Основные химические понятия

 

Химия — наука о веществах, их свойствах и превращениях.

 

Вещество — то, из чего состоят физические тела.

 

Вещество состоит из молекул, а молекулы из — атомов. Определённый вид атомов называется химическим элементом.

 

 

Химический элемент — вид атомов с одним и тем же зарядом ядра.  

 

Различают 118 элементов, которые представлены в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

 

---

 

Периодическая система

 

 

---

 

Название элементов

 

 

---

 

Частицы и их характеристики

 

Атом — электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

 

 

---

 

Строение атома

1. Ядро имеет положительный заряд Z, равный количеству протонов N(p);
2. Количество электронов N(e) равно количеству протонов N(p);
3. Заряд ядра Z = N(p) = N(e) и численно равен порядковому номеру;
4. Поскольку электроны имеют ничтожно малую массу по сравнению с массой протонов и нейтронов, практически вся масса атома сосредоточена в его ядре;
5. Суммарное количество протонов и нейтронов называется массовым числом A = N(p) + N(n).
6. Электронная оболочка — совокупность всех электронов данного атома. Электроны расположены слоями;
7. № периода равен количеству энергетических уровней (слоёв). Соответствует номеру внешнего энергетического уровня, на котором расположены валентные электроны (для s- и p-элементов);
8. Для элементов главных подгрупп количество электронов на внешнем энергетическом уровне равно номеру группы (исключение — гелий);
9. Для элементов побочных подгрупп количество электронов на внешнем энергетическом уровне равно 2, кроме хрома, меди и серебра.

 

---

 

Атомная масса элементов

 

Массовое число A — общее количество протонов и нейтронов в ядре. Относительная атомная масса, округлённая до целого числа, численно равна массовому числу.

 

Относительная атомная масса A_r (r — relative, относительный) — это безразмерная величина, которая показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше атомной единицы массы. Атомная единица массы (а.е.м.) равна 1/12 массы атома углерода ¹²C.

 

 

 

---

 

Состав ядер некоторых изотопов, изотонов, изобаров

 

Изотопы — разные атомы, у которых число протонов Z одинаково, число нейтронов N различно.

 

 

Изотоны — разные атомы, у которых число нейтронов N одинаково, число протонов Z различно.

 

 

Изобары — разные атомы, у которых массовое число A одинаково, число протонов Z различно.

 

 

Изотопы водорода ₁H

 

 

---

 

Современная теория атома

1. Строение ядра 

Ядро атома состоит из протонов и нейтронов, которые называются нуклонами.

2. Двойственная природа электрона 

Электрон ведёт себя и как частица с определённой массой и зарядом, и как волна.

3. Принцип неопределённости

Невозможно точно измерить одновременно координату и скорость электрона.

4. Орбиталь

Электрон может находиться в любой области вокруг ядра, но с разной вероятностью. Область с наибольшей вероятностью нахождения электрона называется орбиталью.

 

---

 

Энергетический уровень и квантовые числа

 

Несколько орбиталей, обладающих равной или близкой энергией, образуют энергетический уровень (слой). Близкие по энергии электроны располагаются на одном энергетическом уровне. Каждый энергетический уровень может вместить в себя определённое количество электронов и имеет свою ёмкость. Чем ближе энергетический уровень к ядру, тем меньше электронов он вмещает. Энергетический уровень разделён на подуровни.

 

Квантовые числа полностью характеризуют любую атомную орбиталь и электрон на ней:

1. Главное квантовое число (n) определяет общую энергию электрона на орбитали и номер энергетического уровня, на котором находится электрон. Совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа, образует энергетический уровень. Диапазон значений: натуральные числа (1, 2, 3, 4, 5 и т.д.);
2. Орбитальное квантовое число (l) характеризует форму атомной орбитали и принимает значения от 0 до (n – 1);
3. Совокупность орбиталей с одинаковыми значениями главного и орбитального квантовых чисел образует энергетический подуровень, например, 1s-подуровень. Чем больше номер уровня, тем больше на нём помещается подуровней (и соответственно орбиталей);
4. Магнитное квантовое число (m) определяет ориентацию электронного облака в пространстве, принимает значения от + l, 0, до – l;
5. Спиновое квантовое число (спин) m_s условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения + 1/2 и – 1/2. Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны ↓ ↑. 

