- •Вопрос 1
- •Вопрос 2
- •Вопрос 3
- •Вопрос 4
- •Вопрос 5 atom бора – зоммерфельда
- •Вопрос 5
- •Вопрос 6
- •7. Электронная конфигурация атома. Правила заполнения электронных оболочек атомов.
- •Решение уравнения Шредингера для атома водорода (и водоро-доподобных атомов).
- •5.1. Уравнение Шредингера для атома водорода.
- •11. Радиусы атомов и ионов. Орбитальные и эффективные радиусы. Изменение атомных и ионных радиусов в периодах и группах п.С. Эффекты d- и f-сжатия.
- •12. Энергия сродства к электрону. Факторы, определяющие величину сродства к электрону. Изменение величин сродства по периодам и группам Период.Сис.
- •13. Ионизационный потенциал и энергия ионизации. Факторы, определяющие величину ионизационного потенциала. Изменения величин ионизационного потенциала по периодам и группам на примере 5 группы.
- •№19. Донорно-акцепторная связь.
- •№22 Метод молекулярных орбиталей.
- •№23. Ионная связь.
- •№24. Теория поляризации.
- •28. Влияние температуры на скорость химических реакций. Энергия активации. Факторы, влияющие на энергию активации.
- •31.Химическое равновесие. Константа хим. Равновесия. Сдвиг химического равновесия
- •32. Растворы, образование растворов. Электролитическая диссоциация. Механизм диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда.
- •33. Растворимость веществ. Влияние различных факторов на растворимость. Растворение как физико-химический процесс.
- •1).Давление
- •2).Температура
- •34. Силтные и слабые электролиты. Активность ионов. Равновесие в растворах слабых эликтролитов. Связь константы и степени диссоциации.
- •35. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Определить pH 0,1 м раствора гидроксида калия и 0,01 м раствора серной кислоты.
- •36.Гидролиз солей. Типы гидролиза солей. Константа гидролиза. Влияние различных факторов на гидролиз.
- •Аммиак (nh3), гидразин (n2h4), гидроксиламин (nh2oh)
- •55. Общая характеристика VI а группы периодической системы. Сера, селен и теллур, свойства простых веществ. Изменение свойств в рядах гидроксосоединений в степенях окисления (IV) и (VI).
- •Пероксид водорода
- •Производство серной кислоты
- •Химические свойства
- •59. Общая характеристика подгруппы галогенов. Нахождение в природе, получение. Изменение физических и химических свойств в ряду простых веществ галогенов общая характеристика
- •Медь и её соединения
- •Химические свойства
- •Серебро и его соединения
- •Золото и его соединения
- •Цинк и его соединения
- •Кадмий и его соединения
- •Ртуть и ее соединения
- •1. Общая характеристика подгруппы хрома
- •Соединения хрома Соединения двухвалентного хрома
- •Соединения трёхвалентного хрома
- •Соединения шестивалентного хрома
- •Краткая характеристика триады железа
- •2.2) Физические свойства кобальта
- •2.3) Физические свойства никеля
- •3) Химические свойства элементов
Вопрос 6
В многоэлектронных атомах все электроны распределяются по энергетическим уровням (электронным слоям или электронным оболочкам). В пределах энергетического уровня электроны распределяются по подуровням (подоболочкам). Полная характеристика каждого электрона определяется значениями четырех квантовых чисел. Многоэлектронный атом подчиняется принципу Паули (1925 г.): в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел:
Главное квантовое число (n) характеризует энергетический уровень и отражает размеры электронного облака. n принимает значения целых чисел 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7… (или в буквенном изображении K, L, M, N, O, P, Q…). С увеличением n (удалением электрона от ядра) энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней в невозбужденном атоме равно номеру периода, в котором находится элемент в периодической системе. Например, электроны атома натрия распределяются по трем уровням, которым соответствуют значения главного квантового числа n=1 (K), n=2 (L), n=3 (M).
Орбитальное квантовое число l характеризует энергетический подуровень и отражает форму электронного облака. Усложнение формы электронного облака связано с возрастанием энергии электрона. Орбитальное квантовое число может изображаться буквами s, p, d, f или цифрами, которые в пределах данного энергетического уровня (с данным значением n) могут принимать целочисленные значения от 0 до (n-1).
Для обозначения подуровня указывают цифрой главное квантовое число (т.е. обозначают, в каком уровне находится электрон и каков размер его электронного облака) и буквой указывают орбитальное квантовое число (т.е. характеризуют форму этого облака). например, подуровни 1s, 2s, 2p, 4s, 3d, 5f и т.д.
Порядок заполнения уровней и подуровней в атоме электронами определяется правилом В.М. Клечковского: заполнение электронных уровней атома происходит последовательно в порядке возрастания суммы (n+1).
В соответствии с этим определена реальная энергетическая шкала подуровней, по которой построены электронные оболочки всех атомов:
1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…
Магнитное квантовое число (ml ) характеризует направление электронного облака (орбитали) в пространстве.
Чем сложнее форма электронного облака (т.е. чем выше значение l), тем больше вариаций в ориентации данного облака в пространстве и тем больше существует отдельных энергетических состояний электрона, характеризующихся определенным значением магнитного квантового числ
Математически ml принимает целочисленные значения от -1 до +1, включая 0, т.е. всего (21+1) значений.
Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси и принимает всего два значения: +1/2 и – 1/2, в зависимости от направления вращения в ту или другую сторону. Согласно принципу Паули, в одной орбитали может расположиться не более 2 электронов с противоположно направленными (антипараллельными)
Такие электроны называются спаренными. Неспаренный электрон схематически изображается одной стрелкой:.
Зная емкость одной орбитали (2 электрона) и число энергетических состояний в подуровне (ms), можно определить количество электронов в подуровнях: