Конспект лекций для студентов I курса медицинского факультета специальности «Стоматология»

Скачать 1.37 Mb.

Название	Конспект лекций для студентов I курса медицинского факультета специальности «Стоматология»
страница	7/18
Тип	Конспект

filling-form.ru > Туризм > Конспект

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ... 18

Примеры решения задач

Пример 4. Теплота образования сульфида меди (II) равна 48,534 кДж. Сколько теплоты выделяется при образовании 144 г сульфида меди (II)?

Решение.

Запишем термохимическое уравнение реакции:

M(CuS) = M(Cu) + M(S) = 64 + 32 = 98 (г/моль)

71,315 (кДж)

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Понятие строения вещества складывается из следующих моментов: 1) строение атома; 2) строение молекул; 3) строение агрегатов молекул.

Строение атома

Атом – сложная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и электронных оболочек, на которых помещаются отрицательно заряженные электроны.

Положительный заряд ядра равен сумме отрицательных зарядов электронов, окружающих ядро, поэтому в целом атом электронейтрален.

Атом

		Ядро	Электронные оболочки

	протоны (р)	нейтроны (n)	электроны (е)
Масса (кг)	1,67210^-27	1,67410^-27	9,110^-31
Масса (а.е.м.)	1	1	1/1860
Заряд (Кл)	+1,60210^-19	0	–1,60210^-19
Заряд (е)	+1	0	–1

Протоны, нейтроны и электроны называются элементарными частицами.
Масса атома, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной атомной массой или массовым числом атома, М_r. Она близка к сумме масс всех элементарных частиц. Так как массовые числа протона и нейтрона равны 1, а масса электрона пренебрежимо мала, то массовое число атома равно сумме числа протонов и нейтронов.

Символы химических элементов представляются обычно в виде:

,

где X – символ элемента;

a – массовое число (сумма числа протонов и нейтронов);

b – порядковый номер элемента (число протонов);

с – заряд иона.
Природные химические элементы существуют в виде смеси изотопов.

Изотопы – атомы одного химического элемента, имеющие одинаковое число протонов, но разные массовые числа (число нейтронов). Например, природный хлор существует в виде двух изотопов:

, ядро которого содержит 17 протонов и 18 нейтронов, и

(17 протонов и 20 нейтронов). Атомная масса элемента, приведенная в периодической системе элементов, есть средняя масса его природных изотопов.
Протоны и нейтроны объединяются в компактное ядро за счет ядерных сил, возникновение которых приводит к дефекту массы (масса ядра всегда несколько меньше суммы масс протонов и нейтронов). Дефект массы определяет устойчивость атомного ядра и энергию связи нуклонов (протонов и нейтронов) в ядре.

Элементы с порядковыми номерами Z = 84 – 92 имеют только неустойчивые изотопы.

Элементы с порядковыми номерами больше 92 настолько нестабильны, что не существуют в природе, все они были получены искусственным путем.
Самопроизвольное разложение атомных ядер неустойчивых изотопов носит название «радиоактивность», а реакции, которые протекают в этих случаях – ядерные реакции.

Примеры ядерных реакций.

– выделение -частиц;

– выделение нейтронов;

(нейтрино) – электронный захват.

Строение электронных оболочек

Сведения о строении электронных оболочек накапливались и развивались с конца XIX до середины ХХ века. Для строгого описания движении электронов вокруг атомного ядра необходимо использовать понятие корпускулярно-волнового дуализма электрона (электрон обладает одновременно свойствами частицы и волны).

