Лекция № строение атома

ЛЕКЦИЯ № 7. СТРОЕНИЕ АТОМА.


Три главных принципа квантовой механики


- дискретность и квантование энергии


Энергия излучается и поглощается не безпрерывно, а отдельными порциями – квантами. Энергия кванта E = hν, где h = 6,62·10-34 Дж·с (неизменная Планка), ν = с – частота излучения, с – скорость Лекция № строение атома света, λ – длина волны

λ


- корпускулярно-волновой дуализм


Электроны - 1)поток наночастиц, владеющих массой E = mc2

2) распространяются как волна (интерференция, дифракция)

λ = h - связь волновых (λ) и корпускулярных параметров (m)

mc


- вероятностный нрав законов микромира


Нереально сразу найти Лекция № строение атома координату наночастицы и ее импульс.


^ АТОМНАЯ ОРБИТАЛЬ ( АО) – это метод движения электрона в атоме, которому отвечает определенная энергия, также форма и размер электрического облака.

Каждой АО соответствует волновая функция Ψ, являющаяся решением уравнения Шрёдингера.

^ АО характеризуется Лекция № строение атома 3 квантовыми числами.

  1. n – главное квантовое число;

охарактеризовывает энергию электрона

n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7….. ∞

K L M N O P Q… квантовые слои

2n2 – емкость энергетического уровня(квантового слоя)

Для невозбужденных атомов n = 1,2 ….7 – совпадает с номером периода Лекция № строение атома.


2) l – орбитальное квантовое число (азимутальное, побочное);

Охарактеризовывает форму орбитали

Для каждого n:

l = 0 1 2 3 4 …. (n-1) всего n значений

s p d f g …

Число подуровней равно номеру энергетического уровня n.


^ 3) ml - магнитное квантовое Лекция № строение атома число

охарактеризовывает ориентацию орбитали в пространстве.

Для каждого l :

ml = -l ….0 ….+l всего 2l +1 значений


4) s – спиновое квантовое число – собственное свойство электрона

s = +½; s = -½


^ ПРИНЦИПЫ Наполнения Электрических ОБОЛОЧЕК


  1. Принцип Паули (порядок наполнения электронами одной орбитали)

В Лекция № строение атома атоме не может быть 2-ух электронов, имеющих однообразный набор всех 4 квантовых чисел.

Как следует, на одной орбитали могут находиться только ДВА электрона с обратными спинами.


2)^ Правило Хунда ( порядок наполнения электронами орбиталей 1-го Лекция № строение атома подуровня)

Электроны заполняют орбитали 1-го подуровня так, чтоб их суммарный спин был наибольшим.


3)^ Принцип малой энергии (порядок наполнения электронами подуровней)

В атоме каждый электрон размещается так, чтоб его энергия была мала.

ПРАВИЛО Лекция № строение атома КЛЕЧКОВСКОГО.

Поначалу электроны заполняют подуровни, где n+l мало, а потом, где n – мало.

Последовательность наполнения подуровней


1s < 2s < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p < 7s Лекция № строение атома ≈ 6d

≈ 5f < 7p


^ ЛЕКЦИЯ № 9-10 Хим СВЯЗЬ


Хим СВЯЗЬ появляется при содействии 2-ух либо более атомов, если полная энергия системы снижается.


Главные свойства хим связи.

1.Длина хим связи

2.Валентный угол.

3.Энергия связи.

4.Полярность связи.


Два подхода к описанию хим Лекция № строение атома связи :


1.Способ валентных связей (МВС)

2. Способ молекулярных орбиталей (ММО)


Типы хим связей.


1. Ковалентная связь (неполярная и полярная )

2. Ионная связь ( последний случай ковалентной полярной связи)

3. Железная связь.

4. Водородная связь.

5. Межмолекулярные ( ван Лекция № строение атома-дер-ваальсовы) взаимодействия.


1.КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ.


