ВУЗ: Ростовский Государственный Медицинский Университет
Категория: Учебное пособие
Дисциплина: Химия
Добавлен: 17.02.2019
Просмотров: 9956
Скачиваний: 53
11
орбитали, которая зависит от n.
Орбитальное число l может принимать целочисленные значения в
диапазоне от 0 до n-1. Например, при n=2: l=0 l=1.
Значение l определяет форму орбитали, а n - ее размер
Орбитали, имеющие одинаковое n, но разные l, называют энергети-
ческими подуровнями и обозначают буквами латинского алфавита:
Таблица 1.2.
Энергетические подуровни
l Энергетический подуровень
0
1
2
3
4
s
p
d
f
g
Состояние электрона в атоме для различных главных и орбитальных
квантовых чисел принято записывать следующим образом: 2s; 3p; 3d…
Магнитное квантовое число m описывает ориентацию орбиталей в
пространстве. Может принимать целочисленные значения в диапазоне от -l
до +l (включая 0).
Например:
Для l=0 возможно только одно значение: m=0. Это значит, что s-орбиталь
имеет только одну пространственную ориентацию.
Для l=1: m=-1;0;+1 - p-орбиталь имеет три пространственные ориентации.
Для l=2: m=-2;-1;0;+1;+2 - d-орбиталь имеет пять пространственных ориен-
таций.
Спиновое квантовое число s описывает направление вращения
электрона в магнитном поле: по часовой стрелке или против. На каждой
орбитали может находиться только два электрона: один со спином +½ дру-
гой -½.
12
Таблица 1.3.
Квантовые числа для первых 3 энергетических уровней
n
l
Орбиталь
m
ms
1
0
1s
0
+½ -½
2
0
2s
0
+½ -½
2
1
2p
-1
0
+1
+½
-½
+½
-½
+½ -½
3
0
3s
0
+½ -½
3
1
3p
-1
0
+1
+½
-½
+½
-½
+½ -½
3
2
3d
-2
-1
0
+1
+2
+½
-½
+½
-½
+½
-½
+½
-½
+½ -½
На первом уровне (n=1) есть только s-орбиталь, на которой может
находиться только 2 электрона со спинами +1/2 и -1/2. Это справедливо
для s-орбитали любого уровня: 1s; 2s; 3s…
На втором энергетическом уровне (n=2) есть уже две орбитали s; p.
На третьем (n=3) - три орбитали: s, p, d. и т.д. С каждым новым энергети-
ческим уровнем добавляется новая орбиталь.
Для 2p-орбитали существует три пространственных ориентации
(формы облака), на каждой из которых может находиться по два электрона
(на втором энергетическом уровне может находиться не более 6 p-
электронов).
Для 3d - максимум 10 d-электронов и пять форм облаков.
Главные энергетические уровни отличаются энергией. Чем выше
уровень - тем выше энергия. С другой стороны, различные орбитали одно-
го и того же уровня также обладают разной энергией:
13
Энергия электронов на орбитали 2p выше, чем на 2s
Энергия электронов на орбитали 3p выше, чем на 3s
Энергия электронов на орбитали 3d выше, чем на 3s
Энергия электронов на орбитали 3d выше, чем на 3p
Что же касается электронов «внутри орбиталей», то их энергии оди-
наковы (так у всех десяти электронов 3d-орбитали энергии одинаковы).
1.2. Периодический закон Д.И. Менделеева
Периодический закон – величайшее достижение химической науки,
основа всей современной химии. С его открытием химия перестала быть
описательной наукой, в ней стало возможным научное предвидение. Пе-
риодический закон открыт Д.И. Менделеевым в 1869 г. Ученый сформули-
ровал этот закон так: «Свойства простых тел, также формы и свойства со-
единений элементов находятся в периодической зависимости от величины
атомных весов элементов».
Более детальное изучение строения вещества показало, что перио-
дичность свойств элементов обусловлена не атомной массой, а электрон-
ным строением атомов. Заряд ядра является характеристикой, определяю-
щей электронное строение атомов, а следовательно, и свойства элементов.
Поэтому в современной формулировке Периодический закон звучит так:
свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений
элементов находятся в периодической зависимости от порядкового
номера (от величины заряда ядра их атомов).
Выражением Периодического закона является периодическая систе-
ма элементов.
1.2.1. Периодическая система Д. И. Менделеева
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева состоит из семи
14
периодов, которые представляют собой горизонтальные последователь-
ности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра.
Периоды 1, 2, 3, 4, 5, 6 содержат соответственно 2, 8, 8, 18, 18, 32 элемента.
Седьмой период не завершен. Периоды 1, 2 и 3 называют малыми, осталь-
ные - большими.
Каждый период (за исключением первого) начинается атомами ще-
лочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным газом
(Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которому предшествует типичный неметалл. В перио-
дах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются
неметаллические свойства, поскольку с ростом положительного заряда
ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне.
В первом периоде, кроме гелия, имеется только один элемент - водо-
род. Его условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявля-
ет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Сходство водоро-
да со щелочными металлами проявляется в том, что водород, как и щелоч-
ные металлы является восстановителем и, отдавая один электрон, образует
однозарядный катион. Больше общего у водорода с галогенами: водород,
как и галогены, неметалл, его молекула двухатомна, он может проявлять
окислительные свойства, образуя с активными металлами солеподобные
гидриды, например, NaH, CaH
2
.
В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных эле-
ментов (декада Sc - Zn), за которыми находятся остальные 6 основных
элементов периода (Ga - Кг). Аналогично построен пятый период. Понятие
переходный элемент обычно используется для обозначения любого эле-
мента с валентными d– или f–электронами.
Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За
элементом Ва расположена вставная декада d–элементов (La - Hg), причем
после первого переходного элемента La следуют 14 f–элементов - ланта-
ноидов (Се - Lu). После Hg располагаются остальные 6 основных р-
элементов шестого периода (Тl - Rn).
15
В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов-
актиноидов (Th - Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соот-
ветственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды поме-
щены отдельно внизу таблицы.
Таким образом, каждый элемент в периодической системе занимает
строго определенное положение, которое отмечается порядковым, или
атомным, номером.
В периодической системе по вертикали расположены восемь групп
(I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы - главные, или
подгруппы А и побочные, или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она
содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и
платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
Сходство элементов внутри каждой подгруппы - наиболее заметная и
важная закономерность в периодической системе. В главных подгруппах
сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметал-
лические. При этом происходит увеличение устойчивости соединений
элементов в низшей для данной подгруппы степени окисления. В побоч-
ных подгруппах – наоборот – сверху вниз металлические свойства ослабе-
вают и увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окис-
ления.
1.2.2. Типы химических элементов
Все элементы периодической системы подразделяются на четыре ти-
па:
1. У атомов s–элементов заполняются s–оболочки внешнего слоя (n).
К s–элементам относятся водород, гелий и первые два элемента каждого
периода.
2. У атомов р–элементов электронами заполняются р–оболочки
внешнего уровня (np). К р-элементам относятся последние 6 элементов