Строение атома (лекция 2)

• Проверка звука.  

• Завершение прошлой лекции на магнитных свойствах.  

• Переход к энергетическим свойствам атомов.  

• Введение в энергетические свойства атомов.  

• Важность понимания этих свойств для второго семестра химии элементов.  

• Основная информация будет краткой и базовой.  

• Энергия ионизации обозначается как Ei.  

• Измеряется в электрон-вольтах или джоулях на моль.  

• Минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из атома.  

• Чем меньше энергия ионизации, тем легче оторвать электрон.  

• Атом с меньшей энергией ионизации является лучшим восстановителем.  

• Атом с большей энергией ионизации является плохим восстановителем.  

• Внешние силы действуют на электроны в атоме.  

• Энергия ионизации обратно пропорциональна радиусу атома.  

• Энергия ионизации увеличивается нелинейно при движении вверх и вправо в таблице Менделеева.  

• Энергия ионизации зависит от силы притяжения электрона к ядру.  

• Чем больше атом, тем легче оторвать электрон.  

• В каждом периоде наименьшую энергию ионизации имеет щелочной металл.  

• График энергии ионизации показывает нелинейное увеличение.  

• В таблице приведены значения энергии ионизации для различных элементов.  

• Пример с бором показывает, как сильно отличается энергия ионизации для разных электронов.  

• Ионизация - это отрыв электронов от атома.  

• Существуют различные методы для вычисления энергии ионизации, включая спектральные.  

• Электронный вольт - внесистемная единица энергии, равная 1.6x10^-19 джоуля.  

• Энергия ионизации не всегда линейно увеличивается с увеличением массы ядра.  

• Пример: для бора первая энергия ионизации равна 8.3 эВ, а для бериллия - 9.32 эВ, хотя бор расположен правее в периоде.  

• Объяснение: у бора электрон на втором энергетическом уровне слабее связан с ядром, что облегчает его отрыв.  

• У атома водорода очень высокое значение первой энергии ионизации - 13.6 эВ.  

• Это объясняется повышенным притяжением одного электрона к ядру.  

• Водород имеет один электрон, что усиливает притяжение ядра.  

• При движении от азота к кислороду энергия ионизации уменьшается.  

• Кислород легче отдает электрон, несмотря на большую электроотрицательность.  

• Объяснение: наполовину заполненные под уровни обладают повышенной устойчивостью.  

• Электрон кислорода испытывает отталкивание от другого электрона.  

• Это приводит к уменьшению энергии ионизации.  

• Кислород легче отдает электроны, чем азот, из-за повышенной устойчивости под уровня.  

• Атом ради имеет большее значение первой энергии ионизации.  

• Это связано с релятивистскими эффектами, которые увеличивают массу электрона.  

• У ради электроны сильнее притягиваются к ядру, что увеличивает энергию ионизации.  

• Энергия ионизации увеличивается по периоду и группе.  

• Электроотрицательность показывает способность атомов смещать электронную плотность.  

• Существуют три популярные шкалы электроотрицательности: Полинга, Рохова и Малекена.  

• Наибольшей электроотрицательностью обладают атомы благородных газов и фтора.  

• Атомы щелочных металлов имеют наименьшую электроотрицательность.  

• Электроотрицательность помогает предсказать возможность создания соединений.  

• Обсуждение физического смысла коэффициентов Полинга.  

• Упоминание о формуле для вычисления электроотрицательности.  

• Вопрос о различии в электроотрицательности свинца и висмута.  

• Рекомендация книги "Неорганическая химия" Хьюи.  

• Книга доступна в библиотеке и на Google Диске.  

• Книга содержит информацию на хорошем уровне, но может быть сложной для первого курса.  

• Обсуждение правил Клечковского и заполнения энергетических уровней электронами.  

• Сравнение с деревом, где электроны заполняют пустые ветки.  

• Квантование по энергии: электроны могут занимать только определенные уровни.  

• Объяснение формы атомных орбиталей через волновые функции.  

• Решение уравнения Шредингера для атома водорода.  

• Пример сечения графиков волновых функций.  

• Примеры орбиталей: 2s, 2p, 3s, 3p, 3d.  

• Объяснение значений квантовых чисел и их влияния на форму орбиталей.  

• Пример 3d-орбитали и её геометрический образ.  

• Обсуждение энергетической диаграммы атома водорода.  

• У атома водорода есть множество под-уровней, но мы рисуем только те, где находится последний электрон.  

• Пример с 3d-под-уровнем, который у водорода пустой.  

• Объяснение происхождения линейчатых спектров атома водорода.  

• Электроны при возбуждении попадают на более высокие под-уровни и возвращаются, излучая энергию.  

• Линии в спектре соответствуют энергии возвращения электрона на родной под-уровень.  

• На экзамене и в курсе второго семестра нужно будет решать задачи по координатам химического элемента в периодической системе Менделеева.  

• Задачи включают написание электронных формул, построение энергетических диаграмм и определение магнитных свойств атомов и ионов.  

• Важно научиться делать это быстро и эффективно.  

• Существует алгоритм для решения этих задач.  

• Важно понимать, что главное квантовое число равно номеру периода.  

• Алгоритм включает определение типа элемента и валентных подуровней.  

• Тип элемента определяется по номеру периода и группы.  

• С-элементы находятся в первой и второй группах, p-элементы — в третьей-восьмой группах, d-элементы — в побочных подгруппах.  

• Это помогает определить, к какому блоку относится элемент.  

• Валентные подуровни — это подуровни, на которых находятся валентные электроны.  

• Валентные электроны участвуют в образовании химической связи.  

• Для s-элементов валентные подуровни обозначаются как ns, где n — номер периода.  

• Для элементов главной подгруппы число валентных электронов равно номеру группы.  

• Для d-элементов число валентных электронов определяется по номеру группы и подгруппы.  

• Восьмая группа делится на три подгруппы, что учитывается при определении числа валентных электронов.  

• Восьмая Б-ноль - восемь электронов, восьмая Б-один - девять, восьмая Б-два - десять.  

• Первая Б-одиннадцать и вторая Б-двенадцать.  

• Способ запоминания: валентные электроны в четвертом периоде.  

• Заселение валентных электронов на валентные подуровни.  

• Подбор инертного газа для невалентной части атома.  

• Инертные газы: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон.  

• Проверка наличия промежуточных невалентных подуровней.  

• Примеры: элементы четвертого и пятого периодов.  

• Элементы шестого периода могут иметь два промежуточных подуровня.  

• Пример с мышьяком: четыре С и три на четыре П разделены невалентным подуровнем три Д.  

• Пример со свинцом: шесть С и шесть П разделены невалентными подуровнями четыре Ф и пять Д.  

• Правило Клечковского объясняет разделение валентных подуровней.  

• Составление полной электронной формулы атома.  

• Составление сокращенной электронной формулы.  

• Примеры и пояснения по составлению формул.  

• Построение энергетической диаграммы атома.  

• Расположение подуровней согласно правилу Клечковского.  

• Пример энергетической диаграммы.  

• Атом с одним неспаренным электроном является парамагнитным.  

• Атом без неспаренных электронов является диамагнитным.  

• Частица, объединяющая атом и ион, называется "мужская частица".  

• Проскоки электрона будут рассмотрены на конкретных примерах.  

• Инертный газ позволяет кратко записать большую часть электронной формулы.  

• Пример: ксенон Xe54 записывается как Xe54.  

• Валентность и число электронов - разные вещи.  

• Валентность - это число связей, а не обязательно степень окисления.  

• Пример: у меди Cu11 валентных электронов, у цинка Zn12 валентных электронов, но только два электрона могут уходить.  

• Пример задания: составить электронную конфигурацию нейтрального атома и иона для элемента с координатами четвертый период, вторая группа.  

• Определение типа элемента и валентных под уровней.  

• Заселение валентных электронов на под уровни с использованием правил.  

• Подбор инертного газа предыдущего периода для невалентной части атома.  

• Проверка наличия промежуточных невалентных под уровней.  

• Запись сокращенной электронной формулы и полной электронной формулы атома.  

• Для катиона снимаем электроны, для аниона добавляем.  

• Пример: для иона элемента плюс два снимаем два электрона с валентных под уровней.  

• Запись полной электронной формулы иона.  

• Изображаем энергетическую диаграмму, подписываем под уровни.  

• Располагаем уровни по правилу Клечковского, в порядке заполнения электронами.  

• Обосновываем магнитные свойства атома, указывая отсутствие неспаренных электронов.  

• Составляем электронные конфигурации нейтрального атома и иона элемента минус три.  

• Для элемента с координатами четвертый период, пятая группа.  

• Изображаем энергетическую диаграмму и определяем магнитные свойства нейтрального атома.  

• Обсуждение возможности использования палочек вместо стрелочек для экономии времени.  

• Уточнение, что стрелки отображают магнитную проекцию спина.  

• Обсуждение алгоритма записи электронных конфигураций.  

• Записываем валентные электроны на под уровни.  

• Учитываем правило запрета Паули для размещения электронов.  

• Используем инертный газ предыдущего периода для заполнения промежуточных уровней.  

• Записываем полную и сокращенную электронные формулы нейтрального атома.  

