Понятие о валентности и электроотрицательности.

Раздел 1

 

ЛЕКЦИЯ №2.

 

Тема 1.2. ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ.

Мотивация и цели занятия:

Изучение строения атомов вскрывает физический смысл ПЗ и объясняет закономерности изменения свойств элементов в периодах и группах ПС.

Знание строения атомов является необходимым для понимания причин образования химической связи.

Из всех составляющих атом частиц, химиков в первую очередь интересует состояние электронов. Химические свойства элементов и их соединений определяется электронным строением. Поэтому установление электронной структуры атомов необходимо для предсказания химических свойств элементов.

 

Цели:

1. В ходе лекции студенты должны получить представления о:

ü квантовых числах, их характеристиках.

ü принципах размещения электронов в атоме

- Принцип Паули;

- Правило Гунда;

- Принцип наименьшей энерги

 

2. Обеспечить в ходе занятия усвоение знаний об:

-электронном строении атомов.

- степени окисления

- валентности,

- электроотрицательности,

- электронной конфигурации атомов.

 

ВПС: Темы: «ПСХЭ им. Д. И. Менделеева»,

«Виды химической связи».

Раздел 2. «Химия элементов и их соединений»

 

 

МПС: органическая химия

Темы: «Теория строения органических веществ»,

«Алканы. Алкены. Алкины» и др.

 

Актуализация опорных знаний ( из курса школьной программы ):

1. Что называется атомом?

2. Из чего состоит атом?

3. Из чего состоит ядро атома?

4. Что называется протоном?

5. Что называется нейтроном?

6. Какой заряд имеет атом и почему?

7. Какой заряд имеет электрон?

 

Требования к результатам освоения данной темы:

 

Фармацевт должен обладать общими компетенциями,включающими в себя способность (по базовой подготовке):

 

ОК 1. Понимать сущность и социальную значимость своей будущей профессии, проявлять к ней устойчивый интерес.

ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество.

ОК 3. Принимать решения в стандартных и. нестандартных
ситуациях и нести за них ответственность..

ОК 4. Осуществлять поиск и. использование информации, необходимой для эффективного выполнения профессиональных задач, профессионального и личностного развития.

ОК 5. Использовать информационно-коммуникационные технологии в профессиональной деятельности.

ОК 6. Работать в коллективе и в команде, эффективно общаться
с коллегами, руководством, потребителями.

ОК 8. Самостоятельно определять задачи профессионального и
личностного развития, заниматься' самообразованием, осознанно
планировать повышение своей квалификации.

 

-.

Фармацевт должен' обладать профессиональными

компетенциями, соответствующими основным видам профессиональной деятельности (по базовой подготовке):

 

.

ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности.

ПК 2.3. Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля
лекарственных средств.

ПК 2.4. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности.

 

 

План лекции:

1.Строение атома.

2. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА.

3.Понятие о валентности и электроотрицательности.

 

4.Принцип размещения электронов атоме: правило Паули, правило Гунда, принцип наименьшей энергии. Правило Клечковского.

 

5.Электронные формулы.

 

6.Конфигурации атомов в основном и возбужденном состоянии.

 

 

Строение атома.

 

 

СТРОЕНИЕ АТОМА.

 

Атом – это мельчайшая частица химического элемента, носитель всех его химических свойств.

 

Модель строения атома:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее центральную часть пространства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.)

3. Ядра атомов состоят из протонов (¹₁р) и нейтронов (¹₀n) (общее название – нуклоны).

4. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра, т. е. порядковому номеру элемента, а, следовательно, числу протонов.

 

Различные виды атомов имеют общее название – нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех: фундаментальных параметров:

 

А – массовое число (по таблице Д. И. Менделеева)

Z – заряд ядра, равный числу протонов (порядковый номер элемента)

N – число нейтронов в атоме

 

Эти параметры связаны между собой соотношениями:

 

Z = A – N N = A – Z A = Z + N

 

Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называются изотопами.

