рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Раздел Философия
/
S 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

Реферат Курсовая Конспект

Выберите учебное заведение

S 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

S 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d. - раздел Философия, МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ до самостійної роботи з дисципліни «ХІМІЯ» ...

Для запам’ятовування цього ряду існує зручний метод, суть якого зрозуміла з такої таблиці

→↓			1s
			2s
		2p	3s
		3p	4s
	3d	4p	5s
	4d	5p	6s
4f	5d	6p	7s
5f	6d	7p	8s

Таблиця читається по рядках зверху донизу, кожен рядок читається зліва направо.

Згідно з принципом Паулі в атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел.

Із цього виходить, що на кожній орбіталі, що характеризується певним значенням головного n, орбітального l і магнітного m_e квантових чисел, може знаходитися не більш двох електронів з протилежними спінами.

На основі принципу Паулі можна визначити максимально можливе число електронів на кожному енергетичному рівні і підрівні. Так, максимальне число електронів на s-підрівні є 2; р-підрівні – 6; d-підрівні – 10; f-підрівні – 14.

Максимальна кількість електронів на енергетичних рівнях визначається формулою:

N=2·n², де n - головне квантове число.

N дорівнює: на першому рівні – 2; на другому – 8; на третьому – 18; на четвертому – 32.

З урахуванням кількості електронів на кожному підрівні ряд послідовності заповнення АО виглядає так:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d¹⁰

У цьому запису арабська цифра перед символом підрівня показує енергетичний рівень, а “показник ступеня” при символі підрівня – число електронів на цьому підрівні.

Розподіл електронів на енергетичних рівнях і орбіталях для атомів елементів називається електронною конфігурацією, яку можна подати двома способами:

Ø у вигляді електронних формул, які є послідовним переліком позначень рівнів і підрівнів як тих, що повністю заповнені електронами, так і незавершених, наприклад, для Фосфору

₁₅Р - 1s²2s²2p⁶3s²3p³.

Ø у вигляді електронно-графічних формул, які є графічним зображенням квантових комірок підрівнів відповідно до зростання їхньої енергії знизу вгору і розміщених на них стрілочок, напрям яких вказує орієнтацію спінів електронів. Наприклад, для Нітрогену ₇N

2p³

2s² ↑ ↑ ↑

1s² ↑↓

↑↓

Згідно з правилом Гунда в межах енергетичного підрівня електрони в атомі розподіляються таким чином, щоб їх сумарний спін був максимальним. Наприклад, із трьох можливих варіантів розподілу трьох електронів на р-підрівні тільки третій відповідає цій умові:

↑↓

↑

↑↓

↑

1); 2); 3).

Правило Гунда показує послідовність заповнення орбіталей на кожному підрівні. Наприклад, р-підрівень заповнюється електронами в такій послідовності:

↑

↑↓

↑

↑↓

↑

↑↓

Із правила Гунда випливає, що стійким станам відповідають орбіталі і підрівні, які наполовину або повністю заповнені електронами.

Цим і пояснюються переходи (“провали”) електронів з вищих енергетичних рівнів на d-підрівень у атомів: Cr, Mo, Cu, Aq, Au та інші. Наприклад, для хрому (Z=24) електронна формула має вигляд

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹ замість 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s²

“Провали” електронів характерні тільки для d-підрівнів і лише в тому випадку, коли для заповнення d-підрівнів наполовину або повністю не вистачає лише одного електрона.