• Добавляем три электрона для иона элемента минус три.  

• Обосновываем парамагнитность атома из-за наличия неспаренных электронов.  

• Рисуем энергетическую диаграмму по правилу Клечковского.  

• Обозначаем энергию на шкале.  

• Объясняем, почему записываем электронные конфигурации по порядку, а не по заполнению.  

• Парамагнитность иона можно формально определить по числу неспаренных электронов.  

• Важно правильно снимать электроны для корректного определения парамагнитности.  

• У элементов четвертого, пятого и шестого периодов есть промежуточные уровни.  

• Это связано с правилом Кличковского.  

• Определение порядкового номера элемента можно сделать без использования периодической системы.  

• Важно складывать электроны для определения номера элемента.  

• У элементов второго периода валентные под уровни идут один за другим.  

• У элементов третьего периода валентные под уровни также идут один за другим.  

• У элементов четвертого периода между валентными под уровнями есть промежуточные уровни.  

• У селена и сурьмы валентные под уровни разделены промежуточными уровнями.  

• У свинца и других элементов шестого периода валентные под уровни также разделены промежуточными уровнями.  

• Промежуточные уровни записываются в квадратных скобках.  

• Электроны добавляются или забираются в соответствии с правилом Хунда.  

• Правило Кличковского объясняет, как электроны распределяются по уровням.  

• Важно понимать, как электроны добавляются или забираются для образования устойчивой конфигурации.  

• Периодическую систему можно использовать для выполнения заданий, но лучше освоить алгоритм без нее.  

• Освоение алгоритма без системы показывает глубокое понимание темы.  

• Примеры заданий включают составление электронной конфигурации и энергетической диаграммы.  

• Важно определить магнитные свойства нейтрального атома и иона.  

• Де-элемент определяется по наличию буквы "д" в его названии.  

• Валентные подуровни: н-минус-один-д-н-минус-один-с.  

• В восьмой группе будет девять валентных электронов.  

• Электроны распределяются по подуровням по правилу Клечковского.  

• Сначала заполняются подуровни с меньшей энергией, в данном случае 4s.  

• Оставшиеся электроны распределяются по 3d-подуровню.  

• Нетный газ выбирается из предыдущего периода, в данном случае аргон Ar.  

• Промежуточные подуровни не встречаются у де-элементов, кроме шестого периода.  

• Примеры подобраны для демонстрации типовых ситуаций.  

• Полная электронная формула: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2.  

• Располагать орбитали можно в любом порядке, но полная формула должна быть в конце.  

• Забираем два электрона с внешнего уровня.  

• Важно записывать электронную формулу по порядку, а не по энергии.  

• Пример: Ar 18 3d 7 4s 0.  

• Важно подписывать элемент, с которого сняты электроны.  

• Неспаренные электроны приводят к парамагнитным свойствам.  

• Энергетическая диаграмма помогает понять магнитные свойства.  

• Под уровни идут по правилу Крукковского.  

• Валентные под уровни: 4s и 3d.  

• Электроны добавляются и убираются с последнего уровня.  

• Правила Крукковского работают только для пустого атома.  

• В реальном атоме электроны меняют порядок под уровней.  

• Пример: 3d падает вниз, 4s поднимается наверх.  

• Энергетическая диаграмма иона не рисуется.  

• Рисуется диаграмма атома для правильного заполнения электронами.  

• Важно понимать, что диаграмма иона будет абсурдной.  

• Правило Крукковского работает только для пустого атома.  

• Электроны меняют порядок под уровней после заполнения.  

• Пример с птичками помогает понять механизм заполнения электронами.  

• Составьте электронные конфигурации нейтрального атома и иона.  

• Изобразите энергетическую диаграмму для нейтрального атома.  

• Определите магнитные свойства атома.  

• В побочной подгруппе элемент имеет 100% заполнения.  

• Валентные электроны располагаются на под-уровнях.  

• В пятом периоде схема валентных под-уровней: 4d10 5s1.  

• Электрон может перескочить с d на s, завершая под-уровень.  

• Схема валентных под-уровней: 4d10 5s1.  

• Инертный газ для пятого периода - криптон Kr.  

• Полная электронная формула нейтрального атома.  

• Пример: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1.  

• Забираем один электрон, получаем ион криптона.  

• Полная электронная формула иона: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s0.  

• Электроны располагаются по правилу Клечковского.  

• Перескок электрона возможен, если это приводит к устойчивому состоянию.  

• Вопросы о заполнении под-уровней и валентности.  

• Пример с криптоном: 3d10 входит в состав криптона.  

• Валентность и перескок электрона в первой и шестой группах.  

• Пример с медью и серебром: перескок электрона возможен.