Вопрос 16. Основные положения квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм, уравнение Шредингера, принцип неопределенности Гейзенберга.

В классическом физике материальной системе приписывались или корпускулярные свойства (свойства частицы), или волновые свойства. Первый удар по этим представлениям был нанесен открытием фотоэффекта (явления испускания электронов металлами при освещении). Явление фотоэффекта показало, что фотон – частица, обладающая определенной энергией, а, следовательно, и массой. Если волновые свойства света к тому времени под сомнение не ставились (вспомним явление интерференции света), то открытие фотоэффекта показало, что для света характерны и корпускулярные свойства. Таким образом, световой луч вел себя в одних случаях как волна (имея такие характеристики, как длина волны λ и частота ν), а в других – как поток фотонов с энергией, равной hν.

Основная гипотеза корпускулярно-волнового дуализма – все тела в природе обладают и волновыми и корпускулярными свойствами. Математическое описание этого принципа: λ=h/mV где λ – длина волны де-Бройля; m – масса частицы; V – скорость частицы; h – постоянная Планка

Постулат де-Бройля объяснил причину устойчивости атома – стационарная орбита, это орбита, на которой укладывается целое число длин волн электрона λ. Тогда электрон в атоме совершает незатухающие колебания и находится в данном состоянии навсегда.

У макрочастиц волновые свойства практически не проявляются – если рассчитать длину волны для тела массой 1г со скоростью движения 1см/с, то получится ничтожно малое значение. Другое дело – электрон. Его длину волны возможно засечь приборами. Гипотеза де-Бройля также экспериментально подтверждается дифракцией электронов, протонов.

Уравнение Шредингера – это уравнение, описывающее движение электрона в виде волны вероятности, то есть вероятность нахождения электрона в какой-либо точке пространства. Уравнение рассматривает движение электрона в атоме в виде волновой функции, зависящей от координат и времени. В химии имеют значение только стационарные состояния, не зависящие от времени. Тогда уравнение имеет вид:

В этом уравнении m – масса электрона, E – общая энергия электрона в атоме, U – потенциальная энергия электрона, – волновая функция и – оператор Лапласа, представляющий собой частную производную второго порядка

Решениями уравнения Шредингера является набор значений энергии электрона и волновых функций Интересный факт: волновая функция не имеет физического смысла, его имеет лишь ², определяя распределение вероятности электрона по объему

Принцип неопределенности Гейзенберга формулирует ограничения при одновременном использовании понятия «частица-волна», ведь в физике понятия «частица» и «волна» характеризуют совершенно различные явления природы. Гейзенберг показал, что нельзя одновременно точно измерить координату квантовой частицы (x) и ее импульс – p (характеристику волны). Значит, одновременное использование понятий «частица» и «волна» ограничено.

Где – неопределенности в определении импульса, координат, времени и энергии частицы.

Этот принцип легко объясняет неопределенность атома или то, почему атом не может «упасть» на ядро. Предположим, что атом-таки упал . Тогда неопределенность в определении координаты будет стремиться к нулю (размер ядра составляет величину близную к 1*10^-13см). Тогда неопределенность энергии электрона составит 4*10¹⁰эВ. Эта энергия намного больше энергии электрона в атоме водорода => электрон с такой энергией просто покинул бы ядро.

Вопрос 17. Строение атомов (энергетические уровни, подуровни, орбитали). Формы орбиталей. Квантовые числа. Вопрос 18. Многоэлектронные атомы. Заполнение электронных оболочек атомов электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда). Квантовые числа.

Начнем с квантовых чисел. Квантовые числа – это характеристики волновой функции , которая, собственно, и является атомной орбиталью (вспоминаем из уравнения Шредингера - ² определяет электронную плотность, то есть атомную орбиталь). n – главное квантовое число. Определяет общий запас энергии электрона, т.е. номер энергетического уровня, на котором находится электрон. Принимает целочисленные значения 1,2,3 и тд. Чем больше n – тем больше энергия электрона.

l – орбитальное (побочное) квантовое число. Определяет форму орбитали и принимает значения 0 или целые положительные до n-1. Если l = 0, то электрон занимает s-орбиталь, имеющую форму шара, l = 1 – p-орбиталь и так далее. l_max = n-1, то есть: n = 1 => l = 0 (есть только s-орбиталь) n = 2 => l = 0, l = 1 (есть только s-орбитали и p-орбиталь) и так далее m_l – магнитное квантовое число. Определяет ориентацию орбитали в пространстве. Количество значений магнитного числа при одних и тех же значениях квантовых чисел n и l определяет количество одинаковых по форме и энергии атомных орбиталей, отличающихся лишь ориентацией в пространстве. Магнитное квантовое число принимает значения от –l до +l. Для s-орбитали l = 0 => m_l = 0, то есть в каждом электронном слое имеется лишь одна s-орбиталь. Для p-орбитали l = 1 => m_l = +1, 0, -1 (три значения), значит на каждом уровне имеется 3 p-орбитали (p_x,p_y,p_z) и тд. m_s – спиновое квантовое число. Принимает значения +0,5 или -0,5. В электронно-графических формулах числу m_s = +0,5 соответствует знак ↑, а m_s = -0,5 – знак ↓ Состояние любого электрона в атоме можно описать, задав набор четырех квантовых чисел. Пример: n = 4, l = 1, m_l = 0, m_s = +0,5 это 4p-орбиталь m_l=0

Многоэлектронными называют атомы с двумя и более электронами. В них выделяют электронные слои, электронные оболочки и квантовые ячейки (орбитали). Электроны с одинаковым значением квантового числа n образуют электронный слой. Для обозначения электронных слоев используют специальные обозначения K (n=1) L(n=2) M(n=3) N(n=4) и так далее Электроны с одинаковым значением n и l образуют электронную оболочку. Оболочки представляют собой совокупность квантовых ячеек (орбиталей), такая совокупность называется подуровнем. Для их обозначения используют символы ns, np и тд, где n – номер уровня. Энергия электрона в многоэлектронном атоме определяется квантовыми числами n и l (n определяет энергетический уровень, а l – энергетический подуровень)

Заполнение электронных оболочек в многоэлектронных атомах подчиняется определенных правилам – принципу наименьшей энергии, принципу Паули, правилу Хунда.

1) Принцип наименьшей энергии – универсальный физический принцип. Его формулировка: любая физическая система стремится к наименьшей энергии. Первым всегда заполняется слой с наименьшей энергией

2) Принцип Паули. В атоме не может быть два электрона, характеризуемых одинаковыми наборами всех четырех квантовых чисел: n, l, m_l, m_s. Соблюдение принципа Паули приводит к тому, что орбиталь не может содержать больше двух электронов. Два электрона, занимающих одну орбиталь (квантовую ячейку), называются спаренными. Если орбиталь занята лишь одним электроном, то такой электрон называется неспаренным. 3) Правило Хунда. Электроны в пределах данной оболочки распространяются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным (то есть сначала заполняются штучки ↑, а потом ↓)

Вопрос 19. Структура периодической системы элементов Д.И.Менделеева: периоды, группы, семейства. Периодический характер изменения свойств элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность. s-, p-, d- и f-элементы.

Структура ПСХЭ

В соответствии с периодическим законом периодическая система состоит из периодов. В настоящее время система включает семь периодов. Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает в себя 2 элемента Второй и третий – 8 элементов Четвертый и пятый – по 18 элементов Шестой – 32 элемента Заполнение седьмого периода продолжается до настоящего времени.

Все периоды начинаются с щелочных металлов и заканчиваются инертными газами. Большие периоды в отличие от малых включают в себя вставные декады. В их состав входят только металлы. VI и VII периоды включают еще по 14 элементов: лантаноиды в шестом периоде и актиноиды в седьмом периоде. Эти группы вынесены за рамки таблицы.

Расположение элементов по периодам в рамках периодической системы приводит к тому, что сходные по своим свойствам элементы группируется в вертикальные столбцы – группы. Группы подразделяются на основные (главные) и побочные подгруппы. Основные подгруппы включают в себя элементы всех периодов. Побочные подгруппы образованы элементами вставных декад. Поскольку в декады входит по 10 элементов, то таких подгрупп тоже 10. Семь первых элементов входят в семь основных подгрупп, а три последних входят в состав восьмой группы. И наконец лантаноиды и актиноиды образуют еще 14 подгрупп, в состав каждой из которых входит по 2 элемента. Эти подгруппы введены только в состав VI и VII периодов.

Элементы ПСХЭ можно также разделить на семейства: щелочные металлы (элементы 1 группы), щелочно-земельные металлы (2 группа), переходные металлы, галогены (7 группа), халькогены (6 группа) и тд

Периодический характер изменения свойств элементов

1) Энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из атома. Численно равна энергии связи электрона с ядром и обратна ей по знаку В периодах возрастает, однако в случае, например, бериллия и кислорода порядок нарушается. У бериллия электрон располагается на все той же 2s-орбитали, что и у лития, поэтому энергия возрастает. У кислорода электрон располагается на уже занятой других электроном орбитали. Между электронами появляется отталкивание в переделах одной орбитали и происходит ослабление их связи с ядром. Подобная зависимость наблюдается во всех периодах В группах энергия ионизации уменьшается

2) Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к атому. В периодах возрастает В группах уменьшается

3) Электроотрицательность – способность атома оттягивать электронное облако В периодах возрастает В группах уменьшается

4) Радиус атома В периодах уменьшается В группах возрастает

s-, p-, d- и f-элементы

s-элементы – это элементы, содержащие валентные электроны на s-орбиталях. Они находятся в 1 и 2 группах таблицы. Остальное по аналогии

Вопрос 20. Основные типы химической связи: ковалентная, ионная, металлическая, водородная. Вопрос 21. Ковалентная связь. Параметры ковалентной связи. Механизм образования ковалентной связи. Типы ковалентной связи.

Ковалентная связь – связь, при которой образуется общая электронная пара. Ковалентная связь образуется между атомами неметаллов. Если соединение образуют атомы с одинаковым значением электроотрицательности, то есть атомы одного элемента, то такую ковалентную связь называют неполярной – электронная плотность равномерно распределена между двумя атомами. Если связь образуется между атомами с различающимся значением электроотрицательности, то такую связь называют полярной – электронная плотность смещена в сторону более электроотрицательного атома.

Основные параметры, характеризующие ковалентную связь – это длина связи, валентный угол и энергия связи E_св Энергия связи относится к 1 моль в-ва и выражается в кДж. Она равна тепловому эффекту реакции, в которой эта связь разрывается Длина связи – кратчайшее расстояние между ядрами атомов. Измеряется в пикометрах (1пм = 1*10^-12м) Валентный угол – угол, образованный воображаемыми прямыми, проведенными через центры ядер атомов, образующих частицу. Выражается в градусах. Характеристика лишь тех частиц, что имеют в своем составе более двух атомов. Для ковалентной связи характерны насыщаемость и направленность: 1) Насыщаемость – это способность атомов образовывать строго определенное количество химических связей. Насыщаемость определяется числом неспаренных электронов и неподеленных электронных пар атомов, участвующих в образовании связи 2) Направленность связей – свойство, обуславливающее геометрическую форму молекулы

В механизмах образования ковалентной связи различают обменный и донорно-акцепторный механизмы. При обменном механизме предполагается, что химическая связь образуется за счет неспаренных электронов атомов. Для образования общей электронной пары, атомы, образующие связь, поставляют по одному электрону. При донорно-акцепторном механизме один атом поставляет электронную пару, а другой – вакантную орбиталь (пустую орбиталь). Таким образом появляется общая электроная пара.

Основные типы ковалентной связи σ-связь образуется при перекрывании электронных облаков вдоль оси связи. Она может возникать при перекрывании s-, p- и d-орбиталей

π-связь образуется при перекрывании электронных облаков симметрично линии, перпендикулярной оси связи. Этот тип может быть образован p- и d-орбиталями

δ-связь образуется при перекрывании электронных облаков относительно плоскости, перпендикулярной оси связи. Образование этого типа связи возможно только при перекрывании d-орбиталей

Между атомами, наряду со связью, образованной одной электронной парой, могут возникать другие типы связей. При этом образуются кратные связи. Например, атомы азота образуют тройную связь (одна σ-связь + две π-связи) и тд

Ионная связь – это химическая связь в частицах, образованных ионами. Возникает между атомами с большой разницей электроотрицательности, при которой вся электронная плотность переходит преимущественно к атому с большей электроотрицательностью. Ионную связь можно считать предельным случаем поляризации ковалентной связи. Результатом смещения электронной пары является образованием противоположно заряженных ионов – катионов и анионов. Для ионной связи не характерны направленность и насыщаемость, ведь действие заряда не является направленным в пространстве, и заряд может взаимодействовать с любым количеством других зарядов.

Водородная связь – это связь, возникающая между атомом водорода, связанным в молекуле с атомами N, O, P и атомом второго периода, имеющим неподеленную электронную пару (те же N,O и P). Схематично ее изображают пунктиром или точками

Природа водородной связи до конца еще не известна, но ей приписывают электростатический характер. Водородная связь отражается на физико-химических свойствах веществ, например, таких как температуры кипения и плавления в-в (они будут выше), пространственная структура различных соединений (так, водородная связь играет важную роль, определяя пространственную структуру белка).

Металлическая связь – это химическая связь между атомами в металлическом кристалле, возникающая за счет перекрытия их валентных электронов. В узлах кристаллической решетки металла расположены положительные ионы. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа, двигаются свободные электроны, получающиеся из атомов металла при образовании ионов. Эти электроны играют роль «цемента». Вместе с тем они удерживаются ионами внутри кристаллической решетки и не могут ее покинуть. Металлическая связь придает металлам такие физические свойства, как пластичность, прочность, теплопроводность, удельное электрическое сопротивление и промодимость, непрозрачность и блеск.