Характеристика енергетичного стану електрона з допомогою квантових чисел. Атомні орбітала. Форма електронних хмар для s-p-d- та f-стану

Стан будь-якого електрона в атомі можна описати за допомогою квантових чисел. Для цього використовують головне, побічне (орбітальне), магнітне (азимутальне) та спінове квантові числа. Згідно з квантово-механічною теорією атомну орбіталь і стан електрона в атомі можна однозначно описати за допомогою набору чотирьох квантових чисел – енергетичних характеристик стану електрона в атомі. Три з них (n – головне, l – орбітальне, m – магнітне) безпосередньо випливають з рівняння Шредінгера, яке описує електрон як хвилю у трьох координатах. Тому для повної характеристики енергетичного стану електрона в атомі потрібні три цілих числа. А четверте квантове число (s – спінове) характеризує деякі особливі магнітні властивості електрона.

Головне квантове числоn визначає загальну енергію електрона в певному квантовому стані і характеризує радіус квантового рівня, тобто середню відстань від ядра до ділянки підвищеної електронної густини. Електрони електронної оболонки атома розрізняються енергією. Електронні хмари з близькою енергією становлять в атомі електронний шар (енергетичний рівень). Електрони першого, найближчого до ядра шару притягуються до ядра сильніше, ніж електрони другого шару. Відповідно електрони третього шару притягуються до ядра слабше, ніж електрони другого шару. Кожний електронний шар складається з певного числа орбіталей певної форми (електронних підшарів або енергетичних підрівнів), а саме:

перший шар складається з однієї

орбіталі, її позначають 1 s;

· другий шар складається з чотирьох орбіталей: однієї s та трьох p орбіталей, їх позначають 2 s і 2 p;

· третій шар складається з дев’яти орбіталей: однієї s, трьох p та п’яти d орбіталей, їх позначають 3 s, 3 p і 3 d.

Оскільки на одній орбіталі може знаходитися тільки два електрони, можна визначити загальне число електронів, що знаходяться на певному енергетичному рівні. Для цього треба скористатися формулою: N = 2 · n2, де N – загальне число електронів на енергетичному рівні, n – номер рівня. Отже, на першому енергетичному рівні може перебувати два електрони, на другому – вісім електронів, на третьому – вісімнадцять електронів.

Знаючи будову електронних шарів, можна уявити структуру всієї електронної оболонки атома. Для цього необхідно користуватися такими правилами:

· заповнювати електронні шари електронами необхідно від першого шару до наступних згідно з порядком послаблення їх притяжіння до ядра;

· заповнювати орбіталі електронами необхідно також у порядку послаблення їх зв’язку з ядром: спочатку необхідно заповнити s орбіталі, потім p орбіталі, а потім d орбіталі;

· на кожній з орбіталей можна розмістити лише два електрони;

· на кожній із орбіталей спочатку міститься по одному електрону, а потім, якщо число електронів перевищує кількість орбіталей, розміщують по другому електрону, при цьому утворюються електронні пари.

Будова електронної оболонки атома зображується електронною формулою, яка показує розподіл електронів за енергетичними рівнями і підрівнями. У цих формулах енергетичні рівні позначаються цифрами один, два, три, чотири..., а підрівні – буквами s, p, d, f. Число електронів на підрівні позначається цифрою, яка записується справа вгорі від букви, що показує підрівень.

Порядок заповнення електронами енергетичих рівнів та підрівнів в атомах за правилами Клечковського

Заповнення електронами енергетичних підрівнів відбувається по мірі зростання суми (n + l) – головного і побічного квантових чисел. Якщо для двох атомних орбіталей значення (n + l) однакові, то згідно з другим правилом Клечковського, першою заповнюється електронами атомна орбіталь з меншим значеннямn (головного квантового числа). Для визначення послідовності заповнення електронами атомних орбіталей, вираховують енергію кожної орбіталі за сумою (n + l) (табл. 4.2 і рис. 4.6).

Таблиця 4.2 П ослідовність заповнення електронами орбіталей в багатоелектронному атомі згідно з правилами Клечковського

Рис. 4.6. Зміна енергії атомних орбіталей зі зростанням суми (n + l). Як видно з рис. 4.6, близькі значення енергії мають 4 s - і 3 d -, 5 s - і 4 d - та 5 p - і 4 f -орбіталі (тобто однакову суму (n + l)), але згідно другого правила Клечковського заповнення відбувається в порядку зростання значення n.