Данная модель строения атома получила название планетарной модели Резерфорда. Она оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных. Но эта модель сразу же обнаружила и свои недостатки.

В 1913 году датский физик Н. Бор предложил свою теорию строения атома. В основу новой теории были положены два необычных предложения (постулата):

 

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбиталям.

 

2. При движении по этим орбиталям электрон не излучает и не поглощает энергии. Т. о., Н. Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния, например, с энергии Е₁, в другое – с энергией Е₂, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбитали на другую. При таком переходе излучается или поглощается энергия ∆Е.

 

 

В основе современной квантово – механической теории строения атома лежат следующие основные положения:

 

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна: подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся поток электронов проявляет волновые свойства, например, характеризующиеся способностью к дифракции.

 

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость.

 

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова.

Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (равна ~90%), называется атомной орбиталью.

 

Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.

 

 

масса ē = 9,1 * 10^-28

масса ¹₁р = 1,67 * 10^-24

масса ¹₀n = 1,67 * 10^-24

Выводы:

1.Атом – это мельчайшая частица химического элемента, носитель всех его химических свойств.

2. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее центральную часть пространства внутри атома.

3. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее центральную часть пространства внутри атома.

4. Весь положительный заряд и почти вся масса сосредоточены в его ядре

5. Ядра атомов состоят из протонов (¹₁р) и нейтронов (¹₀n) (общее название – нуклоны).

6. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра, т. е. порядковому номеру элемента, а, следовательно, числу протонов.

7. Различные виды атомов имеют общее название – нуклиды

8. Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называются изотопами.

9. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу

10 Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (равна ~90%), называется атомной орбиталью.

11. Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона

 

 

2. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА.

 

По современным представлениям движение электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами.

1. n – главное квантовое число, определяет общий запас энергии электрона, энергетический уровень (показывает номер периода), характеризует размер электронного облака. Оно принимает целочисленные значения – от 1 до ∞.

Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического ровня (n =1). Число энергетических уровней в атоме численно равно номеру периода, в котором находится элемент. Число электронов на уровне определяется по формуле: N = 2n², где N – число электронов, n – номер уровня (или главное квантовое число).

 

2. l – орбительное (побочное) квантовое число, показывает форму электронного облака. Принимает значение от 0 … до (n – 1).

n = 1 l = 0

n = 2 l₁ = 0

l₂ = 0

 

Каждому значению l соответствует определенный подуровень, для которых применяют буквенные обозначении: s, p, d, f.

 

Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму.

 

Значит, орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения квантового числа (n) и одинаковые значения побочного квантового числа (l).

Электроны различных подуровней называют s, p, d, f – электронами.

Возможное число подуровней равно номеру уровня (но не более четырех).

 

l = 0 s-подуровень электронное облако – форма шара

l = 1 p-подуровень электронное облако – форма гантели

l = 2 d-подуровень электронное облако – форма сложной гантели

l = 3 f-подуровень электронное облако – форма более сложной гантели

 

3. m_e – магнитное квантовое число, показывает ориентацию электронного облака относительно магнитного поля. Принимает значения

от –1,…, 0,…, +l.

Число значений me определяют по формуле (2l + 1).

Графически любая орбиталь изображается в виде клетки (квантовой ячейки): □, a электроны – в виде стрелок.

Каждому значению m_e соответствует одна магнитная ячейка – орбиталь. Общее число орбиталей на энергетическом уровне N орб. = n².

 

4. m_s (s) – магнитное спиновое квантовое число, характеризует внутреннее движение электрона, обусловленное движением ē вокруг собственной оси. Принимает значения + ½ и – ½.

Два электрона с одинаковыми значениями n, l, me, но с противоположно направленными спинами называются спаренными (или неподеленной электронной парой).

Каждому значению me соответствует два значения ms.

 

5. s – спиновое квантовое число.

