Отправляет email-рассылки с помощью сервиса Sendsay

Как сдать ЕГЭ по химии?

Подписаться Бесплатная «Серебряная» новостная рассылка . Подписчиков 68 RSS
←   Февраль 2011   →
 1
 2
 3
 4
 5
 6
 7
07.02.2011
16:00:01
16:11:45
 8
 9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28


За последние 60 дней ни разу не выходила


Сайт рассылки: http://mihail-barmin2010.narod.ru/
Открыта: 20-05-2010
Адрес автора: job.education.khimia4ege-owner@subscribe.ru

Автор
mik2005

Статистика

68 подписчиков
0 за неделю
←   Все выпуски   →

Как сдать ЕГЭ по химии? Лекция 3 (продолжение)


Вы можете подписаться на эту мою рассылку job.education.khimia4ege@subscribe.ru

Электроны
характеризующиеся одним и тем же значением n, образуют в
52 53
атоме электронного облака приблизительно одинаковых раз-
меров; поэтому можно говорить о существовании ЭЛЕКТРОН-
НЫХ СЛОЕВ ИЛИ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК
l — ОРБИТАЛЬНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО (ПОБОЧНОЕ,
АЗИМУТАЛЬНОЕ) ФОРМА ЭЛЕКТРОННОГО облака опреде-
ляется l. l — квантовано и имеет целочисленное значение от 0
до n-1. Физический смысл l – определяет значение орбиталь-
ного момента количества движения электрона:
M=mVr M плоскости V и r
В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит и от
l (кроме n), поэтому состояния электрона, характеризующиеся
различными значениями l называются ЭНЕРГЕТИЧЕСКИ-
МИ ПОДУРОВНЯМИ
Орбитальное квантовое число l обозначается цифрами 1, 2,
3, 4, 5 (S P d f g h).
Соответственно S, P, d, f, g, h – электроны (или семейства).
Электронное облако 1S –электрона обладает сферической
симметрией.
1s – электроны 2р – электроны 3d – электроны
ml – МАГНИТНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО
Из уравнения Шредингера следует, что и ориентация элек-
тронного облака в пространстве не может быть произвольной:
ml – определяется значениями +l, 0-l.
Всего 2l+1 значений магнитного квантового числа, т.е. 2l+1
возможных расположений электронного облака в пространстве.
СОСТОЯНИЕ ЭЛЕКТРОНА В АТОМЕ ХАРАКТЕРИЗУ-
ЮЩЕЕСЯ, ОПРЕДЕЛЕННЫМИ ЗНАЧЕНИЯМИ КВАНТО-
ВЫХ ЧИСЕЛ n, l,m. т.е. определенными размерами, формой и
ориентацией в пространстве Э. облака – атомная электронная
орбиталь.
S — СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО
spin – кручение, вращение) характеризующее собственное
состояние электрона. Значения +1/2, –1/2. Таким образом, зна-
чения квантованы и различаются на 1. Упрощенно понимают
как вращение вокруг собственной оси. Проекция собственного
момента количества движения электрона на избранное направле-
ние (на ось Z) и называется СПИНОМ.
В многоэлектронных атомах на каждый электрон действует
не только ядро, но и вcе остальные электроны. При этом элек-
троны облака отдельных электронов как бы сливаются в одно
общее многоэлектронное облако. Точное решение уравнения
Шредингера для таких сложных систем недостижимо.
Электронная структура атомов и периодическая система.
ПРИНЦИП ПАУЛИ (ЗАПРЕТ ПАУЛИ). В атоме не может
быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа
были бы одинаковыми.
Из этого следует, что каждая атомная орбиталь, характери-
зующаяся определенными значениями n, l, m может быть за-
нята не более чем двумя электронами, спины которых имеют
противоположные знаки. Такие электроны – спаренные. l=0,
m= 0. Следовательно на S –подуровне имеется всего 1 орбиталь
(S) (квантовая ячейка).
По принципу Паули, при l=1(Р) m =+1, 0, – 1, по 2 эл. с
разными спинами. Итого: 6 электронов.
l = 2 m = 5 по 2 = 10 электронов,
l = 3 m = 7 по 2 = 14 электронов,
l = 4 m = 9 по 2 = 18 электронов.
ПРАВИЛО ХУНДА.
Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределе-
ние электронов в пределах энергетического подуровня, при кото-
ром абсолютное значение суммарного спина атома максимально.
ПЕРВОЕ ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО.
При увеличении заряда ядра атома последовательное запол-
нение электронных орбиталей происходит от орбиталей с мень-
54 55
шим значением суммы главного и орбитального квантовых чи-
сел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы.
ВТОРОЕ ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО.
При одинаковых значениях n+l заполнение орбиталей про-
исходит последовательно в направлении возрастания главного
квантового числа
Правило Клечковского не для всех атомов описыва-
ет правильно электронную конфигурацию. Например 24Cr
1S22S22P63S23P64S23d4 (должно быть), 4S'3d5 (на самом деле).
Это явление называется «провал электронов» и объясняется
тем, что более устойчивым атом является тогда, когда число ē
на d-орбитали приближается к 5 или 10. В этом случае и проис-
ходит переход e c S – на d. –орбиталь.
Девиз: «ПЕРИОДИЧЕСКОМУ ЗАКОНУ
НЕ ГРОЗИТ РАЗРУШЕНИЕ, А ОБЕЩАЮТСЯ
ТОЛЬКО НАДСТРОЙКА И РАЗВИТИЕ».
Д.И. Менделеев.
ЛЕКЦИЯ 3
