Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Электронные конфигурации атомов





 

Электроны в атоме занимают уровни, подуровни и орбитали согласно следующим правилам.

 

Правило Паули. В одном атоме два электрона не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа. Они должны отличаться, по меньшей мере, одним квантовым числом.

Орбиталь содержит электроны с определенными числами n, l, ml и электроны на ней могут отличаться только квантовым числом ms, имеющим два значения +1/2 и -1/2. Поэтому на орбитали могут располагаться не более двух электронов.

На подуровне электроны имеют определенные n и l и различаются числами ml и ms. Поскольку ml может принимать 2l+1 значение, а ms - 2 значения, то на подуровне может содержаться не более 2(2l+1) электронов. Отсюда максимальные числа электронов на s-, p-, d-, f-подуровнях равны соответственно 2, 6, 10, 14 электронов.

Аналогично на уровне содержится не более 2n2 электронов и максимальное число электронов на четырех первых уровнях не должно превышать 2, 8, 18 и 32 электронов соответственно.

 

Правило наименьшей энергии. Последовательное заполнение уровней должно происходить так, чтобы обеспечить минимальную энергию атома. Каждый электрон занимает свободную орбиталь с наименьшей энергией.

 

Правило Клечковского. Заполнение электронных подуровней осуществляется в порядке возрастания суммы (n+l), а в случае одинаковой суммы (n+l) - в порядке возрастания числа n.

Графическая форма правила Клечковского.

 

Cогласно правилу Клечковского заполнение подуровней осуществляется в следующем порядке: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...

Хотя заполнение подуровней происходит по правилу Клечковского, в электронной формуле подуровни записываются последовательно по уровням: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f и т.д. Это связано с тем, что энергия заполненных уровней определяется квантовым числом n: чем больше n, тем больше энергия и для полностью заполненных уровней мы имеем Е3d<E4s, а не наоборот, как это следует из правила Клечковского. Таким образом, электронная формула атома брома записывается следующим образом: Br(35e) 1s22s22p63s23p63d104s24p5. Подобная формула правильно передает свойства атома брома - участие валентных 4s и 4p электронов и неучастие внутренних 3d электронов в образовании химических связей.

Уменьшение энергии подуровней с меньшими n и большими l в случае, если они заполнены полностью или наполовину, приводит для ряда атомов к электронным конфигурациям, отличающимся от предсказанных по правилу Клечковского. Так для Cr и Cu мы имеем на валентном уровне распределение:

Cr(24e) 1s22s22p63s23p63d54s1 и Cu(29e) 1s22s22p63s23p63d104s1, а не

Cr(24e) 1s22s22p63s23p63d44s2 и Cu(29e) 1s22s22p63s23p63d94s2.

 

Правило Гунда. Заполнение орбиталей данного подуровня осуществляется так, чтобы суммарный спин был максимален. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону. Например, для конфигурации р2 заполнение px1py1 с суммарным спином s = 1/2 + 1/2 = 1 предпочтительнее (т.е. ему соответствует меньшая энергия), чем заполнение px2 с суммарным спином s = 1/2 - 1/2 = 0.



­ ­ - более выгодно, ­¯ - менее выгодно.

 

Электронные конфигурации атомов можно записать по уровням, подуровням, орбиталям. В последнем случае орбиталь обычно обозначают квантовой ячейкой, а электроны - стрелками, имеющими то или иное направление в зависимости от величины ms.

Например, электронная формула Р(15е) может быть записана:

 

а) по уровням )2 )8 )5

б) по подуровням 1s22s22p63s23p3

в) по орбиталям 1s22s22px22py22pz23s23px13py13pz1 или

­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­ ­ ­

 

Пример. Записать электронные формулы Ti(22e) и As(33e) по подуровням. Титан находится в 4 периоде, поэтому записываем подуровни до 4р: 1s2s2p3s3p3d4s4p и заполняем их электронами до их общего числа 22, при этом незаполненные подуровни в окончательную формулу не включаем. Получаем:

Ti(22e) 1s22s22p63s23p63d24s2.

Аналогично, для мышьяка имеем электронную формулу:

As(33e) 1s22s22p63s23p63d104s24p3.

Формулы ионов Ti2+ и As3- записываются следующим образом:

Ti2+(20e) 1s22s22p63s23p63d24s0

As3-(36e) 1s22s22p63s23p63d104s24p6

 

Периодический закон

 

Периодический закон открыт Д.И.Менделеевым в1869 году: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Химические свойства элементов зависят от строения внешних уровней их атомов. Строение внешних уровней периодически повторяется:

Li [He] 2s1 F [He] 2s22p5

Na [Ne] 3s1 Cl [Ne] 3s23p5

K [Ar] 4s1 Br [Ar] 4s24p5 ,

поэтому с увеличением зарядов ядер (и числа электронов) химические свойства атомов периодически повторяются.

Порядковый номер Z элемента в периодической таблице равен числу протонов и электронов в атоме. Номер периода равен числу электронных уровней атомов элементов этого периода. Номер группы равен числу электронов на внешних уровнях атомов элементов данной группы, равен максимальной степени окисления элементов данной группы.

Элементы можно разделить на четыре типа: s-, p-, d-, f-элементы, в зависимости от заполнения в них s-, p-, d-, f- подуровней соответственно.

 

Эффективные атомные радиусы R уменьшаются в периодах и увеличиваются в группах:

 

Элементы Li Be B C N O F

R(нм) 0,152 0,113 0,088 0,077 0,074 0,066 0,064

Z +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9

Число уровней 2 2 2 2 2 2 2

 

Элементы Li Na K Rb Cs Fr

R(нм) 0,152 0,186 0,231 0,241 0,262 0,270

Z +3 +11 +19 +37 +55 +87

Число уровней 2 3 4 5 6 7

 

Энергия ионизации Еион=I (потенциал ионизации) - это энергия необходимая для отрыва электрона от атома. Для процесса А = А+ + е имеем H=Eион>0. Энергия ионизации уменьшается в группах и увеличивается в периодах:

 

Li Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

Еион(эв) 5,39 5,14 7,64 5,98 8,15 10,4 10,4 13,01 15,8 4,3 6,1

 

Энергия сродства к электрону Еср = А - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому. Для процесса А + е = А- имеем H = Eср<0.

 

F Cl Br I O N C B Be Li

Еср (эв) 3,62 3,82 3,54 3,24 1,48 0,20 1,13 0,30 -0,19 0,54

 

Электроотрицательность (Полинг, 1932 г.) - это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. Рассмотрим молекулу А-В. Если атом А отдает электрон атому В, то затрата энергии составляют E = IA - AB. Если атом В отдает электрон атому А, то затраты энергии составляют E = IB - AA. Электроны смещаются в сторону, которой соответствуют меньшие затраты E. Если выгоднее переход электрона от атома А к атому В, то должно быть IA - AB < IB - AA или IA + AA < IB + AB и (I + A)A <

< (I + A)B или XA < XB, где X = I + A - электроотрицательность. Электроотрицательность увеличивается в периодах и уменьшается в группах.

Задание на внеаудиторную работу:

1. Теории строения атома: модель Томсона, модель Резерфорда, модель Бора (постулаты). Этапы развития квантово-механических представлений: теория Планка, гипотеза де Бройля, уравнение Шредингера.

2. Квантовые числа, их возможные значения. Какие параметры состояния электрона в атоме ими определяются? Принцип Паули.

3. Электронная орбиталь. Энергия орбитали. Правила Клечковского. Порядок заполнения орбиталей электронами. Правило Хунда.

4. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Что является физической причиной явления периодичности?

5. Периодическая система элементов. Деление элементов на 4 типа по электронному строению (s-элементы, p- элементы, d- элементы, f- элементы).

6. Энергия ионизации атома. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Валентность и степень окисления.

 

Лекции 6-9 Химическая связь

Цель: Изучить принципы образования химических связей и их основные типы

Вопросы:

  1. Природа химической связи
  2. Валентные электроны и валентность
  3. Теория молекулярных орбиталей
  4. Типы химических связей (неполярная, полярная, ионная, металлическая, водородная)
  5. Межмолекулярные взаимодействия

Метод валентных связей.

 

Согласно методу валентных связей связь между атомами А и В образуется с помощью общей пары электронов. Связь называется ковалентной, если общая пара электронов образуется из неспаренных электронов двух атомов. Связь называется донорно-акцепторной, если общая пара электронов образуется из неподеленной пары одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора).

