1.Правило В. Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+1, а при равной сумме в порядке возрастания числа n. (1s| 2s 2p| 3s 3p| 4s 3d 4p| 5s 4d 5p| 6s 4f 5d 6p |7s 5f 6d 7p)
2.Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел.
3.Принцип минимальной энергии. Электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Основное состояние – это наиболее устойчивое состояние атома, в котором электроны занимают орбитали с наименьшей энергией.
4.Правило Гунда. Заполнение орбитали одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами.
7. Нормальное и возбужденное состояние атома.
……….
8. Периодическая система Д. И. Менделеева, ее структура. Периодический закон: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента. Периодическая система элементов – графическое изображение Периодического закона.
Номер элемента обозначает количество протонов в ядре и количество электронов в поле ядра.
Элементы в системе Менделеева расположены в порядке возрастания их атомного номера и в соответствии с распределением электронов вокруг ядра. В таблице 7 периодов, 10 рядов, 8 групп, пока известно 109 элементов. В горизонтальных рядах – периодах – элементы располагаются, начиная от типичных металлов, через элементы, обладающие свойством амфотерности (двойственности), к неметаллам. Заканчиваются все периоды инертными газами. Первый период содержит 2 элемента, второй и третий – по 8, четвертый и пятый – по 18, шестой – 32 и седьмой (незавершенный) – 26 элементов. В малых периодах с увеличением порядкового номера усиливаются неметаллические свойства элементов.
По вертикали – элементы располагаются по группам (группой называют совокупность элементов с одинаковым значением максимальной валентности, равным номеру группы). Их всего 8. Сверху вниз возрастают металлические свойства элементов. Группы делятся на главные и побочные, которые отличаются количеством электронов на внешнем энергетическом уровне. Все элементы побочных подгрупп (переходные элементы) – металлы.
Химические элементы, расположенные после урана (порядковый номер 92), называют трансурановыми. Это элементы 93 – 109. они получены искусственно. Их ядра крайне нестабильны. Элементам 106 – 109 названия пока не присвоены.
9. s-, p-, d-, f-элементы, их расположение в периодической системе.
Первый период состоит из двух элементов: водорода и гелия. Атомом гелия заканчивается формирование K-оболочки атома, обозначим ее [Не]. Электрон, который последним заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. В данном случае оба элемента имеют формирующие s-электроны и соответственно называются s-элементами У элементов второго периода формируется L-оболочка, заполняются s- и p-подоболочки. Формирующими электронами у первых двух элементов являются s-электроны, поэтому Li и Be относятся к s-элементам. Остальные шесть элементов периода входят в число р-элементов, так как формирование их орбиталей заканчивается p-электроном. У элемента Ne полностью заполнена 2р-подоболочка, обозначим его электронную конфигурацию как [Ne].Третий период начинается с натрия, электронная конфигурация которого 1s22s22p63s1 и заканчивается аргоном с электронной конфигурацией 1s22s22p63s23p6[Аr]. Хотя в третьем уровне (оболочка М) имеется подоболочка 3d которая остается незаполненной, в четвертом периоде начинает формироваться следующая оболочка N (n=4) и период начинается с s-элемента калия, [Аr]4s1. Это обусловлено тем, что энергия подуровня 4s несколько ниже, чем энергия подуровня 3d (см. рис. 1.5). В соответствие с правилом Клечковского n+1 у 4s(4) ниже, чем n+1 у 3d(5). После заполнения 4s-подоболочки заполняется 3d-подоболочка. Элементы от Sc [Ar] 3d1 4s2 до Zn [Ar] 3d |04s2, имеющие формирующие d-электроны, относятся к d-элементам. Как видно из табл. 1.3, у хрома на 4s-подоболочке остается один электрон, а на 3d-подоболочке вместо четырех оказывается пять d-электронов. Такое явление получило название «провала» электрона с s- на d-подоболочку. Это обусловлено более низкой энергией конфигурации 3d54s] по сравнению с конфигурацией 3d44s2. «Провал» электронов наблюдается и у других атомов, например у атомов Си, Nb, Mo, Pt, Pd Четвертый период завершается формированием подоболочки 4р у криптона [Аг] 3d104s24p6 или [Кг]. Всего в четвертом периоде 18 элементов. Пятый период аналогичен четвертому периоду. Он начинается с s-элемента рубидия [Кг] 5s1 и заканчивается p-элементом ксеноном [Кr] 4d105s25p6 или [Хе] и включает в себя десять 4d-элементов от иттрия до кадмия. Всего в пятом периоде 18 элементов. В шестом периоде, как и в пятом, после заполнения s-подоболочки начинается формирование d-подоболочки предвнешнего уровня у лантана. Однако, у следующего элемента энергетически выгоднее формирование 4f-подоболочки по сравнению с 5d-подоболочкой. Поэтому после лантана следует 14 лантаноидов с формирующими f-электронами, т.