Методические указания по подготовке к практическому занятию и выполнению индивидуального задания общая характеристика объекта изучения. Методические советы и рекомендации
Скачать 0.64 Mb.
|
 ½, поэтому из них могут реализоваться варианты: 7,9,11 и 12. Эти варианты являются равноценными. Благодаря правилу Гунда выяснение и изображение электронной конфигурации атома в основном состоянии сводится к простой процедуре: орбитали подуровня заполняются сначала по одному электрону с параллельными спинами слева направо, а затем в том же порядке по второму электрону с противоположными спинами. Для атома углерода изображение электронов на р-подуровне предпочтительнее по варианту 9.  Электроны стремятся оставаться неспаренными из-за взаимного отталкивания. Следствием правила Гунда является особая устойчивость у на половину заполненных p-, d- и f-подуровней. Например, у атома хрома один электрон «проскакивает» c внешнего s-подуровня на d-подуровень предыдущего уровня: 24Cr: [Ar]3d54s1 4s1   3d5 2.5.4.РАСПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ ПО ЭНЕРГЕТИЧЕСКИМ УРОВНЯМ И ПОДУРОВНЯМ В МНОГОЭЛЕКТРОННЫХ АТОМАХ Для первых четырех энергетических уровней распределение электронов показано в таблице 2. Таблица 2
Энергетический уровень – это совокупность электронов, которые имеют одинаковые значения главного квантового числа. Энергетический подуровень – это совокупность электронов с одинаковыми значениями главного квантового числа n и одного из разрешенных значений орбитального квантового числа ℓ. И  спользуя данные таблицы, можно сделать следующие выводы:1  .Число энергетических подуровней в уровне n равно номеру уровня n. 2.Число атомных орбиталей (квантовых ячеек) на подуровне равно (2ℓ+1). 3.Максимальное число электронов 2(2ℓ+1) на подуровне. 4.Число атомных орбиталей на энергетическом уровне равно n2: на первом уровне (n = 1) – одна атомная орбиталь; 1s на втором уровне (n = 2) – четыре АО;  на третьем уровне (n = 3) - девять АО.  5.Максимальное количество электронов на энергетическом уровне равно 2n.2 . 2.5.5.ЭЛЕКТРОННЫЕ СТРУКТУРЫ АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Электронные конфигурации атомов можно изображать в виде электронных формул и в виде квантовых (энергетических) ячеек. При изучении электронных структур атомов следует использовать периодическую систему химических элементов Д. И. Менделеева. I период состоит из двух элементов – водорода (H) и гелия (He).
Каждый период начинается элементом, в атоме которого появляется новый энергетический уровень. При этом «n» внешнего энергетического уровня совпадает с номером периода. У элементов II период заполняется второй энергетический уровень n = 2, на котором располагаются 2s- и три 2p-орбитали. Первый элемент второго периода литий (Li) имеет заряд ядра, равный 3, следовательно, число электронов в атоме тоже равно 3.  У  следующего элемента бериллия (Be) также заполняется 2s - подуровень.2s2 4Be: 1s2 2s2 1s2 У бора (B) и далее до неона (Ne) заполняется 2p – подуровень. У атома инертного газа неона Ne заполнены все атомные орбитали, имеющиеся у атомов элементов второго периода.  III период начинается с натрия (Na), имеющего зарядом ядра, равный 11. Одиннадцать электронов расположены на трех уровнях. 3s1  2p6 11Na: 1s2 2s2 2 p6 3 s1=Ne3s1 2s2 1s2 У магния (Mg) заполняется также 3s - подуровень. Далее, начиная с (Al) и до благородного газа аргона (Ar) заполняется 3p-подуровень. В IV периоде содержится 18 элементов. Период начинается с калия (K), девятнадцать электронов которого располагаются на четырех уровнях. 4s1 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1=Ar4s1  3p6 3s2 2p6  2s2  1s2   Ne  Ar Элемент кальций (Ca) так же, как и калий (K) относится к s-элементам. У следующих десяти элементов, начиная со скандия (Sc) и заканчивая цинком (Zn), заполняется 3d-подуровень. Это d-элементы. Рассмотрим марганец (Z=25). Запишем его электронную формулу в порядке заполнения электронами подуровней, а затем в общепринятом виде – в порядке увеличения главного квантового числа, начиная с конфигурации ближайшего благодарного газа аргона (Ar). 