Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксил-ионы.

Квантово-механическая модель Бора атома Н. Квантовые числа. Понятие об электронной орбитали.

В настоящий момент существуют две модели атома: модель Бора (классическая) и квантово-механическая. Первая модель не подходит для описания атомов со сложной структурой. Вторая модель описывает любую структуру атома.

Электроны в атоме движутся по определенным (стационарным) электронным орбитам вокруг ядра атома. Каждая такая орбита для электрона получила название энергетический уровень. При переходе электрона с одной орбиты на другую электроны выделяют или поглощают энергию.

Энергия электрона зависит от радиуса его орбиты. Минимальная энергия у электрона, который находится на ближайшей к ядру орбите. При поглощении кванта энергии электрон переходит на орбиту с более высокой энергией (возбужденное состояние). И наоборот, при переходе с высокого энергетического уровня на более низкий - электрон отдает (излучает) квант энергии. Пример строения атома водорода по Бору.

 

Понятие об электронной орбитали и квантовые числа

Электронные облака – области пребывания электрона вокруг ядра атома.

Электронная орбиталь – область пространства вокруг ядра атома с наибольшей вероятностью пребывания электрона (наибольшая плотность- 90%).

Состояние электрона в атоме описывают с помощью 4 чисел, которые называют квантовыми:

Квантовое число	Символ	Описание	Значения
Главное	n	Энергетический уровень орбитали	Положительные целые числа: 1, 2, 3...
Орбитальное	l	Форма орбитали	Целые числа от 0 до n-1
Квантовое	m	Ориентация	Целые числа от -l до +l
Спиновое	ms	Спин электрона	+½ и -½

Главное квантовое число n

Описывает:среднее расстояние от орбитали до ядра;энергетическое состояние электрона в атоме.

Чем больше значение n, тем выше энергия электрона и больше размер электронного облака.

Значение l определяет форму орбитали, а n - ее размер

 

Кислоты, основания, соли в свете ТЭД. Ступенчатая диссоциация.

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Например:

HCl = H⁺+ Cl^-; CH₃COOH = H⁺+ CH₃COO^-

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO₃, - одноосновные кислоты – образуется один катион водорода; H₂S,H₂SO₄– двухосновные, а H₃PO₄– трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно). Например:

H₃PO₄=H⁺+H₂PO₄^-(первая ступень)

H₂PO₄^-=H⁺+HPO₄^2-(вторая ступень)

HPO₄^2-=H⁺+PO₄^3-(третья ступень)

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксил-ионы.

Например:

KOH=K⁺+OH^-;NH₄OH=NH₄⁺+OH^-

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов:

LiOH, NaOH, KOH, RbOHи т.д.

Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NH₄OH– однокислотное основание, Ca(OH)₂– двухкислотное основание, Fe(OH)₃– трехкислотное основание и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH)₂ =Ca(OH)⁺+OH^- (первая ступень)

Ca(OH)⁺=Ca²⁺+OH^-(вторая ступень)

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катиона аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков.

Например:

(NH₄)₂SO₄= 2NH₄⁺+ SO₄^2-; Na₃PO4 = 3Na⁺+ PO₄^3-

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато.

KHSO₄= K⁺+ HSO₄^-

HSO₄^-= H⁺+ SO₄^2-

Mg(OH)Cl = Mg(OH)⁺+ Cl^-

Mg(OH)⁺= Mg²⁺+ OH^-