Правила составления электронных формул атомов элементов

Квантовые числа

n – главное квантовое число, оно определяет энергию электронов и размер электронного облака, принимает целочисленные значения. Электроны с одинаковым n образуют энергетический уровень. (n = № периода в табл. Менделеева)

L – орбитальное квантовое число определяет форму орбитали и принимает значение от 0 до n-1

n = 1, L = 0 - S-орбиталь (шар)

n = 2, L = 0; 1 - S и Р – орбиталь (гантель)

n = 3, L = 0; 1; 2 - S,P и d – орбиталь (сложная лепестковая форма) (L=0 – S орбит., L=1 - P орбиталь, L=2 – d орбиталь)

n = 4, L = 0; 1; 2; 3 (F – орб. еще более сложная)

m – магнитное квантовое число, определяет пространственную ориентацию орбитали, принимает значение от – L до + L. L=0 m=0 1(одна) S-орбиталь L=1 m= -1;0;1 3 P-орбиталей L=2 m=-2,-1,0,1,2 5 d-орб. и т.д.

- спиновое квантовое число, характеризует движение электрона вокруг своей оси и имеет 2 ориентации: «право», «лево» = + или -

С помощью 4-х квантовых чисел можно описать состояние любого электрона в вакууме, для этого составляют электронные формулы атомов.

 

Правила составления электронных формул атомов элементов

1. Принцип наименьшей энергии: электроны располагаются на тех орбиталях в атоме, которые характеризуются наименьшей энергией. (Правило Клечковского) Наименьшей энергией обладает орбиталь с наименьшим квантовым числом (n + L), если (n + L) у орбиталей равны, наименьшую энергию имеет имеет та у которой меньше n.

Как посчитать квантовое числи орбитали: 3d (n=3, L=2) n+L=3+2=5

2. Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел, это значит, что на одной орбитали может поместиться только 2 электрона с антипараллельными спинами.

S подуровень – 1 орбиталь 2е

P подуровень – 3 орбитали 6е

d подуровень – 5 орбиталей 10е

f подуровень – 7 орбиталей 14е

3. Правило Хунда: сумарное спиновое число на подуровене должно быть максимальным, т.е при заполнении подуровня, сначала на каждую орбиталь садится по одному электрону и у всех одно направление спина (направление вращения), а когда подуровень заполнен, на каждую орбиталь подсаживается еще один электрон уже с противоположным спином.

 

4) Периодическая система (таблица Менделеева)

Свойства простых веществ, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра и электронной конфигурации атомов элемента. Периодическая система является графическим изображением периодического закона, она состоит из 7-ми периодов (3из них малые 1-й,2 и 3-й) и 8-ми групп.

Физический смысл периодического закона заключается в периодическом изменении свойств элементов в результате периодически возобновляющихся сходных электронных оболочек атомов при возрастании главного квантового числа n

(n = № периода)

В группах расположены элементы с периодически повторяющейся электронной структурой внешнего энергетического уровня и похожими свойствами.

Например: I-гр, А-подгр.:

Li 2s

Na 3s -они все щелочные металлы,

K 4s у них одинаковая структура внешнего

Rb 5s энергетич. уровня s

Cs 6s Металлическая активность возрастает

Fr 7s по ходу вниз

Каждый период (кроме 1-го) начинается двумя s-элементами, заканчивается шестью элементами, причем в малых периодах св-ва элементов изменяются резко.

По табл. вниз металлические св-ва возрастают, т.е легче отдаются электроны, по табл. в право мет. св-ва уменьшаются.

В IV периоде между s и p элементами появляются 10 d-элементов, а в VI и в VII периодах f- элементы.

Электронная структура атомов элементов и их положение в периодической системе тесно взаимосвязаны.

1) Порядковый № элемента =Z(заряду) его ядра и числу электронов в электронной структуре атома.

Например: Z=30(Zn), 30e; 1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s (d-элемент)

2)Каждый период начинается с заполнения нового энергетического уровня, поэтому № пер. = главному квантовому числу внешнего энергетического уровня в электронной структуре атома. 4s (Zn)-IVпериод

3)№ гр. совпадает с числом валентных электронов у атомов.

 

5) Периодически изменяющиеся св-ва атомов элементов:

1. Радиусы атомов: атом не имеет четких границ из за волнового движ. электрона. Орбитальный радиус атома )≈ теоретически рассчитанному расстоянию от ядра атома до главного максимума плотности внешнего электронного облака. Чаще используют эффективные радиусы атомов ( (это межъядерные расстояния в молекулах).

· У металлических элементов , а у неметаллических (особенно у газов) они значительно отличаются.

В периодах (слева направо) r атомов уменьшаются из-за роста заряда их ядер, а в группах (сверху вниз) – растут из за роста числа электронных слоёв, но эта зависимость немонотонна из за особенностей строения атомов.