25Mn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 =Ar3d54s2 На d-подуровне может находиться максимально 10 электронов, поэтому в периоде имеется десять d-элементов. Большинство d-элементов имеют на последнем уровне два электрона, но существуют исключения (из правила Гунда). Например, у меди, а в последующих периодах у серебра и золота, один электрон «проскакивает» c внешнего s-подуровня на d-подуровень предыдущего уровня. Это связано с большей энергетической устойчивостью электронных структур при полностью занятом энергетическом подуровне (как у Cu, Ag, Au) и при наполовину заполненном подуровне (Cr, Mn, Mo), что согласуется с правилом Гунда. У шести элементов от галия (Ga) до криптона (Kr) заполняется 4p-подуровень. Это p- элементы. 31Ga: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p1 =Ar3d10 4s2 4p1 ……………..………………………………… 36Kr:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p6 =Ar3d10 4s2 4p6. В V периоде заполнение электронных слоев происходит так же, как и в четвертом периоде. У двух первых s-элементов рубидия (Rb) и стронция (Sr) и шести p-элементов с индия (In) до ксенона (Xe) заполняются соответственно s- и p-подуровни пятого уровня. У d-элементов этого периода, с иттрия (Y) до кадмия (Cd), заполняется d-подуровень предвнешнего уровня, то есть 4d- подуровень. На четвертом энергетическом уровне – четыре подуровня: 4s, 4p, 4d, 4f. Однако орбитали 4f (n=4;ℓ=3), в соответствии с правилом Клечковского, должны заполняться у атомов элементов только после орбиталей 6s (n=6;ℓ =0). В V периоде исключениями из правила Клечковского являются: ниобий (Nb), молибден (Mo), рутений (Ru), родий (Rh), палладий (Pd), серебро (Ag). VI период состоит из 32 элементов и также начинается с s - элементов цезия (Cs) и бария (Ba), у которых заполняется 6s - подуровень. У следующего элемента лантана (La) начинает заполняться, нарушая правило Клечковского, 5d - подуровень. Элементы, с церия (Ce) до лютеция (Lu), называются лантаноидами и являются f-элементами, у которых заполняется 4f-подуровень. Десять элементов, начиная с гафния (Hf) и до ртути (Hg), включая лантан (La), являются d-элементами, - последним заполняется предвнешний 5d-подуровень. Рассмотрим один из d-элементов из VI периода, например, иридий: 77Ir : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s24p64d10 4f145s25p6 5d76s2 =Xe4f145d76s2 . Таким образом, в VI периоде: 2 - s-элементов; 6 - p-элементов; 10 – d-элементов; 14- f-элементов. В VI периоде исключениями из правила Клечковского являются: лантан (La), платина (Pt), золото (Au), гадолиний (Gd), лютеций (Lu). В VII периоде, после двух s-элементов франция (Fr) и радия (Ra) и одного d-элемента актиния (Ac), расположено четырнадцать f-элементов. Эти элементы, с тория (Th) до лоуренсия (Lr), называются актиноидами, у них заполняется 5f-подуровень. Элементы, с курчатовия (Ku), включая актиний (Ac) являются d-элементами. В VII периоде у подовины актиноидов имеются исключения из правила Клечковского: Th, Pa, U, Np, Cm, Bk, Lr. Пример. Напишем электронные формулы и распределим электроны по квантовым ячейкам атома дубния (Db), ранее носившего название нильсборий (Ns). Дубний имеет порядковый номер 105, следовательно, заряд ядра Z=105 и число электронов в атоме тоже равно 105. Элемент находится в VII периоде, в V группе, в первой побочной подгруппе периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Это d-элемент, у которого 105 электронов находятся на 7 энергетических уровнях. Форма записи электронных формул и квантовых ячеек может быть различной. В данном примере показаны записи электронной формулы по заполнению и в порядке увеличения главного квантового числа, начиная от остова ближайшего благородного газа: 105Db: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p 6 4s2 3d10 4p 6 5s 2 4d10 5p6 6s2 4f 14 5d10 6p 67s2 5f14 6d 3= =Rn5f14 6d3 7s2 . 2.6.ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА Периодическая система элементов была предложена Д. И. Менделеевым в 1869 году. С ее помощью стало возможным систематизировать ранее накопленный научный материал по свойствам элементов и их соединений. К моменту открытия периодического закона были известны 63 химических элемента. Д. И. Менделеев предсказал физические и химические свойства еще не открытых элементов: скандия (Z = 21), галлия (Z = 31) и германия (Z = 32). Современная формулировка периодического закона: свойства химических элементов, а также свойства и формы, образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов. Графическим выражением периодического закона является периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева в виде таблицы. 