l = 0 - це s орбіталь; l = 1 - це р - орбіталь; l = 2 - це d - орбіталь
Фізичний сенс квантових чисел, характеристика стану електрона в атомі квантовими числами. Квантові числа і форма електронних хмар. Принцип Паулі і правило Хунда. Заповнення електронних шарів і оболонок атомів і іонів елементів 2 і 3 періодів.
Дати визначення поняттям - електронний шар, електронна оболонка.
Електронний шар - сукупність електронів з однаковим головним квантовим числом n.
Електронна оболонка - сукупність електронів з однаковими головним і побічним квантовими числами.
2. Нагадати, що таке електронні формули і малюнок квантових осередків - H 1s 1 - електронна формула, а у вигляді квантових осередків це можна зобразити:
3.Охарактерізовать квантовими числами зовнішні електрониатома азоту.
Написати електронну формулу N - 1s 2 2s 2 2p 3. намалювати будова зовнішнього шару у вигляді квантових осередків і обговорити правило Хунда - сумарний спін повинен бути максимальний.
Періодична система і її зв'язок з будовою атомів. Написання електронних формул для атомів і іонів s-, p-, d-, f- елементів. Закономірності в зміні будови і властивостей атомів (радіуси, енергія іонізації, спорідненість до електрону).
Зміна кислотно-основних і окисно-відновних властивостей сполук елементів по групах і періодах періодичної системи.
1 / Пояснити. як змінюються радіуси іонів в ряду:
а) Be 2+. Mg 2+. Ca 2+. Sr 2+. Ba 2 - збільшується (зростання числа шарів)
б) Сl -, Cl o, Cl +, Cl +3, Cl +5, Cl +7. Зменшується (зростання заряду)
в) L1 +. Be +2. B +3. C +4. N +5. Зменшується (зростання заряду ізоелектронних іонів)
2 / Розташувати іони в порядку зростання їх іонних радіусів
3 / Порівняти радіуси: іона кальцію і іона цинку (ефект d-стиснення);
іона лантану (III) і іона талію (III). (d- і f- стиснення)
Основні положення методу валентних зв'язків. Валентні можливості атомів N, P, O, S, F, Cl. Розгляд схем перекривання орбіталей при утворенні зв'язків в молекулах NF3. NH3. H2 S, SCl2. PCl3. Гібридизація (BeCl2. BF3. SiH4. NH3. CH4. H2 O).
1.Електроотріцательность атомів металів і неметалів - її вплив на тип зв'язку. У металів ЕО від 0,6 до 2, у неметалів - 2 - 4. Якщо ЕО - відрізняється на 1-3 одиниці, то це іонна зв'язок. Вона характерна для сполук, що складаються з металу і неметалла. Якщо різниця ЕО невелика, то це ковалентної полярною, а якщо ЕО рівні, то це ковалентних неполярних зв'язок.
2. Основні положення методу валентних зв'язків - зв'язок утворюється ДВОМА електрони з протилежними спинами. Можливі 2 способи освіти зв'язку - звичайний, коли електрони належать різним атомам, і донорно-акцепторної - донор надає пару електронів, а акцептор- порожню орбіталь. Ковалентний зв'язок характеризується насиченим (виникає поняття валентності) і напрям (можна знайти кути між зв'язками).
3.ВАЛЕНТНИЕ МОЖЛИВОСТІ АТОМІВ - той набір валентностей, які атом виявляє в сполуках. Як правило, вони визначаються числом неспарених електронів у атома в основному або збудженому стані.
Вправа 1. Описати валентні можливості атомів:
Li 1s 2 2s 1 - один неспарених електронів, вал. (I); Be 1s 2 2s 2 - немає неспарених електронів, необхідно перевести в збуджений стан, валентність (II); B1s 2 2s 2 2p 1 - один неспарених електронів, в збудженому стані-три, валентність (I, III); З - валентності 2 і 4
2. Порівняти валентні можливості атомів: N (III, IV) - одна з зв'язків донорно-акцепторні; P (III, V) - є d-орбіталі. можливий перехід атома в збуджений стан. Кисень і сірка, фтор і хлор.
Намалювати перекривання орбіталей в молекулах без урахування гібридизації: NF3. NH3. H2 S, SCl2. PCl3.
4.Гібрідізація - виникає, якщо з різних орбіталей утворюються однакові зв'язку. Описати sp-, sp2, sp3- гібридизацію, кути між зв'язками. Намалювати перекривання орбіталей в молекулах BeCl2. BF3. SiH4. NH3. CH4. H2 O, вказати кути між зв'язками і форму молекул.
Намалювати схеми перекривання орбіталей в іонах - NH4 +. BF4 -. AlH4 -. Скільки зв'язків в них утворено по донорно-акцепторного механізму?
Поняття про квантової теорії будови атома. Атомні спектри. квантові числа