1) появляется 2-мя электронами с обратными спинами, принадлежащими различным атомам;

2) общих электрических пар меж атомами может быть несколько

(одинарная связь, двойная связь, тройная связь)

3) общая электрическая пара может быть Лекция № строение атома образована

- по обменному механизму ( спариванием электронов)

- по донорно-акцепторному механизму

4) хим связь появляется в направлении наибольшего перекрывания АО ( направленность ковалентной связи);

5) хим связь тем прочнее, чем больше перекрывание АО

( чем больше энергии выделяется Лекция № строение атома при образовании связи);

6) предельные способности атома ( насыщаемость ковалентной связи) определяются:

- числом неспаренных электронов

- числом свободных орбиталей

- числом неподеленных электрических пар;


^ ВАЛЕНТНОСТЬ АТОМА – число связей, которые образует атом в молекуле.

ГИБРИДИЗАЦИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.

sp – гибридизация ( линейная Лекция № строение атома молекула BeH2, валентный угол 180о)

sp2- гибридизация (плоская треугольная молекула BH3, валентный угол 120о)

sp3–гибридизация ( тетраэдричекая молекула СН4, валентный угол 109о28

пирамидальная молекула NH3, валентный угол 107о18

угловая молекула Н2О, валентный угол Лекция № строение атома 104о30)

dsp2 – гибридизация ( плоская квадратная частичка [AuCl4]- )

sp3d2 – гибридизация ( октаэдр SF6)

и т.д.


Перекрывание АО в ковалентной связи может осуществляться:

- по полосы, соединяющей атомы (σ –связь);

- по обе стороны Лекция № строение атома, от полосы соединяющей атомы ( π- связь)

может быть только с σ –связью;

- перекрывание d - орбиталей (δ – связь)


^ Полярность молекул находится в зависимости от полярности связей в молекуле.

μ (молекулы) = Σ μ( связей).

Вещество с полярными молекулами (Н2О Лекция № строение атома) имеет высшую диэлектрическую проницаемость (ε(Н2О) = 80).


2.^ ИОННАЯ СВЯЗЬ

NaCl, CsCl, CsF ( ΔЭО > 2) - ненаправленная, ненасыщаемая


3.Железная СВЯЗЬ ( в металлах) – многоцентровая связь, в какой электронная плотность распределена умеренно по всему объему кристалла во всех направлениях ( ненаправленная Лекция № строение атома, ненасыщаемая).

Описывается ММО ( зонная теория кристаллов).


4. ^ ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ – разновидность ковалентной связи ( направленна, насыщаема),осуществляемая атомом водорода одной молекулы с более электроотрицательным атомом другой молекулы за счет электростатических сил. ( (H2O)n, (HF Лекция № строение атома)n, NH3•H2O).


5. ^ МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ – взаимодействия меж молекулами за счет электростатических сил ( энергии связи очень малы ).


Хим СВЯЗЬ В КРИСТАЛЛАХ.


КРИСТАЛЛИЧЕСКАЯ РЕШЕТКА – это правильное пространственное размещение атомов ( молекул, ионов), присущее Лекция № строение атома данному кристаллическому веществу.


^ Типы кристаллических решеток.


1.Атомная кристаллическая решетка ( ковалентная связь)

Пример. С(алмаз), Si, Ge, карбиды, силициды.

Характеристики: твердые, тугоплавкие, нелетучие, фактически нерастворимы.


^ 2.Железная кристаллическая решетка ( железная связь)

Пример. Все Лекция № строение атома металлы

Характеристики: железный сияние, ковкость, пластичность, электропроводность,

теплопроводимость.


^ 3.Ионная кристаллическая решетка ( ионная связь)

Пример. NaCl, CsF, соли, оксиды.

Характеристики: твердые, нелетучие, высочайшие Тплавл.


4.Молекулярная кристалличекая решетка ( ван-дер-ваальсовы взаимодействия)

Пример . I2(т), CO2(т Лекция № строение атома), органические вещества.

Характеристики: не твердые, летучие, легкоплавкие.


^ ПОНЯТИЕ О ПОЛУПРОВОДНИКАХ.





проводники

полупроводники

изоляторы

примеры

Cu, Pb

Si,Ge,

InSb, CdTe

C(алмаз)

σ, ом-1·см-1

удельная

электропроводность


106 ÷ 104


103 ÷ 10-10


10-10 ÷ 10-20




электрическая

проводимость

1) n-типа

(электрическая )

2) р-типа

(дырочная)

3) n,р-типа

(смешанная)

-




при↑Т σ↓

при 0К - сверхпроводимость

при Лекция № строение атома↑Т σ↑

при 0К - изоляторы




ΔЕ,эВ

ширина нелегальной зоны


≈ 0


0,1 ÷ 3


>3


ПОЛУПРОВОДНИКИ: простые (B,Si,Ge, As, Sb….