2.6.1.СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ Результаты изучения электронного строения у атомов химических элементов методами атомной эмиссионной и рентгеновской спектроскопии вместе с теоретическими построениями электронных оболочек атомов свидетельствуют о том, что периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева является закономерным расположением химических элементов - их естественной классификацией, по электронным структурам атомов. Период – это последовательный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа электронных уровней. Вертикальные столбцы таблицы называются группами. В таблице восемь групп. Номера групп указаны вверху римскими цифрами. Группы делятся на подгруппы – главную и побочную. В подгруппы объединяются элементы, содержащие одинаковое число валентных электронов и обладающие сходными свойствами. Число валентных электронов у s- и p- элементов равно числу электронов на внешнем энергетическом уровне ( номеру группы). Например, азот находится в пятой группе, у него пять электронов на последнем (втором) энергетическом уровне, N: 1s2 2s2 2p3. Число валентных электронов для d-элементов равно общему числу электронов на внешнем и незавершенном предвнешнем d-подуровне. Например, ванадий (V) находится в пятой группе и имеет пять валентных электронов: на предвнешнем (третьем) уровне d-подуровне находятся три электрона и два электрона – на внешнем 4s-подуровне. В соответствии с порядком заполнения энергетических подуровней, элементы делятся s-, p- d- и f-элементы. У s- и p-элементов заполняются соответственно s- и p-подуровни внешнего слоя (n); у d-элементов заполняется d- подуровень превнешнего слоя (n-1); у f-элементов – f- подуровень третьего снаружи (предпредвнешнего) уровня (n-2). Например, у лантоноидов, находящихся в VI периоде, последним заполняется 4f- подуровень. Главную подгруппу образуют s- и p-элементы одной группы, d-элементы образуют первые побочные подгруппы. Лантоноиды и актиноиды (f- элементы) объединяют во вторые побочные подгруппы, в каждой из них по 2 элемента: один - лантаноид, другой – актиноид. Отличие свойств проявляется у соседних s- и p-элементов. У d-элементов и особенно у f-элементов одного и того же периода отличие в свойствах проявляется менее отчетливо. Все s-элементы, кроме водорода и лития, все d- и f-элементы являются металлами. Элементы, входящие в I группу, образуют оксиды с общей формулой R2O, во второй RO, в третьей R2O3 и т. д. Таким образом, наибольшая валентность (число химических связей) у элементов каждой группы по кислороду соответствует, за некоторыми исключениями, номеру группы. 2.7. ПЕРИОДИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Периодические зависимости свойств химических элементов от заряда ядер их атомов на графиках представляют собой кривые, которые имеют ряд периодически чередующихся максимумов и минимумов. Такие зависимости установлены для большого числа физических, химических, термодинамических свойств элементов и их соединений. Наиболее характерными свойствами для атомов химических элементов являются свойства энергетические и геометрические. Геометрические свойства атомов и ионов: атомные и ионные радиусы. Энергетические свойства атомов химических элементов: энергия (потенциал) ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность. 2.7.1.ГЕОМЕТРИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АТОМОВ И ИОНОВ: АТОМНЫЕ И ИОННЫЕ РАДИУСЫ Атом не имеет четких границ, поэтому атомные и ионные радиусы – величины условные. Существует несколько подходов к определению (исчислению) атомных радиусов. Согласно одному из них за радиус принимают положение главного максимума электронной плотности внешних электронных облаков. Такой радиус носит название «орбитального радиуса». Положение области максимальной плотности рассчитывается по волновым функциям Слэтера и приближенно величина орбитального радиуса атома может быть вычислена на основе зависимости:  , (19) где ао – первый боровский радиус, равный 0,053 нм; nэфф-эффективное значение главного квантового числа для внешнего электрона; Zэфф- эффективный заряд ядра атома (реальный заряд ядра, влияющий на электрон). Зависимость орбитальных атомных радиусов от величины заряда ядра атома имеет периодический характер. В графической форме она показана на рис.10.  Рис.10.Зависимость орбитального радиуса (нм) у изолированных атомов химических элементов от заряда их ядер На основе зависимости приведенной на рис.10, можно сделать следующие выводы: в пределах одного периода с увеличением заряда ядра у атомов, их радиусы уменьшаются. Это объясняется увеличивающимся притяжением электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания его заряда; в подгруппах радиусы атомов возрастают из-за заполнения новых энергетических уровней электронами. В больших периодах наблюдается сравнительно плавное уменьшение радиусов из-за того, что у d- и f-элементов заполняются предвнешний и предпредвнешний энергетические уровни. Такое уменьшение размера атомов называется, соответственно, d- и f- сжатием. Другой способ нахождения величин атомных радиусов основывается на опытных данных о межатомных расстояниях в кристаллах и молекулах простых веществ. Этим способом рассчитываются радиусы атомов металлов, неметаллов и благородных газов. Общее название у радиусов этой категории «эффективные» или «ковалентные» радиусы атомов. Значения «эффективных» и «орбитальных» радиусов у атомов не совпадают, хотя могут быть и достаточно близки. Различия связаны с влиянием на межатомные расстояния в веществе химических связей, а также с неопределенностью самого понятия радиуса атома. Ниже приведены значения орбитальных и эффективных радиусов для некоторых s- , p- , d-, и f-элементов. Таблица 3
Полная сводка значений эффективных радиусов атомов химических элементов содержится в приложении, которое имеется во второй части методических указаний («Задачи и упражнения»). Естественно, что зависимость эффективного радиуса у атомов от заряда ядра аналогична периодической зависимости для орбитального радиуса, рис.10. Использование орбитальных и эффективных радиусов определяется содержанием решаемой задачи. Потеря атомом электрона приводит к уменьшению радиуса возникающего иона, а присоединение – к увеличению. Поэтому радиус катиона (положительно заряженного иона) всегда меньше, а радиус аниона (отрицательно заряженного иона) больше радиуса соответствующего атома. Пример. Сравним радиусы атома и иона натрия. 1 1Na: Ne3s1 3s1 ; 11Na+: Ne3s0 3s0 2p6 2p6 2s2 2s2 1s2 1s2 rNa = 0,189 нм rNa+ = 0,098 нм Пример. Сравним радиусы атома и иона хлора. 1 7Cl: Ne3s2 3p5 ; 17Cl : Ne3s2 3p 6 3р5 3p63s2 3s2 2p6 2p6  2s2 2s2 1s2 1s2 rCl = 0,099 нм rCl- = 0181 нм Радиус иона тем сильнее отличается от радиуса соответствующего атома, чем больше заряд иона. Сравнивая радиусы атома хрома Cr (r=0,127 нм), иона Cr2+ (rк=0,083 нм) и иона Cr3+(rа = 0,064 нм), получаем следующую зависимость: r Cr rCr2+ rCr 3+ . | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Похожие:
 | Методические указания подготовлены в соответствии с учебным планом курса "Учетно-операционная и аналитическая работа в банке", предусматривающим... | | Методические указания предназначены для студентов заочного отделения по специальности 120301 «Землеустройство» исодержат программу... |
| Исследование систем управления: Методические указания по выполнению контрольного задания для студентов 2 и 3 курсов специальности... | | Содержание профилактической работы врача – педиатра с детьми и подростками в поликлинике и на дому |
| Ii содержание работы врача дошкольно-школьного отделения детской поликлиники | | Ii содержание работы врача дошкольно-школьного отделения детской поликлиники |
| Методические указания по выполнению индивидуального домашнего задания (идз) по теме «Базы данных» 58 | | Методические указания содержат не только непосредственно задания для выполнения работ, но и все необходимые бланки первичных учетных... |
| Задания для контрольной работы и методические указания по ее выполнению студентам – заочникам по специальности | | Задания по практикуму и методические рекомендации по его выполнению для слушателей 3 курса заочной формы обучения (специальность:... |