 

Спин – это чисто квантовое свойство ē, не имеющее классических аналогов.

Спин – это собственный момент импульса ē, не связанный с движением в пространстве.

 

Для всех ē абсолютное значение спина всегда равно s = ½.

Проекция спина на ось z (магнитное спиновое число ms) может иметь лишь два значения:

m_s = + ½ или m_s = - ½

 

Выводы:

 

1.n – главное квантовое число, определяет общий запас энергии электрона, энергетический уровень (показывает номер периода), характеризует размер электронного облака. Оно принимает целочисленные значения – от 1 до ∞.

2. l– орбительное (побочное) квантовое число, показывает форму электронного облака. Принимает значение от 0 … до (n – 1).

3.Каждому значению l соответствует определенный подуровень, для которых применяют буквенные обозначении: s, p, d, f.

4.Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму.

5.m_e – магнитное квантовое число, показывает ориентацию электронного облака относительно магнитного поля. Принимает значения

от –1,…, 0,…, +l.

6.m_s (s) – магнитное спиновое квантовое число, характеризует внутреннее движение электрона, обусловленное движением ē вокруг собственной оси. Принимает значения + ½ и – ½.

 

 

ПОНЯТИЕ О ВАЛЕНТНОСТИ И ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ.

 

Валентность – способность образовывать химическую связь.

Число связей, которые может образовывать атом, равно числу его непареных электронов. Поэтому валентность свободного атома элемента в простейших случаях определяется числом неспаренных электронов в нем, идущих на образование общих электронных пар.

Кроме неспаренных электронов, валентность атомов также зависит от числа пустых (свободных) и полностью заполненных орбиталей валентного электронного слоя. При этом не учитывается полярность образовавшихся связей, а поэтому валентность не имеет знака. Следовательно, валентность не может быть ни отрицательной, ни нулевой.

Иногда понятие валентности отождествляется с понятием степени окисления. Однако во многих случаях это оказывается неправильным.

Рассмотрим эти положения на примере некоторых соединений азота:

 

N₂ (азот) N₂H₄ (гидрозин) NH₃ (аммиак)

₇N 1s²2s²2p³

2 ↑↓ ↑ ↑ ↑

1 ↑↓ s _P

Вывод: т. к. атом азота имеет три неспаренных электрона, его валентность в названных соединениях равна трем.

Н Н

\ /

N⁰ ≡ N⁰ N ^-2 – N ^-2 H – N ^-3 – H

/ \ |

Н Н Н

 

Во всех соединениях азот трехвалентен. Но степень окисления азота различна и соответственно равна: 0, -2, -3.

 

Важной для химических свойств элементов является их способность превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы. Поскольку электрон связан с ядром, то для того, чтобы оторвать этот электрон, нужно сообщить атому энергию, превращающую энергию связи.

Количество энергии, затрачиваемое для превращения нейтрального атома в положительно зараженный ион, называется ЭНЕРГИЕЙ.

ИОНИЗАЦИЯ АТОМА (V). Измеряется в кДж/моль.

 

Э⁰ + V → Э⁺ + ē

 

Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

В периодах слева направо, величина энергии ионизации в общем возрастает, здесь наблюдается переход от типичного металла к инертному газу с очень высокой энергетической ионизацией.

Энергия сродства к электрону – энергия, которая, как правило, выделяется при присоединении электрона к атому (Е _ср.), измеряется в кДж/моль.

 

Э⁰ + ē → Э^- + Е _ср.

 

Чем больше энергия сродства к электрону, тем более неметаллическими свойствами обладает элемент, она возрастает с уменьшением радиуса. Следовательно, в пределах периода с увеличением заряда ядра от щелочного металла к галогену наблюдается увеличением энергии сродства к электрону.

В пределах главных подгрупп сверху вниз, т. е. с увеличением заряда ядра сродства к электрону уменьшается.

Универсальной характеристикой металличности и неметалличности элементов является электроотрицательность (ЭО).

