гидроксида, укажите их характер. Назовите высшую и низшую из возможных степеней окисления.

5. Составьте формулы соединений с водородом элементов, если известны формулы их высших оксидов:

а) Э 2 О б) Э 2 О 5 в) ЭО г) Э 2 О 3 д) ЭО 3

6. Дайте полную характеристику элементов под номерами 42 и 35.

СТРОЕНИЕ АТОМА.

РАСПОЛОЖЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ ПО ЭНЕРГЕТИЧЕСКИМ УРОВНЯМ

Атом химического элемента – это электронейтральная система, состоящая из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена практически вся масса атома, и расположенных около ядра электронов.

Атомный (или порядковый) номер элемента указывает на заряд ядра атома. В этом физический смысл атомного номера элемента.

В атоме число протонов, определяющих величину заряда ядра атома, и число электронов одинаково. Это определяет электронейтральность атома.

Массовое число - суммарное число протонов и нейтронов в ядре.

Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Заряд ядра является основной характеристикой атома химического элемента.

Изотопы – атомы одного химического элемента (имеющие одинаковый заряд ядра атома), но различающиеся массовыми числами.

Относительная атомная масса представляет собой среднее арифметическое массовых чисел всех изотопов данного химического элемента.

Задание 1. Определите число протонов, нейтронов и электронов в атоме изотопа фосфора 31 Р.

В периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева (ПС) фосфор имеет атомный номер 15. Следовательно. Заряд его ядра +15. Значит, в ядре расположены 15 протонов, общее число электронов а атоме – 15. Число нейтронов N= 31-15 = 16.

По современным представлениям электрон в атоме имеет двойственную природу (частица и волна одновременно). Электрон не имеет определенной координаты в пространстве, не перемещается по траектории. Говорят о его вероятностном нахождении в каждой точке пространства.

Электронное облако (орбиталь) – область пространства вокруг ядра, в которой наиболее вероятно нахождение электрона. Состояние электронов в атоме описывают набором квантовых чисел . Для каждого электрона данного атома набор из 4 квантовых чисел индивидуален.

Квантовые числа.

1. Главное квантовое число (n) характеризует энергию электрона и его удаленность от ядра. Электроны с равным запасом энергии и одинаково удаленные от ядра объединяют в один энергетический уровень.

n = 1, 2, 3 … 7 Чем меньше значение n, тем ближе расположен электрон к ядру, тем сильнее он притягивается к ядру, запас энергии таких электронов минимален. Численное значение n равно номеру энергетического уровня, на котором можно расположить электрон.

N = 2 · n 2 , где N – максимальное число электронов

При n = 1 N= 2

n= 3 N=18 и т. д.

2. Орбитальное (побочное) квантовое число (l)- описывает форму электронной орбитали. Если орбиталь имеет сферическую форму, ее называют s-орбиталью, если форма гантелеобразная – р-орбиталь. Еще более сложные формы получили название d-орбитали и f-орбитали.

О s-орбиталь ∞ -р-орбиталь

Электроны с одинаковым запасом энергии могут занимать различную по форме область пространства, в этом случае говорят о подуровне (s, p, d, f- подуровни).

3. Магнитное квантовое число (m l) – характеризует ориентацию орбитали в пространстве:

S-орбиталь всегда одна, так как вращение ее в трехмерном пространстве к изменению расположения не приводит.

Р-обитали могут быть ориентированы по осям x, y, z . Следовательно, они могут располагаться в одном из трех взаимно перпендикулярном положении.

D-орбиталей насчитывают 5 штук (по разному ориентированных в пространстве), f-орбиталей должно быть 7 и т.д.

На схеме будем показывать каждую из возможных орбиталей прямоугольником □ или черточкой -.

4. Спиновое квантовое число (m s) – описывает вращение электронов вокруг своей оси (по или против часовой стрелки). На схеме различное вращение электронов показывают стрелками или ↓.

Принципы заполнения электронных орбиталей:

1. На одной орбитали не может находиться более двух электронов.