· Немонотонность изменений св-в элементов по периоду называется внутренней периодичностью, а в группе -вторичной периодичностью

2. Энергия ионизации и сродство к электрону:

Энергия ионизации - это энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального невозбуждённого атома.

- энергия невозбужд. атома < (при отрыве каждого последующего электрона нужно тратить все больше и больше энергии)

Энергия ионизации характеризует восстановительные св-ва атомов элементов: Чем меньше у атома , тем больше восстановительные св-ва элемента. зависит от атомного радиуса и заряда ядра элемента и от электронной конфигурации атомов элемента. Чем меньше радиус и больше заряд, тем выше значение .

В периоде (слева направо) значение I растёт, но немонотонно. У металлов I меньше чем у неметаллов.

В группах (сверху вниз) значение в целом уменьшается.

F-энергия сродства к электрону – это энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому. F может быть (+) или (-): СL+e→ (выделяется) Не+е= = -0.22 эв (поглащается)

F характеризует окислительные св-ва атомов элементов: чем выше F, тем выше окислительные св-ва. F зависит от r (радиуса атома), Z (заряда) и от электронной конфигурации атомов элемента. Мах F у р-элементов VIIA группы, Min F у инертных газов.

Электроотрицательность – способность атома элемента оттягивать на себя электроны при образовании хим. связи с атомами других элементов. ЭО = 1/2 (1+F)

В периодах (слева направо) ЭО в целом растет, в главных подгруппах (сверху вниз) уменьшается, но зависимость не монотонна.

 

Виды химической связи

Ковалентная связь – связь возникающая за счет образования общих электронных пар.

В двухатомных молекулах ( образуется неполярная ковалентная связь, т.к. общая электронная пара в одинаковой степени принадлежит обоим атомам. F + F → F F

Одинарная ковалентная связь - атомы связаны одной общей электронной парой, если двумя, то связь двойная, если тремя то тройная. N + N → N N (число неспареных электронов 8-N = 3, N-номер группы)

Полярная ковалентная связь – связь между атомами различных элементов неметаллов (HCL, , N )

Общие электронные пары в таких соединениях смещены к атомам с большей электроотрицательностью.

Ионная связь – связь возникающая между ионами, за счет электростатического притяжения.

Ионная связь возникает между атомами элементов, резко отличающимися по величине электроотрицательности. Например между типич. металлами и типич. неметаллами (Na CL, Na, F)

 

Кроме того ионная связь образуется между атомами металла и кислорода в солях кислотосодержащих кислот и в щелочах.

 

Металлическая связь – связь в металлах между атом-ионами по средством обобществленных электронов.

Атомы металлов на внешнем уровне содержат мало электронов. Эти электроны легко отбрасываются, а атомы превращаются в положительные ионы. Оторвавшиеся электроны перемещаются от одного иона к другому связывая их в единое целое.

 

7) Электрод – это металл или др. токопроводящий материал, погруженный в раствор его соли (электролита), а реакция протекающая на нём, называется электродной реакцией. Если металл привести в контакт с раствором соли, то ионы , гидратируясь, переходят с поверхности металла в раствор, и дегидратируясь, обратно, из раствора в металл (под действием сил кристаллической решётки). Когда скорости этих процессов становятся равными, образуется ДЭС (двойной электро-слой) и возникает электродный потенциал.

Электродный потенциал ( 𝞿 ) -это разность электростатических потенциалов между электролитом и электродом.

Значение электродного потенциала зависит от природы веществ – участников электродного процесса, от концентрации этих веществ, от t и определяется по уравнению Нернста.

Уравнение Нернста: = + ox, Red – концентрации окислительной и восстановительной форм

–число электронов, принимающих участие в процессе.

– cтандартный электродный потенциал (тбл. величина)

Уравнение Нернста для металлических электродов: +

для окислительно-восстановительных электродов:

для водородного электрода:

(условно принято) – это НВЭ (нормальный водородный электрод) принят в качестве эталона, для сравнения электродных потенциалов различных электрохимич. систем.

Условие протекания окислительно-восстановительной реакции:

8) Гальванический элемент – прибор, в котором за счет самопроизвольно идущей реакции окисления-восстановления получается электрический ток. Он представляет собой систему из 2-х электродов, соединенных жидкостным мостиком или полупроницаемой перегородкой. Если соединить электроды металлическим проводником, то электроны перетекут от одного электрода (восстановителя) к другому (окислителю) получится электрический ток. Хим. энергия превращается в электрическую. Окислитель - электрод с бОльшим значением потенциала (катод(+)), на катоде идут процессы восстановления.

Восстановитель – электрод с меньшим знач. потенциала (анод(-)), на аноде идут процессы окисления.