           
     


А ­ + ­ В = А ­¯ В ковалентная связь

 

А ­¯ + В = А ­¯ В донорно-акцепторная связь

 

Ковалентная связь обычно образуется между атомами неметаллов и может быть простой, двойной или тройной в зависимости от числа общих пар электронов между двумя атомами. Ковалентная связь может быть неполярной, если общая пара находится на середине расстояния между двумя одинаковыми атомами, или полярной, если общая пара сдвинута в сторону более электроотрицательного атома.

Донорно-акцепторная связь имеет место между центральным ионом и лигандами внутренней сферы комплексного соединения. В комплексе [Ag(NH3)2]Cl центральный ион Ag+ является акцептором, так как имеет 4 свободные орбитали 4s04p0, а молекула аммиака является донором, так как азот имеет неподеленную пару электронов.

 

Валентность атомов.

Валентность характеризует способность атомов, образовывать химические связи, и равна числу химических связей образованных атомом. Согласно методу валентных связей валентность равна числу общих пар электронов, а в случае ковалентной связи валентность равна числу неспаренных электронов на внешнем уровне атомов в основном или возбужденных состояниях.

       
   


C 2s22p2 ­¯ ­ ­ вал = 2 CO

C* 2s12p3 ­ ­ ­ ­ вал = 4 CO2

S 3s23p4 ­¯ ­¯ ­ ­ вал = 2 H2S

S* 3s23p33d1 ­¯ ­ ­ ­ ­ вал = 4 SO2

S** 3s13p33d2 ­ ­ ­ ­ ­ ­ вал = 6 SO3

 

Атомы образуют ограниченное число связей, равное их валентности. Это соответствует насыщаемости ковалентной связи.

 

Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация атомных орбиталей (АО) - это смешение АО разных подуровней атома, электроны которых участвуют в образовании эквивалентных химических связей. Эквивалентность гибридных орбиталей (ГО) объясняет эквивалентность образующихся химических связей. Например, в случае четырехвалентного атома углерода имеем один 2s и три 2p электрона. Чтобы объяснить эквивалентность связей, образованных углеродов в молекулах CH4, CF4 и т.д., атомные s- и p-орбитали заменяют эквивалентными гибридными sp3-орбиталями.

 

C* 2s12p3 ­ ­ ­ ­ ® C* 2s12p3 ­ ­ ­ ­

 
 


Гибридизация позволяет установить геометрию молекул, так как вследствие направленности ковалентной связи углы между связями равны углам между гибридными орбиталями.

 

Направленность ковалентной связи состоит в том, что она образуется в направлении максимального перекрывания орбиталей, образующих общую пару электронов.

В зависимости от типа гибридизации гибридные орбитали имеют определенное расположение в пространстве:

sp - линейное, угол между орбиталями 180о

sp2 - треугольное, углы между орбиталями 120о

sp3 - тетраэдрическое, углы между орбиталями 109о

sp3d1 - тригонально-бипирамидальное, углы 90о и 120о

sp2d1 - квадратное, углы между орбиталями 90о

sp3d2 - октаэдрическое, углы между орбиталями 90о.

 

Пример - химическая связь в молекуле BF3.

Атом бора в основном состоянии имеет лишь один неспаренный электрон, а в возбужденном состоянии - три неспаренных электронов, что соответствует валентности бора в BF3.

               
       


B 2s22p1 ¯ ­ ­ ® B* 2s12p2 ­ ­ ­

 

Неспаренные электроны атома бора находятся на различных (s- и p-) орбиталях, а связи B-F в молекуле BF3 одинаковые. Это объясняется sp2-гибридизацией АО, когда из одной s-АО и двух р-АО образуются три sp2-гибридные орбитали, имеющие одинаковую энергию и располагающиеся в пространстве под углом 120о.

 

B* 2s12p2 ­ ­ ­ ® B* 2s12p2 ­ ­ ­

 

Три неспаренных электрона на гибридных орбиталях бора взаимодействуют с неспаренными р-электронами фтора с образованием трех ковалентных связей. В силу направленности ковалентных связей эти три связи будут располагаться под тем же углом 120о, что и гибридные орбитали, и молекула BF3 будет иметь плоское строение с углами 120о между связями.

 









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.