2. При заполнении орбиталей одного подуровня наиболее устойчиво состояние, при котором число неспаренных электронов наибольшее.

(направление вращения электронов одинаково).

3.Порядок заполнения подуровней определяется принципом

Состояние каждого электрона в атоме характеризуется 4 квантовыми числами:

а) Главное квантовое число n - определяет число уровней в атоме и совпадает с номером периода, в котором находится элемент.

Например: n = 2, значит в атоме две оболочки с электронами, следовательно, элемент находится во втором периоде.

Главное квантовое число n - определяет общий запас энергии электрона и его расстояние от ядра. Чем дальше электрон удален от атома, тем больше запас энергии. При n = 1 энергия электрона минимальна.

n = 1 К – уровень

n = 2 L – уровень

n = 3 M – уровень

n = 4 N – уровень

n = 5 O – уровень

n = 6 Р – уровень

n = 7 Q – уровень

б) Побочное квантовое число l - определяет форму электронного облака. Его значение на 1 меньше, чем у главного квантового числа.

По значению побочного квантового числа определяются подуровни.

Например: если n = 1 l = 0, то это s - подуровень

n = 2 l = 0,1, то это s,р - подуровни

n = 3 l = 0,1,2, то это s,р,d - подуровни

n = 4 l = 0,1,2,3 то это s,р,d,f - подуровни

в) Магнитное квантовое число m – определяет направление вытянутости электронного облака в магнитном поле. Это векторная величина имеет положительные и отрицательные значения в пределах побочного квантового числа.

Например: l = 0, m = 0, то это s – подуровень - одна ячейка

l = 1, m = – 1, 0,+1 р – подуровнь - 3 ячейки

l = 2, m = –2, – 1, 0,+1,+2 d – подуровнь - 5 ячеек

г) Квантовое спиновое число S определяет направление вращения электрона вокруг собственной оси. Если S = + 1/2, то электрон вращается вокруг собственной оси по часовой стрелке и условно обозначается .

Если S = – 1/2, то электрон вращается вокруг собственной оси против часовой стрелки и условно обозначается ↓.

Строение атома и распределение электронов по оболочкам у элементов малых и больших периодов.

В 1913 году ученый-Н. Бор развил квантовую теорию строения атома. В основу теории положил следующие постулаты: электрон может двигаться вокруг ядра атома не по любым орбитам, а по вполне определенным. Число орбит элемента определяется номером периода. Периодов семь, то значит, различают 1,2,3,4,5,6,7 уровни энергии, которые называются квантовыми слоями и обозначаются: К, L, М, N, О, P, Q.

Уровни подразделяются на подуровни, которые обозначаются буквами латинского алфавита s, р, d, f.

Первому энергетическому уровню соответствует s – подуровень, второму уровню – два подуровня: s, р, третьему уровню – три подуровня: s, р, d, четвертому уровню – четыре подуровня: s, р, d, f.

Согласно второму принципу Паули : два электрона могут занять одну и ту же орбиту при условии, что их спины имеют противоположные направления

Согласно принципу Паули :

· первый уровень содержит не более 2 электронов

· второй – не более 8,

· третий – не более 18,

· четвертый – не более 32 электронов

Если в атоме какой-либо уровень окажется незаполненным, то электроны в нем распределяются в соответствии с правилом Хунда :

квантовые ячейки заполняются сначала по одному электрону, а затем по другому с противоположно направленным спином.

а) схема строения атома H +1) 1е

б) графическое изображение электронной оболочки атома элемента водорода

Контрольные вопросы:

1. Какие предпосылки послужили основой открытия Периодического закона?

2. Как таблица Менделеева структурируется по горизонтали? Какие периоды выделяют в таблице Менделеева?

3. Как таблица Менделеева структурируется по вертикали? Охарактеризуйте главную и побочную подгруппы.

4. Какие из химических элементов в таблице Менделеева связаны с Россией?