·Амфотерні оксиди, приклади: Al2O3, Zno, Fe2O3, Cu2O, CuO

·Амфотерні гідроксиди, приклади: Al(OH)3, Zn(OH)2, Fe(OH)3, CuOH, Cu(OH)2

Амфотерні оксиди взаємодіють з кислотами з утворенням води і солі по рівнянню

Амфотерні оксиди взаємодіють з основами з утворенням води і солі по рівнянню

Гідроксиди елементів, які можуть утворювати амфотерні сполуки, вступають у звичайні хімічні реакції, що характерні для нерозчинних основ. Єдиною відмінністю є взаємодія з лугами, тобто реакції, в яких вони виявляють кислотні властивості.

Амфотерні гідроксиди з лугами поводяться як кислоти, тобто вступають у реакцію нейтралізації з утворенням солі та води. Для того щоб правильно записати рівняння реакції за участю амфотерних гідроксидів, слід розглядати їх як кислоти. Так, цинк гідроксид Zn(OH)2можна записати як кислоту H2ZnO2. Ця кислота буде мати назву цинкатна, вона має двовалентний кислотний залишок ZnO2, її солі — цинкати.

Так само, як і амфотерні гідроксиди, амфотерні оксиди виявляють ті ж властивості, що й звичайні основні оксиди при взаємодії з кислотними речовинами. При взаємодії з основними речовинами вони вступають у реакції як кислотні оксиди, тобто взаємодіють із основними оксидами й основами з утворенням солей. Амфотерні оксиди взаємодіють із основами та основними оксидами при сплавці, без участі води, і утворюють солі, які містять звичайний кислотний залишок, що відповідає цьому оксиду.

16. Типи хімічного звязку. Характеристика хімічного звязку — енергія, довжина, валентний кут, кратність. Механізм утворення різних типів звязку.

Х імічний зв’язок – сукупність явищ, які утримують атоми елементів у просторі в певному положенні і на певній віддалі так, що вони утворюють стійкі молекули, іони, кристали тощо. Основними типами хімічного зв’язку є ковалентний, іонний, металічний. Основні характеристики хімічного зв’язку – це його енергія, довжина (між’ядерні відстані), кут між зв’язками (валентні кути). Д овжина хімічного зв’язку (l) – це відстань між ядрами атомів, які утворюють зв’язок. Довжину зв’язку вимірюють у нанометрах (1 нм = 10-9м). Вона має величину порядку 0,1- 0,2 нм. Так, експериментально визначено, що довжина зв’язку між атомами в молекулі Н2 складає 0,074 нм, N2 – 0,110 нм, O2 – 0,121 нм. Хімічний зв’язок тим міцніший, чим менша відстань між атомами в молекулі. Кут між уявними лініями, які проходять крізь ядра хімічно зв’язаних ато-мів, називається валентним кутом. Валентні кути залежать від природи атомів і характеру хімічного зв’язку. Експериментально встановлено, наприклад, що в трьохатомній молекулі води атоми водню знаходяться на однакових відстанях (0,096 нм) від атома кисню тобто у молекулі Н2О довжина зв’язку О-Н дорівнює 0,096 нм. Валентний кут складає 104,5о. Енергія хімічного зв’язку (Е), тобто міра міцності зв’язку між атомами в молекулі – це кількість енергії, яку треба затратити, щоб розірвати зв’язок. Енергія хімічного зв’язку вимірюється у кілоджоулях, віднесених до 1 моль речовини (кДж/моль). Чим більша енергія зв’язку, тим він міцніший.

Ковалентний зв’язок  це хімічний зв’язок, який здійснюється за рахунок спільних електронних пар, що одночасно належать двом атомам, причому кожний атом дає один електрон для утворення пари. Молекули таких речовин як H2, O2, Cl2, N2 та інші утворюються за рахунок ковалентного зв’яз-ку. Характерно, що при утворенні спільних електронних пар, атоми, що увій-шли до складу молекули мають нібито завершену зовнішню електронну обо-лонку, яка схожа на оболонку найближчого інертного газу.