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИCTЕМА
ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА
План:
1. Открытие закона
2. Структура таблицы
3. Формирование закона
4. Значение закона
I. Предпосылки открытия периодического закона.
Попытки классификации химических элементов.
Периодический закон был открыт (сформулирован) в 1869
годуЭлектроны
характеризующиеся одним и тем же значением n, образуют в
52 53
атоме электронного облака приблизительно одинаковых раз-
меров; поэтому можно говорить о существовании ЭЛЕКТРОН-
НЫХ СЛОЕВ ИЛИ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК
l — ОРБИТАЛЬНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО (ПОБОЧНОЕ,
АЗИМУТАЛЬНОЕ) ФОРМА ЭЛЕКТРОННОГО облака опреде-
ляется l. l — квантовано и имеет целочисленное значение от 0
до n-1. Физический смысл l – определяет значение орбиталь-
ного момента количества движения электрона:
M=mVr M плоскости V и r
В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит и от
l (кроме n), поэтому состояния электрона, характеризующиеся
различными значениями l называются ЭНЕРГЕТИЧЕСКИ-
МИ ПОДУРОВНЯМИ
Орбитальное квантовое число l обозначается цифрами 1, 2,
3, 4, 5 (S P d f g h).
Соответственно S, P, d, f, g, h – электроны (или семейства).
Электронное облако 1S –электрона обладает сферической
симметрией.
1s – электроны 2р – электроны 3d – электроны
ml – МАГНИТНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО
Из уравнения Шредингера следует, что и ориентация элек-
тронного облака в пространстве не может быть произвольной:
ml – определяется значениями +l, 0-l.
Всего 2l+1 значений магнитного квантового числа, т.е. 2l+1
возможных расположений электронного облака в пространстве.
СОСТОЯНИЕ ЭЛЕКТРОНА В АТОМЕ ХАРАКТЕРИЗУ-
ЮЩЕЕСЯ, ОПРЕДЕЛЕННЫМИ ЗНАЧЕНИЯМИ КВАНТО-
ВЫХ ЧИСЕЛ n, l,m. т.е. определенными размерами, формой и
ориентацией в пространстве Э. облака – атомная электронная
орбиталь.
S — СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО
spin – кручение, вращение) характеризующее собственное
состояние электрона. Значения +1/2, –1/2. Таким образом, зна-
чения квантованы и различаются на 1. Упрощенно понимают
как вращение вокруг собственной оси. Проекция собственного
момента количества движения электрона на избранное направле-
ние (на ось Z) и называется СПИНОМ.
В многоэлектронных атомах на каждый электрон действует
не только ядро, но и вcе остальные электроны. При этом элек-
троны облака отдельных электронов как бы сливаются в одно
общее многоэлектронное облако. Точное решение уравнения
Шредингера для таких сложных систем недостижимо.
Электронная структура атомов и периодическая система.
ПРИНЦИП ПАУЛИ (ЗАПРЕТ ПАУЛИ). В атоме не может
быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа
были бы одинаковыми.
Из этого следует, что каждая атомная орбиталь, характери-
зующаяся определенными значениями n, l, m может быть за-
нята не более чем двумя электронами, спины которых имеют
противоположные знаки. Такие электроны – спаренные. l=0,
m= 0. Следовательно на S –подуровне имеется всего 1 орбиталь
(S) (квантовая ячейка).
По принципу Паули, при l=1(Р) m =+1, 0, – 1, по 2 эл. с
разными спинами. Итого: 6 электронов.
l = 2 m = 5 по 2 = 10 электронов,
l = 3 m = 7 по 2 = 14 электронов,
l = 4 m = 9 по 2 = 18 электронов.
ПРАВИЛО ХУНДА.
Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределе-
ние электронов в пределах энергетического подуровня, при кото-
ром абсолютное значение суммарного спина атома максимально.
ПЕРВОЕ ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО.
При увеличении заряда ядра атома последовательное запол-
нение электронных орбиталей происходит от орбиталей с мень-
54 55
шим значением суммы главного и орбитального квантовых чи-
сел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы.
ВТОРОЕ ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО.
При одинаковых значениях n+l заполнение орбиталей про-
исходит последовательно в направлении возрастания главного
квантового числа
Правило Клечковского не для всех атомов описыва-
ет правильно электронную конфигурацию. Например 24Cr
1S22S22P63S23P64S23d4 (должно быть), 4S'3d5 (на самом деле).
Это явление называется «провал электронов» и объясняется
тем, что более устойчивым атом является тогда, когда число ē
на d-орбитали приближается к 5 или 10. В этом случае и проис-
ходит переход e c S – на d. –орбиталь.
Девиз: «ПЕРИОДИЧЕСКОМУ ЗАКОНУ
НЕ ГРОЗИТ РАЗРУШЕНИЕ, А ОБЕЩАЮТСЯ
ТОЛЬКО НАДСТРОЙКА И РАЗВИТИЕ».
Д.И. Менделеев.
ЛЕКЦИЯ 3
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИCTЕМА
ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА
План:
1. Открытие закона
2. Структура таблицы
3. Формирование закона
4. Значение закона
I. Предпосылки открытия периодического закона.
Попытки классификации химических элементов.
Периодический закон был открыт (сформулирован) в 1869
году
В избранное