Количественно волновой дуализм электрона и других элементарных частиц описывается уравнением Луи де Бройля:

,

где  – длина волны частицы;

m – масса частицы;

v – скорость ее движения;

h – постоянная Планка (h = 6,6210^-34 Джс).
Микрочастицы подчиняются принципу неопределенности Гейзенберга – для микрочастиц невозможно одновременно определить координату (х) и составляющую импульса (р) вдоль этой координаты: х  р_х  h

В связи с этим, для описания поведения микрочастиц вводят особую функцию, которую называют функцией состояния или волновой функцией, . Она вводится таким образом, что квадрат ее модуля пропорционален вероятности обнаружить частицу (электрон) в данной точке в указанное время (плотность вероятности). Функция плотности вероятности достигает максимального значения на некотором конечном расстоянии от ядра. Например, для электрона атома водорода функция плотности вероятности имеет следующее распределение по всем осям координат:

²

r₀ r
Волновая функция электрона носит название «орбиталь». Она характеризует энергию и форму пространственного распределения электронного облака.
Количественные соотношения в теории строения атома определяются волновым уравнением Шредингера:

, где

U – потенциальная энергия электрона;

Е – полная энергия электрона;

m – масса электрона;

x, y, z – координата электрона;

 – волновая функция;
Решение уравнения Шредингера содержит набор квантовых чисел, характеризующих поведение электрона в атоме.

n – главное квантовое число, оно определяет общий запас энергии электрона, т.е. энергетический уровень.

n = 1,2,3…

l – орбитальное квантовое число, определяет форму электронной орбитали (энергетический подуровень).

l = 0,1,2…(n-1).

Если l = 0, то орбиталь называется s-орбиталь (движение электрона по сфере). При l = 1 мы имеем р-орбиталь (гантелевидная форма движения). Формы движения электронов по d- и f- орбиталям (l = 2 и 3 соответственно) имеют еще более сложный вид.

Число подуровней на энергетическом уровне совпадает с его номером. Так, для первого уровня (n = 1) существует только один подуровень (l = 0), то есть 1s-орбиталь. Аналогично для n = 2 (второй уровень) имеем два подуровня (l = 0, 1) или 2s,2p-орбитали; для третьего уровня (n = 3, l = 0, 1, 2) – 3s,3p,3d-орбитали и т.д.

m_l – магнитное квантовое число, характеризует проекцию магнитного момента электрона на внешнее магнитное поле, то есть определяет ориентацию электронной орбитали в пространстве. Его значения определяются орбитальным квантовым числом: m_l = l; (l-1); (l-2)…0.

При значении орбитального квантового числа l = 0 магнитное квантовое число имеет одно возможное значение (m_l = 0), то есть возможен только один способ ориентации s-орбитали в пространстве. Аналогично получаем, что для р-орбиталей (l = 1, m_l = –1, 0, +1) существуют три возможных способа ориентации (вдоль осей координат), для d-орбиталей – пять возможных способов ориентации (l = 2, m_l = –2, –1, 0, +1, +2) и т.д.

На основе представлений о квантовых числах можно уточнить понятие электронной орбитали. Атомная орбиталь – это совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определенными значениями главного, орбитального и магнитного квантовых чисел. Условно атомные орбитали обозначают в виде клетки (энергетической ячейки):

m_s – спиновое квантовое число, определяет собственный момент вращения электрона. Это квантовое число вытекает не из решения уравнения Шредингера, а из анализа атомных спектров. Магнитное квантовое число может принимать два значения:

m_s =  ½.

Условно электроны, имеющие разные значения спинового квантового числа, обозначаются противоположно направленными стрелками:  .
Размещение электронов в атоме
Если атом находится в основном состоянии (не обладает избыточной энергией), то его электроны занимают наиболее низкие по энергии орбитали. Энергия электрона в многоэлектронных атомах зависит не только от его притяжения к ядру, но и от отталкивания от других электронов. Взаимное влияние приводит к тому, что энергия электронов зависит не только от главного, но и от орбитального квантового числа.
Правила Клечковского

Увеличение энергии электронных подуровней идет в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l).
В случае равенства суммы (n+l) увеличение энергии подуровней идет в порядке увеличения главного квантового числа.

Графически правила Клечковского можно представить в виде:

n l	0	1	2	3
1	1s
2	2s	2p
3	3s	3p	3d
4	4s	4p	4d	4f
5	5s	5p	5d	5f

Заполнение электронами орбиталей происходит в следующем порядке: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p и т.д.
Принцип Паули

В атоме не может существовать двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел. В связи с тем, что каждая электронная орбиталь характеризуется набором трех квантовых чисел (главного, орбитального и магнитного), электроны на одной орбитали могут отличаться только значением спинового квантового числа (m_s =  ½). Следствием принципа Паули является то, что на одной орбитали не может находится более двух электронов.

