Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений элементов по группам и периодам периодической системы.

КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА

Квантовое число	Обозначение	Физический смысл	Значения
Главное кв. число	n	-номер электронного слоя -энергия электронов -удаление электронов от ядра	n = 1, 2, 3,...
Побочное или орбитальное	l	- форма орбитали	l= 0,..., n-1
Магнитное	m l	- ориентация орбитали в пространстве	ml = -l,...,0,...,+l
Спиновое	ms	- собственный момент импульса электрона	ms = +1/2, -1/2

ЗАПОЛНЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ УРОВНЕЙ И СВЯЗЬ С КВ. ЧИСЛАМИ

n
l	l = n-1 =0 s	l =0 l =2-1=1 s p	l =0 l =1 l = 3-1=2 s p d
Уровни	1s	2s 2p	3s 3p 3d
ml		0 -1, 0, +1	0 -1, 0, +1 -2,-1, 0,+1,+2
Квантовые ячейки
ms	+1/2, -1/2	+,-1/2 +,- +,- +,- 1/2	+,-1/2 +,- +,- +,- 1/2 +,- +,- +,- +,- +,- 1/2
Заполненные слои
Обозначения	1s2	2s2 2p6	3s2 3p6 3d10

 

 

ФОРМА ОРБИТАЛЕЙ:

l= 0 - это s -орбиталь; l = 1 - это р - орбиталь; l = 2 - это d - орбиталь

z x z

p_z p_y y d _z2

y d _(x2-y2)

p_x

х

Физический смысл квантовых чисел, характеристика состояния электрона в атоме квантовыми числами. Квантовые числа и форма электронных облаков. Принцип Паули и правило Хунда. Заполнение электронных слоёв и оболочек атомов и ионов элементов 2 и 3 периодов.

1. Дать определение понятиям - электронный слой, электронная оболочка.

Электронный слой - совокупность электронов с одинаковым главным квантовым числом n.

Электронная оболочка - совокупность электронов с одинаковыми главным и побочным квантовыми числами.

2. Напомнить, что такое электронные формулы и рисунок квантовых ячеек - H 1s¹ - электронная формула, а в виде квантовых ячеек это можно изобразить:

3. Охарактеризовать квантовыми числами внешние электроны атома азота.

Написать электронную формулу N - 1s²2s²2p³, нарисовать строение внешнего слоя в виде квантовых ячеек и обсудить правило Хунда - суммарный спин должен быть максимален.

 

Номер эл-на
n
l
m			-1		-1
s	+1/2	-1/2	+1/2	+1/2	+1/2

 

2s 2p

N

 

m_l= -1; 0;1

 

 

3. Охарактеризовать квантовыми числами с помощью аналогичных таблиц:

а) внешние электроны атома селена:

Номер эл-на
n
l
m			-1	-1
s	+1/2	-1/2	+1/2	-1/2	+1/2	+1/2

Селен - 4s²4p⁴;

Se

 

m=-1; 0; 1

 

n
l
m	-2	-2	-1	-1
s	+1/2	-1/2	+1/2	-1/2	+1/2	+1/2	+1/2

б) d-электроны атома кобальта: 3d⁷

m= -2; -1; 0; 1; 2

 

в) Электроны, изображенные на схеме: n= 5 - это 6f⁵

n
l
m	-3	-2	-1
s	+1/2	+1/2	+1/2	+1/2	+1/2

 

 

Периодическая система и её связь со строением атомов. Написание электронных формул для атомов и ионов s-, p-,d-,f- элементов. Закономерности в изменении строения и свойств атомов (радиусы, энергия ионизации, сродство к электрону).

Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений элементов по группам и периодам периодической системы.

1/Объяснить, как меняются радиусы ионов в ряду:

а) Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺ - увеличивается (рост числа слоёв)

б) Сl^-,Cl^o,Cl⁺,Cl⁺³,Cl⁺⁵,Cl⁺⁷. Уменьшается (рост заряда)

в) L1⁺, Be⁺², B⁺³, C⁺⁴, N⁺⁵. Уменьшается (рост заряда изоэлектронных ионов)

2/Расположить ионы в порядке возрастания их ионных радиусов

a)Na⁺, Li⁺, Cs⁺, K⁺,Rb⁺.

b) Cl^-, J^-, Br^-, F^-.

c) Na⁺, Mg²⁺, P⁵⁺, Al³⁺, Si⁴⁺

3/ Сравнить радиусы: иона кальция и иона цинка (эффект d-сжатия);

иона лантана(III) и иона таллия (III).(d- и f- сжатие)

4.Сравнить силы кислот: а) H₂SO₃ и H₂SO₄ (чем >заряд, тем сильнее кислота) б) H₃PO₄ и H₃AsO₄ (радиус Р меньше => кислота сильнее) в) HCl и HBr (радиус брома больше => кислота сильнее),

5.Сравнить силы оснований: KOH и CsOH (радиус цезия больше => основание сильнее ), KOH и Ca(OH) ₂ (заряд калия меньше -основание сильнее), Fe(OH) ₂ и Fe(OH)₃ (чем больше заряд, тем основание слабее), Ca(OH)₂ и Zn(OH)₂ (радиус кальция больше - основание сильнее).

 

 

Основные положения метода валентных связей. Валентные возможности атомов N, P,O, S, F, Cl. Рассмотрение схем перекрывания орбиталей при образовании связей в молекулах NF₃, NH₃, H₂ S, SCl₂, PCl₃. Гибридизация (BeCl₂, BF₃, SiH₄, NH₃, CH₄, H₂ O).

1. Электроотрицательность атомов металлов и неметаллов - её влияние на тип связи. У металлов ЭО от 0,6 до 2, у неметаллов - 2 - 4. Если ЭО - отличается на 1-3 единицы, то это ионная связь. Она характерна для соединений, состоящих из металла и неметалла. Если разность ЭО невелика, то это КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ, а если ЭО равны, то это КОВАЛЕНТНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ связь.

2. Основные положения метода валентных связей - связь образуется ДВУМЯ ЭЛЕКТРОНАМИ С ПРОТИВОПОЛОЖНЫМ СПИНОМ. Возможны 2 способа образования связи - обычный, когда электроны принадлежат разным атомам, и ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ - донор предоставляет пару электронов, а акцептор- пустую орбиталь. Ковалентная связь характеризуется НАСЫЩЕННОСТЬЮ (возникает понятие валентности) и НАПРАВЛЕННОСТЬЮ (можно найти углы между связями).

3. ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ АТОМОВ - тот набор валентностей, которые атом проявляет в соединениях. Как правило, они определяются числом неспаренных электронов у атома в основном или возбуждённом состоянии.

Упражнение 1. Описать валентные возможности атомов:

Li 1s²2s¹ - один неспаренный электрон, вал.(I); Be 1s²2s² - нет неспаренных электронов, необходимо перевести в возбуждённое состояние, валентность (II); B1s²2s²2p¹ - один неспаренный электрон, в возбуждённом состоянии- три, валентность (I,III); С - валентности 2 и 4

2. Сравнить валентные возможности атомов: N (III, IV) - одна из связей донорно-акцепторная; P(III,V) - есть d-орбитали, возможен переход атома в возбуждённое состояние. Кислород и сера, фтор и хлор.

3. Нарисовать перекрывание орбиталей в молекулах без учёта гибридизации: NF₃, NH₃, H₂ S, SCl₂, PCl₃.

4.Гибридизация - возникает, если из различных орбиталей образуются одинаковые связи. Описать sp-,sp2,sp3- гибридизацию, углы между связями. Нарисовать перекрывание орбиталей в молекулах BeCl₂, BF₃, SiH₄, NH₃, CH₄, H₂ O, указать углы между связями и форму молекул.

5. Нарисовать схемы перекрывания орбиталей в ионах - NH₄⁺, BF₄^-, AlH₄^-. Сколько связей в них образовано по донорно-акцепторному механизму?