Мерой ЭО может служить арифметическая сумма (или полусумма) энергии ионизации Vи энергии сродства к электрону Е ср.:

 

ЭО = V + Еср. (или )

 

Чаще пользуются не абсолютными знаниями ЭО, а относительными электроотрицательностями (ОЭО). За единицу сравнения взята ЭО лития, ОЭО которого принята за единицу. ОЭО учитывает тенденции атома, как отдавать электроны, так и принимать. Самым ЭО элементом является фтор. Вдоль периода слева направо ОЭО возрастает. В группе ОЭО уменьшается с ростом заряда ядра атома.

Выводы:

1.Валентность – способность образовывать химическую связь.

2. Количество энергии, затрачиваемое для превращения нейтрального атома в положительно зараженный ион, называется ЭНЕРГИЕЙ ИОНИЗАЦИЯ АТОМА

3. В периодах слева направо, величина энергии ионизации в общем возрастает, здесь наблюдается переход от типичного металла к инертному газу с очень высокой энергетической ионизацией.

4.Энергия сродства к электрону – энергия, которая, как правило, выделяется при присоединении электрона к атому (Е _ср.), измеряется в кДж/моль.

В пределах периода с увеличением заряда ядра от щелочного металла к галогену наблюдается увеличением энергии сродства к электрону.

В пределах главных подгрупп сверху вниз, т. е. с увеличением заряда ядра сродства к электрону уменьшается.

5.Универсальной характеристикой металличности и неметалличности элементов является электроотрицательность (ЭО).

6.Мерой ЭО может служить арифметическая сумма (или полусумма) энергии ионизации Vи энергии сродства к электрону Е ср.:

7.. Самым ЭО элементом является фтор. Вдоль периода слева направо ОЭО возрастает. В группе ОЭО уменьшается с ростом заряда ядра атома.

 

4. ПРИНЦИПЫ РАЗМЕЩЕНИЯ ЭЛЕКТРОНОВ В АТОМЕ: ПРИНЦИП ПАУЛИ, ПРАВИЛО ГУНДА, ПРИНЦИП НАИМЕНЬШЕЙ ЭНЕРГИИ, ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО.

 

Состояние электронов можно описать набором четырех квантовых числе, но для объяснения строения электронных оболочек атомов нужно знать еще три следующих основных положения:

1. принцип Паули

2. принцип наименьшей энергии

3. правило Гунда

 

Принцип (запрет) Паули (1925 г.): «В Атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел». Поэтому на одной орбитали не может быть двух электронов. Эти два электрона имеют одинаковый набор трех квантовых чисел (n, l, me) и должны отличаться спинами (спиновым квантовым числом s или ms) ↑↓.

 

Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяет принцип наименьшей энергии (принцип минимума энергии).

 

Основное (устойчивое) состояние атома – это такое состояние, которое характеризуется минимальной энергией. В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей его связи с ядром).

Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом n и побочным квантовым числом l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n и l является наименьшей.

 

n + l → min

 

Например, рассчитаем энергию на 4s, 3d, 5p, 4f подуровня.

 

4s n = 4 3d n = 3 5p n = 5 4f n = 4

l = 0 l = 2 l = 1 l = 3

n + l = 4 + 0 = 4 n + l = 3 + 2 = 5 n + l = 5 + 1 = 6 n + l = 4 + 3 = 7

 

Заполнение подуровней электронами будет происходить в следующей последовательности:

 

4s → 3d → 5p → 4f

 

Если для двух подуровней суммы значений равны, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением n (правило Клечковского).

 

Например, на подуровнях 3d, 4p, 5s заполнение идет так

4s → 3d → 4p → 5s

n + l = 3 + 2 = 5 n + l = 4 + 1 = 5 n + l = 5 + 0 = 5

 

Принцип наименьшей энергии справедлив для основных состояний атомов.

Электронная формула: