1. Міжмолекулярні взаємодії – сильні і слабкі. Хімічний зв’язок. Хімічні пе ретворення – перебудова електронних орбіталей зі зміною і характером заповнення їх електронами.

Див Б2 П1

 Сили, що відповідають за просторову організацію можуть варіюватися від слабких (міжмолекулярні, електростатичні сили чи водневий зв'язок) до сильних (наближаючись до ковалентних зв'язків).

Іонний тип зв’язку може бути в молекулах, які утворені активними лужними та лужноземельними металами та активними неметалами, наприклад, галогенами: KCl, NaF, CaF2, BaCl2 та ін. В таких молекулах об’єднані не атоми, а іони елементів: K+Cl-, Na+F-, Ca2+F2-, Ba2+Cl2- . При розчиненні у воді вони розкладаються на іони, проводять електричний струм. Валентні електрони повністю передаються від атома металу до атома неметалу. Існують й інші типи хімічого зв’язку. В масі металу між атомами утворюється металічний зв’язок, ознакою якого є спільність всіх валентних електронів для всіх атомів. Завдяки такому зв’язку метали добре проводять електричний струм і тепло. є пластичними, легко куються і прокатуються. Між молекулами води виникають додаткові зв’язки, які називаються водневими. При замерзанні води водневі зв’язки фіксуються в просторі, тому густина льоду менша за густину рідкої води: лід плаває на поверхні, водойми не промерзають до дна, життя не припиняється.

Хімічні перетворення – перебудова електронних орбіталей зі зміною і характером заповнення їх електронами

Стан електрона в атомі. Розподіл електронів за орбіталями.

Властивості електрона в атомі визначаються його енергією, а енергія електрона – способом його руху. Кожному способу руху електрона відповідає атомна орбіталь АО, певної форми і розміру.

кожний електрон в атомі можна однозначно характеризувати набором чотирьох квантових чисел: головного, орбітального, магнітного і спінового.

Головне квантове число n визначає енергію електрона і віддаленість його від ядра. Воно має значення 1, 2, 3, 4 і до і показує номер енергетичного рівня. Із збільшенням номера рівня енергія електрона зростає. Максимальна кількість енергетичних рівнів, яку може мати атом в основниму стані, відповідає номеру періода, в якому розміщений хімічний елемент.

Орбітальне квантове число l визначає форму атомної орбіталі. Воно має значення від 0 до n – 1 ( l = 0, 1, 2, 3, … n – Кожному значенню l відповідає орбіталь особливої форми. Якщо l = 0, орбіталь має сферичну форму (s-орбіталь). Якщо l = 1 – форму гантелі (p-орбіталь).

Складнішу форму мають орбіталі, які відповідають значенням l = 2 і 3 (d- і f-орбіталі). Отже, енергетичний рівень із значенням головного квантового числа n має n підрівнів.

Значення енергії, яку має електрон на підрівні, зростає від s-підрівня до р-підрівня, від р- до d-підрівня і т.д., що показує енергетична діаграма:

Магнітне квантове число m визначає положення атомної орбіталі у просторі відносно зовнішнього магнітного або електричного поля. Воно зв’язано з орбітальним квантовим числом і показує, скільки може бути орбіталей з певним значенням l. Для s-електронів можливе лише одне значення m, для р-електронів – три, для d-електронів – п’ять значень, для f-електронів – сім значень m:

Число енергетичних комірок визначається значенням магнітного квантового числа.

Спінове квантове число s засвідчує, що електрони в атомі обертаються не лише в просторі навколо ядра, що визначається квантовими числами n, l, m, a мають ще свій власний рух – спін. Цей рух характеризується спіновим квантовим числом s, яке може мати тільки два значення +1/2 або –1/2. Вони відповідають двом протилежним напрямам власного магнітного момента електрона. Спін зображують протилежно напрямленими стрілками:

Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями усіх чотирьох квантових чисел. На одній АО може перебувати не більше двох електронів з протилежними спінами:

Правило Хунда: у межах одного підрівня електрони розташовуються у такий спосіб, аби їх сумарний спін був максимальним.

2. B -3, +3