Аккумулятор – это обратимый химический источник тока, его можно перезаряжать и использовать многократно.

Например свинцовый аккумулятор (кислотный) - состоит из электродов (положительного и отрицательного)и электролита.

1-й электрод – свинец, 2-й элктрод –диоксид свинца, электролит 30% серной к-ты.

Принцип работы основан на электрохимических реакциях свинца и диоксида свинца, в водном растворе серной кислоты.

Общее уравнение работы аккумулятора:

9) Электролиз – окислительно-восстановтительный процесс, протекающий на электродах при прохождении тока через электролит.

В электролитеческую ванну, заполненную электролитом, опускают 2 электрода, и присоединяют к источнику тока. Источник тока перекачивает электроны от одного электрода к другому. Электрод с которого снимаются электроны приобретает + заряд (анод), который получает электроны (-) заряд (катод).

Прцессы, протекающие при электролизе определяются свойствами электролита, растворителя и материала электрода. (Если электролиз протекает в водном растворе, то на катоде им аноде могут восстанавливаться и окисляться молекулы Н2О.

Катод: 2Н2О + 2е = 2 ОН

Анод: А2Н2О – 4е = О2 + 4Н

Если возможно протекание нескольких реакций, то в первую очередь протекает та, которая требует минимальных затрат энегрии.

Инертным называется электрод, материал которого не окисляется в ходе электролиза.

На аноде может окисляться материал самого анода, например, елси анод из Ni, Cu,Cd, Pb и др. Такие аноды называюся растворимыми.

Метод с растворимым анодом используется для рафинирования металлов. Анод выполнен из черного металла.

10) Электрохимическая поляризация –явление отклонения потенциала элетродной реакции от равновесного. Перенапряжение – величина на которую идет отклонение ɳ (эта).

Возникновение поляризации связано с замедленностью отдельных стадий электрохимического процесса. Особенно велика поляризация при выделении газов О2, Н2. Поляризация электрода зависит от материала электрода, чем выше плотность тока i=I/S (I – ток, проходящий через электрод, S- площадь электрода). Поляризационная кривая – зависимость потенциала электрода от плотности тока.

– Величина поляризации.

 

11) Законы фарадея: 1-й закон: Масса в-ва, образуется при электролизе, пропорциональна кол-ву электричества, прошедшего через электролит. = K*Q где: Q- кол-во электричества, Q=I*t, где: I-cила тока, t-время.

K= где: Э- эквивалентная масса Э = где: М – моль (молярная масса вещества), n – число электронов, перемещаемых при окислении или восстановлении, F – число Фарадея = 26,8 А или 96500 К/моль.

2-й закон: При прохождении через разные электролиты одного и того же количества электричества массы веществ, выделившихся на одноименных электродах пропорциональны их эквивалентным массам.

Применение вэлектрохимических процессов: 1) Принцип г.Э используется в автономных источниках питания. Бывают первичные и вторичные. Первичные – необратимы, не могут вернуться в рабочее состояние посли расхода активного в-ва (батарейки питания). Вторичные – можно регенирировать, пропуская ток в обратном направлении (аккумуляторы).

Электролиз используется в промышленности: для получения щелочей и др. веществ., для получения многих металлов – AL, Mg, Na, Cd., для очистки (рафинирования) Ме, используются загрязнённые Ме, в качестве анода (Cu, Ni, Pb), используется в гальванотехнике.

Гальваностегия – процесс нанесения на поверхность металлических изделий слоёв других металлов, это делают для защиты от коррозии и для красоты.

Гальванопластика – для получения отпечатков, копий изделий, например для типографических клише.

13) Физические св-ва металлов. Металлический блеск, высокая электропроводность, теплопроводность, ковкость, пластичность. Эти свойства обуславливаются наличием в металлах подвижных электронов и металлической связи.

Различие в природе металлов, их структуре приводит к различию некоторых физ свойств. Щелочные (Li, Na, K, Rb, Cs) при малой плотности упаковки и малом заряде мЯгки, а d- металлы (Cr) очень твердые. Большое различие есть в t плавления, от 28°C (Cs) до 3370°C (W).

 

12) Положение металлов в периодической системе. В период. системе большинство элементов – металлы. К металлам относятся все s,d,f-элементы (кроме и He) а так же р-элементы. К р-элементам относят элементы III A гр – AL, Ga, In, IV A гр – Ge, Sn, Pb, в V A гр Sb, Bi, и в VI A – Ро (полоний).

Классификация металлов: 1.По электронной структуре: s,p,d и f – металлы.

2. По восстановительной активности: активные (Li-AL)(по ряду напряжений), средние (AL-H),

не активные (Cu-Au, и т.д…)

Особенности кристаллов металлов: атомы металлов выстраиваются в кристаллические решетки

Виды кристаллических решеток: Объемно центрированная (кубическая), гранецентрированная (кубич.), плотнейшая гексагональная.

Особенности строения атомов: на внешнем энергетическом уровне малое кол-во электронов.

Методы получения металлов: 1. Металлотермия - восстановление руд, с помощью алюминия, магния, и др. металлов

2. Пирометалургия – востанивление руд с помощью угля, СО, при высоких t:

+ → 2 Fe + 3 (при температуре)

б)

3. Электролиз: а) Сu (Сu – катод, CL – анод)

б) 2NaCL → 2Na + (2Na – катод,

4. Гидрометалургический метод – так же часто включает стадию получения металлов электрохимическим восстановлением.

2ZnS + 3 (при переработке сульфидных руд, сначала сульфиды

переводят в оксиды при высокой t.)

ZnO + +

2Zn + 2 (2Zn – катод, )

Современные технологии направлены на получение металлов высокой чистоты (зонная плавка, плавка электронными лучами и т.д.)

 

14) Химические св-ва металлов. По хим. св-вам металлы являются восстановителями и реагируют с окислителями.

В период. системе большинство элементов – металлы. К металлам относятся все s,d,f-элементы (кроме и He) а так же р-элементы. К р-элементам относят элементы III A гр – AL, Ga, In, IV A гр – Ge, Sn, Pb, в V A гр Sb, Bi, и в VI A – Ро (полоний).

Классификация металлов: 1.По электронной структуре: s,p,d и f – металлы.

2. По восстановительной активности: активные (Li-AL)(по ряду напряжений), средние (AL-H),

не активные (Cu-Au, и т.д…)

Восстановительная активность свободных атомов металлов характеризуется энергией ионизации (). Чем меньше , тем выше восстановительная актив. металла. В гр. А, (для s и р-металлов) восстановительная актив. растет сверху вниз, а в гр. В (для d-металлов) –уменьшается.

В растворах восстановительная активность атомов металлов характеризуется значением электродного потенциала (). Чем отрицательнее, тем выше восст. актив.. Самые активные восстановители – щелочные металлы.

 

1) Металлы энергично реагируют с простыми веществами: , галогены(фтор, хлор, бром, йод), сера, водород.

С кислородом: Большинство металлов окисляются на воздухе, покрываясь оксидной плёнкой, если плёнка плотная, она предохраняет металл от коррозии. все щелочные металлы: Li,Na,К, и т.д. активно реагируют с кислородом, Rb, Cs – самовоспламеняются.

С хлором: энергично реагируют (Mg+ =Mg )

C серой: менее энергично (при нагревании) (Fe+S→FeS cульфид железа)

С водородом: реагируют только щелочные и щелочно-земельные металлы. (2Li+ =2LiH) (Ca+ )

2 ) Реакции с водой: Ме+ ↑ металлы реагируют с если их электродный потенциал ниже чем у водорода (ниже 0) реагируют вытесняя . Например: -2,714в, поэтому 2Na+

Если на поверхности металла находится оксидная пленка взаимодействие с водой протекает при нагревании.

3) Реакции с растворами солей: металлы реагируют с растворами солей, вытесняя из них менее активный металл:

() Cu = 0,337 в, () /Ni = - 0,25в

4) Реакции с щелочами: реакции протекают с выделением , электродный потенциал должен быть , металл должени иметь амфотерную природу своих оксидов и гидрооксдов (это AL,Zn,Cr,Be и др.)

5) Реакции с кислотами: взаимодействие металлов с кислотами зависит от активности металла, концентрации к-ты и t.

HCL-взаимодействует только с металлами у которых , с выделением водорода, хлорид металла должен быть растворим в воде.

(разбавленая серная к-та реагирует с металлами так же, как соляная: Zn+

Концентрированная серная кислота окисляет металлы за счет сульфат-иона () продукты восстановления зависят от активности металла. к Mg + (активные восстанавливают до , средние до , малоактивные до .

Серная к-та пассивирует металлы: Fe, Co, Ni, Cr, AL, Be. (с этими металлами реакция идет только при нагревании).

В реакцию с концентрированной серной кислотой вступает медь

Реакция с разбавленной азотной кислотой. Разбавл. азот. к-та более сильный окислитель чем серная, окисляет большинство металлов при комнатной t. Восстанавливается с активными металлами до , с металлами средней активности до или , с неактивным до –NO.

Концентрированная азотная к-та восстанавливается с большинством металлов до бурого газа –NO, и еще она пассивирует те же металлы при обычной t. (Fe,Ni,Co,Cr,AL,Be)

Неактивные d-металлы не окисляются азотной к-той, их можно окислить «царской водкой» + .

В реакциях металлов с азотной к-той любой концентрации и концентрированной серной к-той водород не выделяется.