На підставі аналізу електронних формул слід навчитися визначати період (за найбільшим головним квантовим числом), групу (за кількістю валентних електронів), підгрупу (за типом заповнення підрівня); s , р – головна підгрупа, d, f - побічна, а також металічність (неметалічність) елемента (у металів заповнюються s-, p- i d-підрівні, у неметалів – р-підрівень), вищу валентність (за кількістю валентних електронів), формулу оксиду і його характер. Розглянемо, наприклад, як охарактеризувати елемент з порядковим номером 23, електронна формула якого має вигляд:

₂₃Е, 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s²

Електрони розташовані на чотирьох енергетичних рівнях. Таким чином, елемент знаходиться в четвертому періоді. У нього заповнюються d-орбіталі, тому елемент належить до d-елементів і входить до складу побічної підгрупи. Валентні електрони знаходяться на останньому і d-орбіталях передостаннього рівня. Всього валентних електронів п’ять, тому цей елемент належить до п’ятої групи. Мала кількість електронів на останньому рівні визначає природу елемента – він має металічний характер. Вища валентність дорівнює п’яти, таким чином, склад оксиду Е₂О₅. Оксиди металів з валентністю металу (V-VII) мають кислотний характер.

Развернуть

Открыть в широком формате

– Конец работы –

Эта тема принадлежит разделу:

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ до самостійної роботи з дисципліни «ХІМІЯ»

КРИВОРІЗЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ... кафедра хімії... МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ до самостійної роботи з дисципліни ХІМІЯ ЗМІСТ МОДУЛЯ...

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: S 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ
до самостійної роботи з дисципліни «ХІМІЯ» для студентів I курсу будівельних і гірничих спеціальностей

ЗМІСТ МОДУЛЯ I
1. Основні хімічні поняття і стехіометричні закони. 4 1.1. Предмет хімії і основні хімічні поняття. 4 1.2. Основні закони хімічної взаємодії 6 1.3. Запитання для самоконт

Предмет хімії і основні хімічні поняття
Хімія – наука про склад, властивості і будову речовин, про їхні перетворення, про залежність властивостей від складу і будови речовин, про взаємодію, добування і вико

Основні закони хімічної взаємодії
У 1748 р. російський вчений М.В.Ломоносов сформулював один із фундаментальних законів природи – закон збереження маси: Маса речовин, що вс

Гідрати оксидів
Важливу групу серед складних сполук становлять гідрати оксидів (гідроксиди) – продукти прямої або посередньої взаємодії оксидів з водою. Наприклад, основні оксиди утворюють

Амфотерні гідроксиди
Амфотерні гідроксиди – це гідрати амфотерних оксидів. В залежності від умов вони можуть відщеплювати при дисоціації йони H+ чи ОН-і, як і відповідні амфот

Кислоти
За теорією електролітичної дисоціації Арреніуса кислоти - це сполуки, що складаються з кислотного залишку і йонів гідрогену, здатних заміщуватись на метал (у розчині дисоцію

Загальні уявлення про будову атома, природа електрона і характеристики його стану в атомі
Слово “атом” у перекладі з грецької мови означає “неподільний”. За сучасними уявленнями атом — електронейтральна мікросистема, що складається з позитивно зарядженого ядра та

Квантові числа
Головне квантове число визначає повний запас енергії електрона (рівень енергії електронного шару), тобто ступінь віддалення його від ядра або розмір електронної хмари (орбіталі) і приймає з

Розподіл електронів в атомі, електронні й електронно-графічні формули елементів
Орбіталі багатоелектронних атомів заповнюються електронами в міру зростання їх енергії. При цьому обов’язково витримуються такі принципи: 1) найменшої енергії; 2) Паулі; 3) правило Гунда.

Періодичний закон та періодична система елементів Д.І.Менделєєва
Періодичний закон формулюється так: Властивості елементів, а також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від зарядів ядер атомів елементі

Радіуси атомів та йонів елементів
У визначенні радіуса атома не спостерігається однозначності тому, що ізольований атом або йон не має чітко визначених зовнішніх меж. Тому залежно від типу хімічного зв'язку, структури речовини і

Енергія йонізації
Енергія йонізації (І, кДж/моль; еВ) — мінімальна енергія, потрібна для відщеплення найслабкіше зв'язаного електрона від незбудженого атома: R0 —> R+ +e, I

Енергія спорідненості до електрона
Енергія спорідненості до електрона (Eсп, кДж/моль; еВ) — кількість енергії, що виділяється під час приєднання до атома одного електрона з утворенням не

