Иваново-2007 МОУ лицей 22

Демокрит (Δημοκριτειο) из Абдеры во Фракии (ок. 470/60 – 360-е до н.э.) В основе философии Демокрита лежит учение об атомах и пустоте как двух принципах, порождающих многообразие космоса. Атом есть мельчайшее «неделимое» тело, не подверженное никаким изменениям. Всем атомам присуще свойство непрерывного движения, и даже внутри макротел, – которые образованы благодаря сцеплению атомов между собой, – они совершают колебательные движения. Первопричиной этого движения являются соударения атомов, начавшиеся во время спонтанного «Вихря», благодаря которому возник наш космос. Друг от друга атомы, число которых бесконечно, отличаются тремя свойствами: «фигурой», «размером» и «поворотом» (положением в пространстве). Демокрит одним из первых указал на зависимость качеств вещей от способа их познания.

Модели строения атома

Модель Резерфорда 1911 г.

Основные положения квантовой теории Дискретность энергии электрона Дискретность энергии электрона Двойственная (корпускулярно- волновая) природа электрона Двойственная (корпускулярно- волновая) природа электрона Невозможность определить траекторию электрона (принцип неопределенности) Невозможность определить траекторию электрона (принцип неопределенности) В 1924 году французский физик Луи де Бройль высказал предположение, что электрон, подобно кванту света, проявляет одновременно свойства частицы и волны. Для описания движения микрочастиц стали использовать квантовую теорию.

Квантовые числа Квантовые числа электронов Квантовые числа Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют энергетический уровень. Он содержит строго определенное число электронов – максимально. Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число равно номеру уровня. Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое - вокруг собственной оси.

Заполнение энергетических уровней и подуровней

Формы атомных орбиталей (АО) атомных орбиталейатомных орбиталей Расположение электронных облаков первых двух слоев в атоме

Правила заполнения энергетических уровней Принцип минимума энергии Электроны заполняют атомные орбитали, начиная сатомные орбитали подуровня с меньшей энергией Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае n + l = = 4, а во втором n + l = =5; на подуровне 5s (n + l = = 5) энергия меньше, чем на 4d (n + l = = 6); на 5р (n + l = = 6) энергия меньше, чем на 4f (n + l = = 7) и т.д. Последовательность в нарастании энергии определяется рядом: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

Правила заполнения энергетических уровней Правило Клечковского (1961 г. ) Меньшей энергии электрона отвечает состояние, которое характеризуется меньшей суммой главного и орбитального квантовых чисел.квантовых чисел. При равенстве сумм (n + l ) электрон заполняет орбиталь с меньшим значением n. Например, на подуровнях Зd, 4р, 5s сумма значений n и l равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями n, т.е. Зd - 4р – 5s и т.д.

Правила заполнения энергетических уровней Запрет Паули В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. На одной АО могут находится не более, чем два электрона, которые должны иметь различные спиновые квантовые числа. Запрещено! Разрешено

Правила заполнения энергетических уровней Правило Хунда При данном значении l (т.е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Если, например, в трех p-ячейках атома азота необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т.е. размещаться на трех разных p-орбиталях: в этом случае суммарный спин равен 3/2, поскольку его проекция равна ms = +1/2-1/2+1/2=1/2.

Правила заполнения энергетических уровней Правило Хунда Эти же три электрона не могут быть расположены таким образом, потому что тогда проекция суммарного спина ms = +1/2-1/2+1/2=1/2. По этой же причине именно так расположены электроны в атомах углерода и кислорода. Запрещено!

Строение атома углерода

Валентные возможности атомов элементов

Строение ионов

Строение атомов элементов I и II периодов

Геометрическая форма молекул

Схемы г г г г г ииии бббб рррр ииии дддд ииии зззз аааа цццц ииии ииии АО углерода

Типы гибридизации и форма молекул

Взаимосвязь строения атомов элементов II и III периодов и свойств их соединений

Словарь терминов Квантовые числа: Квантовые числа: n – главное ( определяет размеры электронного облака, l –орбитальное (форма электронного облака), m l – магнитное (возможные ориентации электронных облаков данной формы), ms - спиновое (направление движения электрона). Атомная орбиталь- это область пространства атома, в которой с наибольшей вероятностью находится электрон. Ковалентной называется химическая связь, образованная с помощью одной или нескольких общих электронных пар. Гибридизация орбиталей - это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Ионы - это заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов. Водородная связь – это связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер. Электроотрицательность - это способность атома притягивать электронную плотность от других атомов. Самый электроотрицательный элемент - фтор, самый электроположительный - франций.

Химическая связь - это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную) внешнюю оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа. Различают следующие виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная; по обменному и донорно-акцепторному механизмам), ионная, водородная, металлическая.

Схемы образования ковалентной связи Н+ННННН N + N NN NN H+ Cl H H

Разновидности ковалентной связи ковалентной связиковалентной связи Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной. Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной. Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов. электроотрицательностей

ОТНОСИТЕЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ ЭЛЕМЕНТОВ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ

Разновидности ковалентной связи ковалентной связиковалентной связи Н* + *Н -- Н( : )Н ковалентная неполярная связь Н* +* S * + *Н -- Н( : )S( : ) Н ковалентная полярная связь S-S перекрывание S-Р перекрывание

Механизмы образования кккк оооо вввв аааа лллл ееее нннн тттт нннн оооо йййй связи

Водородная связь Водородная связь Это связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер. Наличие водородных связей объясняет высокие температуры кипения воды, спиртов, карбоновых кислот.

ИОННАЯ СВЯЗЬ Если разность электроотрицательностей атомов велика, то электронная пара, осуществляющая связь, переходит к одному из атомов, и оба атома превращаются в ионы. Na +S S [] Ионная связь образуется только между атомами таких элементов, которые значительно отличаются по своей электроотрицательности (разность >1,7). Однако полного перехода электронов от одних атомов к другим не происходит.

Основные типы структур кристаллических решеток Атомная Ионная Металлическая Молекулярная