двойные ( AIIBVI,AIIIBV, A2IIIB3VI…)

тройные ( AIBIIIC2IV...)


ЛЕКЦИЯ № 11.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)


1.Степень окисления и правила Лекция № строение атома ее определения.

Пример. K+INxO3-II (CrxO4-II)2- (NxH4+I)+

+1 +x -6 = 0 x -8 = -2 x + 4 = 1

X = +5 x = +6 x = -3

CO(N) = +V CO(Cr) = +VI CO(N) = -III

Валентность = 4

^ Окислитель (Ox) воспринимает электроны; СО снижается ;

окислитель восстанавливается Лекция № строение атома.

Важные окислители:

  1. вещества, содержащие элемент в высшей СО

HNO3, H2SeO4, KMnO4, K2Cr2O7

  1. обыкновенные вещества с высочайшей ЭО

O2,O3, свободные галогены

^ Восстановитель (Red) дает электроны; СО увеличивается;

восстановитель окисляется.

Важные восстановители:

  1. вещества Лекция № строение атома, содержащие элемент в малой СО

KI, NH3, Na2S

  1. обыкновенные вещества с низкой ЭО

металлы( Na,Ca, Al ), H2, C

  1. вещества, содержащие атомы в неуравновешенной СО

FeSO4, SnCl2 , CO

ПРИМЕР.

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + …

Ox Red Лекция № строение атома среда(кислотн.)

KMnO4 – вещество Ox K2SO3 - вещество Red

(MnO4)- - ион-Ox (SO3)2- - ион-Red

Mn+VII – атом-Ox S+IV – атом-Red


^ Составление уравнений ОВР.


1)Способ электрического баланса.

PbS-II + O Лекция № строение атома20 → PbO-II + S+IVO2-II


O0 +2e = O-II 3

S-II -6e = S+IV 1

3O0 + S-II = 3O-II + S+IV


2PbS + 3O2 = 2PbO + SO2


^ 2)Способ ионно-электронного баланса( способ полуреакций)

1. определяем Ox, Red и среду

H Лекция № строение атома2S + KMnO4 + H2SO4 → раствор обесцветился

Выпал желтый осадок

Red Ox кислотная

2.Записываем продукты окисления и восстановления

H2S + KMnO4 + H2SO4→ S↓ + Mn+II + …

3.^ Составляем полуреакции с учетом среды, проводим баланс электронов Лекция № строение атома.


Излишек и недочет кислорода уравниваем так:


Кислотная O-II + 2H+ = H2O

Среда H2O = O-II + 2H+ Нейтральная

Щелочная O-II + H2O = 2OH- среда

Среда 2OH- = O-II + H2O


MnO4- + 8H+ + 5e = Mn+2 + 4H2O 2

H Лекция № строение атома2S -2e = S0 + 2H+ 5


  1. ^ Умножаем полуреакции на коэффициенты и складываем

2MnO4 - + 16H+ + 10e + 5H2S -10e = 2Mn+2 + 8H2O + 5S + 10H+


5) Приводим подобные члены, получаем сокращенно-ионное уравнение OВР

2MnO4- + 6H+ + 5H2S Лекция № строение атома = 2Mn+2 + 8H2O + 5S


  1. Ставим коэффициенты в молекулярное уравнение

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2Mn+2 + 8H2O +…


7)^ Переносим ионы, не участвующие в ОВР из левой части в правую.

2K+ 3SO4 2- → 2MnSO4 + K Лекция № строение атома2SO4


5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O


Причины, действующие на протекание ОВР.

  1. концентрация реагента

  2. температура опыта

  3. катализатор

  4. рН среды

MnO4- + Red + H2SO4 → Mn+2 (тусклый)

Ox H2O → MnO2↓(бурый)

NaOH → MnO Лекция № строение атома4 2- (зеленоватый)


ЭOx = M Ox ЭRed = M Red

ne ne

lekciya-viii-vidi-i-formi-svyazej-v-obshestve-socialnie-instituti-kurs-lekcij.html
lekciya-vtoraya-lekciya-pervaya.html
lekciya-vvedenie-osnovnie-ponyatiya-informatiki-3.html