5. Охарактеризуйте координаты элемента №33 и №41 в таблице Менделеева

6. Что объединяет элементы главной и побочной подгрупп? Приведите примеры

7. Расположите следующие элементы: фосфор, магний, хлор – в порядке возрастания неметаллических свойств. Расположите эти элементы в порядке возрастания металлических свойств.

8. Расположите следующие элементы: сурьма, фосфор, висмут – в порядке возрастания неметаллических свойств. Расположите эти элементы в порядке возрастания металлических свойств.

9. Расположите следующие элементы: магний, барий, стронций, бериллий – в порядке увеличения радиусов атомов. Как изменяются металлические св-ва элементов в этом ряду?

10. Напишите электронные формулы следующих атомов: кислорода, магния, фосфора, аргона, ванадия.

Тема.1.3: Строение вещества

Перечень изучаемых вопросов:

1. Ковалентная химическая связь. Механизм образования. Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Молекулярные и атомные кристаллические решетки.

2. Ионная химическая связь. Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.. Ионные кристаллические решетки.

3. Металлическая связь. Металлическая кристаллическая решетка и металлическая химическая связь. Физические свойства металлов.

4. Агрегатные состояния веществ и водородная связь. Твердое, жидкое и газообразное состояния веществ. Переход вещества из одного агрегатного состояния в другое. Водородная связь, ее роль в формировании структур биополимеров.

5. Чистые вещества и смеси. Понятие о смеси веществ. Гомогенные и гетерогенные смеси. Состав смесей: объемная и массовая доли компонентов смеси, массовая доля примесей.

Дисперсные системы.Понятие о дисперсной системе. Дисперсная фаза и дисперсионная среда. Классификация дисперсных систем. Понятие о коллоидных системах.

Ковалентная химическая связь. Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный). Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Кратность ковалентной связи. Молекулярные и атомные кристаллические решетки.

Ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков атомов, сопровождающегося выделением энергии.

Различают несколько механизмов образования ковалентной связи: обменный (равноценный), донорно-акцепторный , дативный .

При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими.например, при образовании молекулы трифторида бора из атомов три атомные орбитали бора, на каждой из которых имеется по одному электрону, перекрываются с тремя атомными орбиталями трех атомов фтора (на каждой из них также находится по одному неспаренному электрону). В результате спаривания электронов в областях перекрывания соответствующих атомных орбиталей появляется три пары электронов, связывающих атомы в молекулу.

По донорно-акцепторному механизму перекрывается орбиталь с парой электронов одного атома и свободная орбиталь другого атома. В этом случае в области перекрывания также оказывается пара электронов. По донорно-акцепторному механизму происходит, например, присоединение фторид-иона к молекуле трифторида бора. Вакантная р -орбиталь бора (акцептора электронной пары) в молекуле BF 3 перекрывается с р -орбиталью иона F − , выступающего в роли донора электронной пары. В образовавшемся ионе − все четыре ковалентные связи бор−фтор равноценны по длине и энергии, несмотря на различие в механизме их образования.

Атомы, внешняя электронная оболочка которых состоит только из s - и р -орбиталей, могут быть либо донорами, либо акцепторами электронной пары. Атомы, у которых внешняя электронная оболочка включает d -орбитали, могут выступать в роли и донора, и акцептора пар электронов. В этом случае рассматривается дативный механизм образования связи. Примером проявления дативного механизма приобразования связи служит взаимодействие двух атомов хлора. Два атома хлора в молекуле Cl 2 образуют ковалентную связь по обменному механизму, объединяя свои неспаренные 3р -электроны. Кроме того, происходит перекрывание 3р -орбитали атом Cl-1, на которой имеется пара электронов, и вакантной 3d -орбитали атома Cl-2, а также перекрывание 3р -орбитали атом Cl-2, на которой имеется пара электронов, и вакантной 3d -орбитали атома Cl-1. Действие дативного механизма приводит к увеличению прочности связи. Поэтому молекула Cl 2 является более прочной, чем молекула F 2 , в которой ковалентная связь образуются только по обменному механизму:

Электроотрицательность (χ) - фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары.