Степени окисления элементов, их связь с положением элементов в Периодической системе. Классы неорганических соединений, номенклатура неорганических соединений.
Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Степени окисления элементов, их связь с положением элементов в Периодической системе. Классы неорганических соединений, номенклатура неорганических соединений.





Степени окисления элементов, их связь с положением элементов в Периодической системе. Классы неорганических соединений, номенклатура неорганических соединений.

Степень окисления элемента зависит от его положения в Периодической системе. Номер группы в Периодической системе соответствует максимальной степени окисления элемента расположенного в этой группе.

Классы химических соединений: оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксиды – соединения, состоящие из 2 элементов (кислород обязательно).

Основания - вещества, которые при диссоциации в воде образуют из отрицательных ионов (анионов) ионы гидроксидов.

Кислоты – вещества, которые при диссоциации в воде из положительно заряженных ионов дают только протоны.

Соли - продукт полного или частичного замещения протонов в кислотах на катионы металлов или в основаниях – гидроксильных групп на кислотные остатки.

Планетарная модель атома водорода Резерфорда; постулаты Бора.

Планетарная модель строения атома (рисунок ) : ядро находится в центре атома и вокруг ядра по орбите вращается электрон.

1) Основная масса атома находится в ядре.

2) Ядро заряжено положительно электрон находится вне ядра.

3) Ядро состоит из протонов и нейтронов.

Ядро атома примерно в 10 тысяч раз меньше самого атома.

Аннигиляция - взаимное уничтожения ядра атома и электрона.

В основе постулатов Бора лежит идея о том, что энергия гамма-излучения изменяется по квантам.

1) электроны в атомах водорода вращаются по строго заданным орбитам.

2) находясь на квантованных орбитах, электрон не поглощает и не излучает энергию.

3) излучение и поглощение энергии происходит только при переходе электрона с орбиты на орбиту



Уравнение Де-Бройля, корпускулярно-волновые свойства микрообъектов (дуализм), принцип неопределенности Гейзенберга

Квантовые характеристики состояний электрона в атоме водорода (квантовые числа).

Электронное строение многоэлектронных атомов. Порядок заполнения орбиталей многоэлектронных атомов: принцип Паули, правило Хунда; s-, p-, d-элементы. Полные и неполные электронные аналоги.

Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне, определяется формулой 2n2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней: для первого уровня – 2 электрона, для второго – 8, для третьего – 18, для четвертого – 32 электрона. Максимально возможное заполнение электронами более высоких энергетических уровней, в атомах известных элементов не достигнуто.
Квантово-механические расчеты показывают, что в многоэлектронных энергия электронов одного уровня неодинакова; электроны заполняют атомные орбитали разных видов и имеют разную энергию. Каждый энергетический уровень, кроме первого, расщепляется на такое число энергетических подуровней, сколько видов орбиталей включает этот уровень. Второй энергетический уровень расщепляется на два подуровня (2s – и 2p-подуровни), третий энергетический уровень – на три подуровня (3s-, 3p- и 3d-подуровни).
Каждый s-подуровень содержит одну s орбиталь, каждый р-подуровень – три р-орбитали, каждый d-подуровень семь f-орбиталей.
Закономерность заполнения электронных оболочек атомов определяется принципом запрета, установленным в 1925 г швейцарским физиком Паули (принцип Паули):
В атоме не могут одновременно находиться два электрона с одинаковым набором четырех квантовых квантовых чисел (заполнение электронами орбиталей происходит следующим образом: сначала на каждой орбитали располагается по одному электрону, затем, после заполнения всех орбиталей происходит распределение вторых электронов с противоположным спином).
Заселение электронами энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей подчиняется следующему правилу:
В невозбужденном атоме все электроны обладают наименьшей энергией (принцип наименьшей энергии).
Это означает, что каждый из электронов, заполняющих оболочку атома, занимает такую орбиталь, чтобы атом в целом имел минимальную энергию. Последовательно квантовое возрастание энергии подуровней происходит в следующем порядке: 1s - 2s -2р - 3s – 3р - 4s –3d - 4р - 5s -….
Такой порядок увеличения энергии подуровней определяет расположение эле Ментов в Периодической системе.
Заполнение атомных орбиталей внутри одного энергетического подуровня происходит в соответствии с правилом, сформулированным немецким физиком Ф. Хундом (1927г) (правило Хунда):
При данном значении квантового числаl (т.е. в пределах одного подуровня) в основном состоянии электроны располагаются таким образом, что значение суммарного спина атома максимально. Это означает, что на подуровне должно быть максимально возможное число неспаренных электронов.
Электронные аналоги:

Сравнивая атомные структуры элементов при характерных для них валентных состояниях, можно обнаружить наличие в группах двух различных случаев аналогии.
Первый случай: элементы имеют однотипные структуры внешних электронных оболочек при любой заданной валентности, и поэтому могут считаться полными аналогами. Так, все стоящие друг под другом элементы больших периодов являются полными аналогами.
Второй случай: однотипность структуры наружных электронных оболочек распространяется лишь на некоторые валентности, и поэтому относящиеся сюда элементы могут считаться неполными аналогами. Элементы главных подгрупп являются аналогами соответствующих типических (т. е. находящихся в малых периодах) элементов при всех валентностях, кроме отвечающей номеру группы высшей положительной (характеристичной), а элементы побочных подгрупп, наоборот, не являются аналогами типических элементов при всех валентностях, кроме характеристичной.

Форма и пространственное расположение s-, p- и d- орбиталей в атоме.

Радиусы атомов, их изменение в периодах и группах Периодической системы. Зависимость кислотно-основных свойств соединения от радиуса центрального атома.

Радиус атома – некоторая сфера в которой расположено 90% электронной плотности.

По периоду радиус атома уменьшается при увеличении кулоновских сил.

По группе радиус увеличивается(если он увеличивается, то L (длина связи) увеличивается

HF

HCl
HBr

HI

Разрыв происходит там где радиус больше

Энергия ионизации; сродство к электрону. Изменение в периодах и группах Периодической системы.

Энергия ионизации(потенциал ионизации)- энергия которая необходима для отрыва электрона от атома на бесконечно большое расстояние.

По периоду слева направо энергия ионизации увеличивается.

Энергия сродства электронов

Энергия которая необходима для присоединения электрона в атому (Eср)

Слева направо в следствии уменьшения радиуса атома энергия сродства электр. увеличивается.

По группе уменьшается так как радиус увеличивается

Соответсвенно изменяется ЭО

Электроотрицательность атомов элементов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы. Полярность химической связи,полярность молекул и ионов.

Электроотрицательность (э.о.)- это способность атома смещать к себе электронные пары.

Мерой э.о. является энергия равняя арифметически ½ сумме энергии ионизации I и энергии сходства к электронц Е

Э.О. = ½ (I+E)

Причина образования химической связи. Метод валентных связей. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования химической связи. Характеристики химической связи : энергия, длина, кратность, полярность

В результате образования химической связи общая энергия системы уменьшается.

МВС-обменный механизм образования химической связи. Согласно МВС образование химической связи происходит в результате обмена электронов между атомами участвующих в химической связи.

Обменный механизм - когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону.

Донорно-акцепторный механизм - способ образования химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов, атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.

Характеристика химической связи:

Длина – средне статистическое расстояние между ядрами.

Кратность – количество электронов участвующих в образовании химической связи.

Степени окисления элементов, их связь с положением элементов в Периодической системе. Классы неорганических соединений, номенклатура неорганических соединений.

Степень окисления элемента зависит от его положения в Периодической системе. Номер группы в Периодической системе соответствует максимальной степени окисления элемента расположенного в этой группе.

Классы химических соединений: оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксиды – соединения, состоящие из 2 элементов (кислород обязательно).

Основания - вещества, которые при диссоциации в воде образуют из отрицательных ионов (анионов) ионы гидроксидов.

Кислоты – вещества, которые при диссоциации в воде из положительно заряженных ионов дают только протоны.

Соли - продукт полного или частичного замещения протонов в кислотах на катионы металлов или в основаниях – гидроксильных групп на кислотные остатки.

Планетарная модель атома водорода Резерфорда; постулаты Бора.

Планетарная модель строения атома (рисунок ) : ядро находится в центре атома и вокруг ядра по орбите вращается электрон.

1) Основная масса атома находится в ядре.

2) Ядро заряжено положительно электрон находится вне ядра.

3) Ядро состоит из протонов и нейтронов.

Ядро атома примерно в 10 тысяч раз меньше самого атома.

Аннигиляция - взаимное уничтожения ядра атома и электрона.

В основе постулатов Бора лежит идея о том, что энергия гамма-излучения изменяется по квантам.

1) электроны в атомах водорода вращаются по строго заданным орбитам.

2) находясь на квантованных орбитах, электрон не поглощает и не излучает энергию.

3) излучение и поглощение энергии происходит только при переходе электрона с орбиты на орбиту









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.