Строение вещества. Строение атома

оболочек, на которых помещаются отрицательно заряженные электроны.

элементарные частицы

– массовое число (сумма числа протонов и нейтронов);
b – порядковый номер элемента (число протонов);
с – заряд иона.

Изотопы – атомы одного химического элемента, имеющие одинаковое число протонов, но разные массовые числа (число нейтронов).

( 17 p + 18 n )

( 17 p + 20 n )

возникновение которых приводит к дефекту массы (масса ядра всегда несколько меньше суммы масс протонов и нейтронов). Дефект массы определяет устойчивость атомного ядра и энергию связи нуклонов (протонов и нейтронов) в ядре.
Элементы с порядковыми номерами Z = 84 – 92 имеют только неустойчивые изотопы.

Самопроизвольное разложение атомных ядер неустойчивых изотопов носит название «радиоактивность», а реакции, которые протекают в этих случаях – ядерные реакции.
Примеры ядерных реакций.

выделение α-частиц

выделение нейтронов

(нейтрино) – электронный захват

– длина волны частицы;
m – масса частицы;
v – скорость ее движения;
h – постоянная Планка (h = 6,62⋅10-34 Дж⋅с).

(уравнение Луи де Бройля)

Δх ⋅ Δрх ≥ h

х – координата электрона

р – составляющая импульса
вдоль этой координаты

(принцип неопределенности Гейзенберга)

что квадрат ее модуля пропорционален вероятности обнаружить частицу (электрон) в данной точке в указанное время (плотность вероятности). Функция плотности вероятности достигает максимального значения на некотором конечном расстоянии от ядра (а0).

U – потенциальная энергия электрона;
Е – полная энергия электрона;
m – масса электрона;
x, y, z – координата электрона;
ψ – волновая функция

Волновое уравнение Шредингера

атоме.

n – главное квантовое число, оно определяет общий запас энергии электрона, т.е. энергетический уровень. n = 1,2,3…

l – орбитальное квантовое число, определяет форму электронной орбитали (энергетический подуровень). l = 0,1,2…(n-1).

ml – магнитное квантовое число, характеризует проекцию магнитного момента электрона на внешнее магнитное поле, то есть ориентацию электронной орбитали в пространстве. ml = ±l; ±(l-1); ±(l-2)…0.

ms – спиновое квантовое число, определяет собственный момент вращения электрона. ms = ± ½.

увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l).
В случае равенства суммы (n+l) увеличение энергии подуровней идет в порядке увеличения главного квантового числа.

Порядок заполнения электронных орбиталей

квантовых чисел.

Следствием принципа Паули является то, что на одной орбитали не может находится более двух электронов.

квантовое число было максимальным (орбитали подуровня сначала заполняются по одному электрону и только после этого происходит их спаривание).

номеру элемента в Периодической системе

незавершенных подуровней. Число валентных электронов обычно равно номеру группы элемента в Периодической системе.
Валентные электроны принимают участие в образовании химических связей. Особую активность имеют неспаренные электроны. Число неспаренных электронов определяет валентность химического элемента.

Возбужденные состояния и валентности элементов

Основное состояние серы.
Валентность равна II

Первое возбужденное состояние.
Валентность равна IV

Второе возбужденное состояние.
Валентность равна VI

Нет свободных орбиталей на уровне.
Валентность кислорода всегда равна II

или многоатомной системы (молекулы, кристалла и др.). Образование химической связи связано с общим понижением энергии системы взаимодействующих частиц.

Энергия связи – это количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи. Обычно ее выражают в килождоулях на 1 моль образовавшегося вещества.

Длина связи – это расстояние между ядрами атомов в молекуле. Длины связей обусловлены размерами реагирующих атомов и степенью перекрывания их электронных облаков.

возникает между одинаковыми атомами, образующими газообразные двухатомные молекулы, а также в конденсированном состоянии с участием атомов неметаллов.

Ковалентная связь

ковалентной связи.

В зависимости от числа неспаренных электронов, атомы могут образовать одну, две или три ковалентные связи, т.е. ковалентная связь характеризуется кратностью.

Поскольку атомные орбитали имеют определенную форму, их максимальное перекрытие возможно при определенной пространственной ориентации. Поэтому ковалентная связь характеризуется направленностью.

σ-связи

π-связи

Общие пары электронов в молекуле смещаются к более электроотрицательному атому, таким образом ковалентная связь обладает свойством полярности.

в образовании эквивалентных химических связей.

Гибридизация атомных орбиталей влияет на направленность ковалентной связи.

Ионная связь может рассматриваться как предельный случай ковалентной полярной связи (разность электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, превышает 2). Обычно считают, что ионная связь образуется при взаимодействии типичного металла и типичного неметалла.

много больше их размеров (r >>10-9м).
В том случае, если расстояние между молекулами составляет примерно 10-9 м, возникают Ван-дер-ваальсовы силы (при этом электронные облака соседних молекул не перекрываются и химическая связь не образуется).

Ван-дер-ваальсовы силы имеют электростатическую природу и подразделяются на:
ориентационные (диполь – дипольные);
индукционные (диполь – неполярная молекула);
3) поляризационные