---

 

Орбитали

 

 

---

 

Энергетические уровни и подуровни

 

Принцип Хунда

Наиболее устойчивым состоянием атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.

 

Принцип Паули

На каждой орбитали может находиться не более двух электронов с одинаковым набором всех 4 квантовых чисел. Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два — электронная пара.

 

 

---

 

Порядок размещения электронов

 

 

---

 

Электронная конфигурация

 

Электронная конфигурация — распределение электронов по орбиталям.

 

Принцип минимума энергии: электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией.

 

Правило Клечковского: заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l). При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n.

 

Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s

 

 

Максимальное число электронов на энергетическом уровне равно N = 2n², где n — номер энергетического уровня. На орбитали может находиться максимум 2 электрона. Энергетические уровни, содержащие максимальное количество электронов, называются завершёнными. Если на внешнем уровне содержится меньшее количество электронов, то такой уровень называется незавершённым.

 

 

---

 

Валентные электроны и внешние электроны

 

Валентные электроны участвуют в образовании химической связи. 

 

Валентные электроны — электроны последнего слоя для s- и p-элементов, их число равно номеру группы и их число совпадает с числом внешних электронов.

 Исключение:  кислород и фтор.

 

Для d-элементов количество внешних и валентных электронов не равно. Внешних электронов у них 2 (исключение: хром, медь и серебро), а число валентных электронов равно номеру группы.

 Исключение:  железо, кобальт, никель, цинк и медь.

 

 

---

 

Электронные и электронно-графические конфигурации

 

 

 

Свободная d-орбиталь появляется у элементов 3 периода, но заполняется эта орбиталь электронами элементов с первой по восьмую побочных подгрупп 4 периода.

 

 

 

 

---

 

Проскок электрона

 

Проскок электрона — отступление от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек, связанное с тем, что это обеспечивает атомам некоторых элементов меньшие затраты энергии (энергетическую выгоду), по сравнению с традиционным заполнением электронных оболочек.

 

 

 

 

---

 

Сходные электронные конфигурации атома элементов главных подгрупп

 

 

---

 

Сравнение конфигураций последнего слоя

 

 

Чтобы была одинаковая конфигурация, элементы должны быть в одном периоде. Чтобы конфигурация была сходной, элементы должны быть в одной подгруппе разных периодов.

 

---

 

Основное и возбуждённое состояние атомов

 

Квантовое состояние атома с наименьшей энергией называется основным. При переходе электронов с уровня (подуровня) с меньшей энергией на уровень (подуровня) с большей энергией возникают возбуждённые состояния.

 

 Важно:  Для возможности перехода атома в возбуждённое состояние необходимо выполнение одновременно двух условий:

1. Наличие спаренных электронов на внешнем уровне

2. Наличие свободных орбиталей

 Важно:  Переход в возбуждённые состояния невозможен:

1. Для щелочных металлов

2. Для азота, кислорода, фтора

3. Для благородных газов

---

 

Прогнозирование возбуждённого состояния

 

Чтобы спрогнозировать возбуждённое состояние, нужно распарить электроны на внешнем уровне (перевести их на более высокие свободные подуровни). Это позволяет атому образовывать больше ковалентных связей.

 

Рассмотрим примеры для трёх элементов, каждый из которых имеет свою степень возбуждения.

• Углерод находится во втором периоде, поэтому у него нет свободного d-подуровня. Для него возможно только одно возбуждённое состояние (распаривание электронов с s-подуровня на p-подуровень).

 

• Сера находится в третьем периоде, имеет две неподелённые электронные пары на внешнем уровне и имеет пустую 3d-орбиталь, что позволяет атому возбуждаться дважды и, соответственно, иметь два возбуждённых состояния.

 

• Хлор также расположен в третьем периоде. Он имеет уже три электронные пары на внешнем уровне в основном состоянии, поэтому распаривание двух электроных пар на p-орбиталях и одной электронной пары на s-орбитали даёт три возможных возбуждённых состояния (при переходе на 3d-орбитали).

 

 

---

 

Электронная конфигурация ионов

 

 

При отдаче или присоединении электронов атомы стремятся завершить внешний электронный слой и приобрести восьмиэлектронную оболочку благородного газа.

 

Катион — положительно заряженный ион.

 

 

Анион — отрицательно заряженный ион.

 

 

Присоединение n электронов = не хватает n электронов до завершения внешнего электронного уровня.