е.f-элементов от церия Се [Хе] 4f25d°6s2 до лютеция Lu [Хе] 4f145dl6s2. Затем продолжается заполнение оставшихся орбиталей в 5d-подоболочке и 6p-подоболочке. Период завершает радон [Хе] 4f145d°6s26p6 или [Rn]. Таким образом период имеет 32 элемента: два s-элемента, шесть p-элементов, десять d-элементов и четырнадцать элементов. Седьмой период начинается и продолжается аналогично шестому периоду, однако формирование его не завершено. Он также имеет вставную декаду из d-элементов и четырнадцать 5/элементов (актиноидов)
10. Сродство к электрону(Eср) – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому: X + e→ X– . Eср выражается в кДж/моль или в эВ. Наибольшее сродство к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие (иногда отрицательное) – у металлов. Сродством к электрону называется энергетический эффект Fпроцесса присоединения электрона к атому.
Э0 + e = Э-±F.
В периодах сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают, в группах, как правило, уменьшаются.
11. Энергия ионизации.
Энергией ионизации называется количество энергии I, необходимое для отрыва электрона от атома или иона:
Э0 + I = Э+ +e.
По периоду энергия ионизации немонотонно возрастает. Резкие максимумы соответствуют атомам благородных газов, которые обладают наиболее устойчивой электронной конфигурацией s2p6. В пределах одной группы с увеличением порядкового номера энергия ионизации обычно убывает, что связано с увеличением расстояния внешнего электронного уровня от ядра. Энергия ионизации является мерой восстановительной способности атома.
12.Электроотрицательность (ЭО). Способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны. Возрастает по периоду, убывает по группам у элементов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V – побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной подгруппы (минимум у Al), возрастает с увеличением номера периода у элементов VII – VIII побочных подгрупп. Наименьшие значения s-элементы I подгруппы, наибольшие значения – p-элементы VI и VII групп.
Понятие электроотрицательности (ЭО) позволяет оценить способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с другими элементами соединения. Эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Согласно Малликену, электроотрицательность атома может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону: ЭО = 1/2 (I + F). В периодах наблюдается общая тенденция роста величины электроотрицательности, а в группах - ее падения.
13.Радиус атома орбитальный - теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков. Практически приходится пользоваться эффективным. Эффективный радиус - 1/2 расстояния между ядрами атомов химически связанных элементов. В периодах атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра, в общем, уменьшаются, так как при одинаковом числе электронных слоев возрастает заряд ядра, а следовательно, притяжение им электронов. В пределах каждой подгруппы элементов, как правило, радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число электронных уровней.
14. Химическая связь - электростатическое взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару – поделенная пара. При сближении атомов валентные электроны одного атома начинают притягиваться к ядрам другого атома и, наоборот, валентные электроны второго атома притягиваются к ядрам первого. Главный результат образования химической связи – уменьшение общей энергии системы ядер и электронов, а достигается этот результат путем совместного использования электронов разными ядрами. Электронная плотность между атомами, образующими химическую связь, увеличивается. При образовании химической связи атом стремится завершить внешний уровень и приобрести электронную конфигурацию инертного газа, отдавая или принимая электроны. В зависимости от того, как происходит обмен электронами, различают следующие виды химической связи: ковалентную (полярную и неполярную), ионную, водородную, металлическую (связь, которая образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов).
основные черты химической связи:
1. снижение общей энергии системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из которых это система состоит.
2.перераспределение электронной плотности в области химической связи.