Общая химия: Конспект лекций

Строение атома
Химическая связь: Метод валентных связей (МВС)
Кристаллы
Химическая термодинамика
Элементы химической кинетики
Растворы
Электрохимия
Коррозия металлов и защита от коррозии

Раздел 1. Строение атома

Основные понятия

Атом — мельчайшая химически неделимая частица вещества.
Химический элемент — вид атомов с одинаковым зарядом ядра ($Z$).
Молекула — мельчайшая частица вещества, состоящая из химически связанных атомов.

Квантово-механическая модель строения атома

1. Принцип неопределенности Гейзенберга

Невозможно одновременно с высокой точностью определить положение (координату) электрона и его скорость (импульс):

\[\Delta x \cdot \Delta p_x \ge \hbar\]

где $\hbar = \frac{h}{2\pi}$ — приведенная постоянная Планка.

Волновая функция $\psi$ (квадрат ее модуля $|\psi|^2$) определяет вероятность нахождения электрона в данной точке пространства.

2. Уравнение Шрёдингера

Решение уравнения Шрёдингера дает систему квантовых чисел, описывающих состояние электрона в атоме.

Квантовые числа и Атомные Орбитали (АО)

Атомная орбиталь (АО) — это область пространства около ядра атома, в которой вероятность нахождения электрона максимальна.

Главное квантовое число ($n$):
Значения: $n = 1, 2, 3, \dots, 7$ (соответствует номеру периода).
Определяет энергетический уровень электрона и размер электронного облака (орбитали).
Радиус первой орбитали Бора: $r_0 = 0{,}529\ \text{Å} = 0{,}529 \cdot 10^{-10}\ \text{м} = 52{,}9\ \text{пм}$.
Орбитальное (орбитальный момент) квантовое число ($l$):
Значения: $l = 0, 1, 2, \dots, (n-1)$.
Обозначения: $l=0\ (s)$, $l=1\ (p)$, $l=2\ (d)$, $l=3\ (f)$.
Характеризует форму атомной орбитали и энергетический подуровень.
Магнитное квантовое число ($m_l$):
Значения: $m_l = -l, \dots, 0, \dots, +l$ (всего $2l + 1$ значений).
Определяет пространственную ориентацию АО во внешнем магнитном поле.
Спиновое квантовое число ($m_s$):
Значения: $m_s = +\frac{1}{2}$ или $m_s = -\frac{1}{2}$.
Характеризует собственный спиновый момент электрона. В одной ячейке (орбитали) может находиться не более двух электронов с противоположными спинами.

Заполнение электронных оболочек многоэлектронных атомов

Принцип наименьшей энергии: Электрон в атоме стремится занять такое состояние, при котором его энергия минимальна.
Принцип запрета Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел $(n, l, m_l, m_s)$.
Правило Хунда (Гунда): Электронный подуровень заполняется таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.
Правило Клечковского (правило $n + l$): Орбитали заполняются в порядке возрастания суммы $(n + l)$. При равных значениях $(n + l)$ сначала заполняется орбиталь с меньшим значением $n$.

Энергетический ряд заполнения орбиталей:

\[1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p\]

Энергетические характеристики атома

Энергия ионизации ($I_1$): Минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона от изолированного атома в основном состоянии: $$\text{Э} - e^- \rightarrow \text{Э}^+, \quad \Delta H = I_1 \quad [\text{кДж/моль} \text{ или } \text{эВ/атом}]$$
Сродство к электрону ($E_{\text{ср}}$): Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому: $$\text{Э} + e^- \rightarrow \text{Э}^- \quad [\text{кДж/моль} \text{ или } \text{эВ/атом}]$$
Электроотрицательность ($\chi$): Способность атома в соединении смещать к себе общие электронные пары. Изменяется по периодам (возрастает слева направо) и по группам (убывает сверху вниз).

Раздел 2. Химическая связь. Метод валентных связей (МВС)

Химическая связь образуется путем перекрывания валентных электронных облаков с образованием общих электронных пар.

Валентные электроны элементов:

$s$-элементы: валентными являются электроны внешнего $s$-подуровня.
$p$-элементы: валентными являются электроны внешних $s$- и $p$-подуровней.
$d$-элементы: валентными являются электроны внешнего $s$-подуровня и предвнешнего $d$-подуровня.

Основные характеристики химической связи

Длина связи ($d$ или $l$): Межатомное расстояние между ядрами связанных атомов (в нм или Å).
Валентный угол: Угол между осями химических связей, проходящими через ядра атомов.
Энергия связи ($E_{\text{св}}$): Энергия, которую необходимо приложить для разрыва химической связи в 1 моль вещества.
Дипольный момент ($\mu$): $$\mu = q \cdot l \quad [\text{Кл} \cdot \text{м} \text{ или Дебай (Д)}]$$ $$1\ \text{Д} = 3{,}33 \cdot 10^{-30}\ \text{Кл} \cdot \text{м}$$

Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация АО — это гипотетический процесс смешения различных по форме и энергии, но близких по энергетическому уровню исходных орбиталей атома с образованием одинакового числа новых гибридных орбиталей, идентичных по форме и энергии.

Правила и особенности гибридизации:

Гибридизации могут подвергаться как неспаренные электроны, так и неподеленные электронные пары.
Склонность к гибридизации в главных подгруппах уменьшается при движении сверху вниз по группе.
$\pi$-связи образуются только на чистых (негибридизованных) $p$- или $d$-орбиталях. Каждая $\pi$-связь в молекуле требует выделения негибридной $p$-АО (или $d$-АО).