Електронегативність атомів
Електронегативність атомів (æ, кДж/моль; еВ/атом) — умовна величина, що характеризує здатність атома в хімічних сполуках приєднувати електрони, які беруть участь в утворенні хімічного

Основні типи хімічного зв’язку. Ковалентний зв’язок
Хімічний зв'язок значною мірою визначає будову молекул і тіла загалом, а отже, і властивості хімічних сполук, речовин і тіл. Серед індивідуальних хімічних речовин, що поділяються на прості

Міжмолекулярна взаємодія
Міжмолекулярна взаємодія. Між молекулами може відбуватися як електростатична, так і донорно-акцепторна взаємодія. Сили електростатичної молекулярної взаємодії, ви

Тверді тіла. Типи кристалічних граток
Тверді тіла перебувають у двох станах: аморфному і кристалічному. Аморфний стан характеризується хаотичним розміщенням частинок у просторі

Основні термодинамічні поняття
Термодинаміка – це наука, що вивчає зв’язок теплової енергії з іншими її видами (перехід енергії з однієї форми в іншу, енергетичні ефекти, що супроводжують хімічні та ф

Термохімія.
Теплові ефекти хімічних процесів вивчає термохімія. При розрахунках використовуються стандартні теплові ефекти

Теплота нейтралізації.
Теплота нейтралізації - тепловий ефект, який спостерігається при нейтралізації одного моль еквівалента кислоти одним моль еквівалента гідроксиду в розведених водних розчинах. При

Напрям перебігу хімічних процесів.
Другий закон термодинаміки показує напрямок переходу теплоти (енергії) від однієї системи до іншої. Згідно з Клаузісом теплота завжди переходит

Задачі і вправи для самостійної роботи
1. Стандартна теплота утворення рідкої води становить — 286 кДж/моль. Записати термохімічні рівняння цієї реакції з використанням теплового ефекту та ентальпії. Поглинається чи виділяється в реакці

Розділ хімії, який вивчає перебіг хімічних процесів за певний час, має назву хімічної кінетики.
Дослідження кінетики хімічних процесів має не тільки теоретичний, а й практичний інтерес. Необхідність врахування кінетичного фактора при розгляданні хімічних реакцій можна побачити на прикладі вза

Закон діючих мас
Необхідною умовою перебігу хімічної реакції між двома речовинами є зіткнення їхніх молекул. Зрозуміло, що швидкість хімічної реакції залежить від числа таких зіткнень в одиниці об'єму. Вірогідніс

Енергія активації
Як зазначалось, умовою елементарного акту взаємодії є зіткнення частинок реагуючих речовин. Проте не кожне зіткнення може спричинити хімічну взаємодію. Справді, хімічна взаємодія передбачає переро

Вплив температури на швидкість реакції
Підвищення температури реагуючих речовин внаслідок збільшення швидкості молекул приводить до зростання загальної енергії системи і відповідно до збільшення відносного вмісту активних молекул, що рі

Каталіз
Швидкість хімічних процесів можна значно збільшити завдяки введенню у реакційну систему певних речовин, які називаються каталізаторами. Каталізатор — це речовина, що збільшу

Хімічна рівновага
При вивченні основних закономірностей рівноважних процесів насамперед розглядають поняття про оборотні і необоротні реакції і оборотність хімічних процесів. Необоротними хімічними

Вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу. Принцип ле Шательє
Стан хімічної рівноваги за сталих умов може зберігатися будь-який час. Проте при зміні умов рівноваги (температури, концентрації, тиску) стан рівноваги порушується. Зміна зовнішніх факторів по-різ

Збільшення концентрацій реагуючих речовин або зменшення концентрацій продуктів реакції зміщує рівновагу в напрямку прямої реакції.
Принцип ле Шательє справедливий не тільки для хімічних процесів, він має загальнонаукове значення і поширюється на всі процеси, що перебувають у стані динамічної рівноваги. Принцип ле Шат

Список рекомендованої літератури
Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підруч. для студ. вищ. навч. закл. – К.; Ірпінь: ВТФ “Перун”, 2002. – 480с. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для