В связи с вышесказанным на первом энергетическом уровне может максимально находиться два электрона:

	или 1s²;
1s

на втором энергетическом уровне – 8 электронов:

					или 2s²2p⁶ и т.д.
2s			2p

Максимальное число электронов на уровне N = 2n², где n – главное квантовое число.
Правило Хунда

Внутри подуровня электроны заполняют орбитали таким образом, чтобы суммарное спиновое квантовое число было максимальным (орбитали подуровня сначала заполняются по одному электрону и только после этого происходит их спаривание).

Например, четыре электрона на р-подуровне можно расположить двумя разными способами:

			или		
(m_s) = + 1				(m_s) = 0

Так как в первом случае суммарное спиновое число больше, то заполнение электронами р-орбиталей идет именно этим способом.
Электронные формулы атомов и ионов
Число электронов в атоме определяется порядковым номером элемента в периодической системе. Используя правила размещения электронов в атоме, для атома натрия (11 электронов) можно получить следующую электронную формулу:

₁₁Na: 1s²2s²2p⁶3s¹

								
1s		2s			2p			3s

Электронная формула атома титана:

₂₂Ti: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d²





Если до полного или половинного заполнения d-подуровня (d¹⁰ или d⁵-конфигурации) не хватает одного электрона, то происходит «проскок электрона» - переход на d-подуровень одного электрона с соседнего s-подуровня. В результате электронная формула атома хрома имеет вид ₂₄Cr: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵, а не ₂₄Cr: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴, а атома меди – ₂₉Cu: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰, а не ₂₉Cu: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹.
Число электронов в отрицательно заряженном ионе – анионе – превышает число электронов нейтрального атома на величину заряда иона: ₁₆S^2– 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ (18 электронов).

При образовании положительно заряженного иона – катиона – электроны прежде всего уходят с подуровней с большим значением главного квантового числа: ₂₄Cr³⁺: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s⁰3d³ (21 электрон).
Электроны в атоме можно разделить на два типа: внутренние и внешние (валентные). Внутренние электроны занимают полностью завершенные подуровни, имеют низкие значения энергии и не участвуют в химических превращениях элементов.

Валентные электроны – это все электроны последнего энергетического уровня и электроны незавершенных подуровней.

Валентные электроны принимают участие в образовании химических связей. Особую активность имеют неспаренные электроны. Число неспаренных электронов определяет валентность химического элемента.

Если на последнем энергетическом уровне атома имеются пустые орбитали, то возможно распаривание на них валентных электронов (образование возбужденного состояния атома).

Например, валентные электроны серы - это электроны последнего уровня (3s²3p⁴). Графически схема заполнения электронами этих орбиталей имеет вид:

₁₆S					
	3s			3p					3d

В основном (невозбужденном) состоянии атом серы имеет 2 неспаренных электрона и может проявлять валентность II.

На последнем (третьем) энергетическом уровне атом серы имеет свободные орбитали (3d-подуровень). При затрате некоторой энергии один из спаренных электронов серы может быть переведен на пустую орбиталь, что соответствует первому возбужденному состоянию атома

₁₆S*							
	3s			3p					3d

В этом случае атом серы имеет четыре неспаренных электрона, а его валентность равна IV.

Спаренные 3s-электроны атома серы также могут быть распарены на свободную орбиталь 3d-орбиталь:

₁₆S**								
	3s			3p					3d

В таком состоянии атом серы имеет 6 неспаренных электронов и проявляет валентность, равную VI.
Если на последнем электронном уровне атома элемента пустых орбиталей нет, то распаривание электронов с образованием возбужденного состояния невозможно, и элемент проявляет постоянную валентность. Атом кислорода, например, в основном состоянии имеет электронную формулу, сходную с электронной формулой атома серы, однако пустых орбиталей на втором энергетическом уровне нет, распаривание валентных электронов невозможно, поэтому валентность кислорода постоянна и равна II.

₈О					
	2s			2p