Водневий зв’язок - виникає внаслідок електростатичної взаємодії між атомом Гідрогену, що має частково позитивний заряд, та атомами з неподіленими парами електронів. В утворенні цього зв’язку обов’язково бере участь атом Гідрогену (водню), звідси і ця назва – “ водневий зв’язок ”. Як правило, це атоми Гідрогену, які зв’язані з атомами Оксигену чи Нітрогену. Внаслідок полярності зв’язку на атомі Гідрогену вникає частковий позитивний заряд (δ+) і він здатен взаємодіяти з вільними парами електронів інших атомів з утворенням водневого зв’язку.

Іонний зв’язок — це зв’язок, зумовлений електростатичним тяжінням між різнойменно зарядженими йонами. Під час утворення йонного зв’язку один з атомів віддає електрон, перетворюючись на позитивно заряджений іон — катіо н, а інший приймає електрон, перетворюючись на негативно заряджений іон— аніо н.
Під час утворення йонного зв’язку повної передачі електронів від атома до атома не відбувається: загальна електронна пара сильно зміщена в бік атомів елемента з більшою електронегативністю. Йонний зв’язок можна розглядати як крайній випадок ковалентного полярного зв’язку. Чим більша різниця електронегативностей елементів, тим більший ступінь йонності зв’язку.

17. Іонний, металевий, водневий, донорно-акцепторний звязок. Визначення та механізм утворення

Донорно-акцепторний зв’язок. Ковалентний зв’язок за донорно-акцеп-торним механізмом виникає за рахунок неподіленої електронної пари, яка є на зовнішньому енергетичному рівні одного з атомів, що взаємодіють, та вільної орбіталі іншого атома. Атом, що надає для утворення зв’язку свою неподілену електронну пару електронів, називається донором (у цьому випадку – азот). Атом, який має вільну орбіталь і приймає електронну пару, називається акцептором (у цьому прикладі – іон водню). Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку має особливо велике значення при утворенні координаційних сполук, тому його ще інколи називають координаційним зв’язком

Іонний зв’язок. Цей тип зв’язку базується на уявленнях, що протилежні за властивостями атоми металів та неметалів з’єднуються один з одним в результаті дії сил електростатичної взаємодії протилежно заряджених частинок – іонів. Іони утворюються з атомів при переході електронів атома металу на зовнішню оболонку атома неметалу. Енергія іонного зв’язку визначається кулонівськими силами притягання протилежно заряджених іонів. Вона залежить від значень енергії іонізації атома металу та спорідненості до електрона атома неметалу. Чим менша пер-ша величина і більше друга, тим енергетично вигіднішим є утворення іонної сполуки, тим вищою є енергія зв’язку. Іонні сполуки утворюють атоми елементів, що різко відрізняються за значеннями електронегативності. Наприклад, сполуки металів І та ІІ груп головних підгруп з неметалами VІ та VІІ груп головних підгруп – оксиди, галогеніди, сульфіди, гідроксиди і кисневмісні солі цих металів.

Водневий зв’язок утворюється між молекулами як результат взаємодії іонів Гідрогену однієї з них з електровід’ємними атомами іншої. Іон Гідрогену, що має маленький розмір і сильний позитивний заряд, може притягуватись до електронної оболонки сусідніх молекул і утворювати зв’язок. Так, у молекулах води між іонами Гідрогену та Оксигену сусідніх молекул утворюється досить сильний водневий зв’язок, що надає воді цілий ряд аномальних властивостей (рідкий стан, високу питому теплоємність та інші). З позиції методу валентних зв’язків водневий зв’язок є трицентровим, ос-кільки одна електронна орбіталь водню забезпечує зв’язок з трьома атомами. Для цього зв’язку характерні напрямленість в просторі і насичуваність. Механізм утворення міжмолекулярного водневого зв’язку (на прикладі молекули води) пояснюється таким чином: атоми Н у молекулі Н2О зв’язані з атомами О за допомогою полярного ковалентного зв’язку. Спільні електронні пари сильно зміщуються до атома електронегативного елемента (до атома кисню). В результаті атом О набуває значного ефективного негативного заряду, а атом водню майже втрачає електронну хмару. Між протоном водню однієї молекули води і негативно зарядженим атомом кисню іншої молекули води виникає електростатична взаємодія, яка зумовлює утворення водневого зв’язку. Крім того, виникнення водневого зв’язку зумовлює також донорно-акцепторна взаємодія, оскільки атом водню має вакантну орбіталь, а атом електронегативного елемента – неподілену електронну пару

Металічний зв’язок – це багатоцентровий зв’язок, який існує у металах та їх сплавах між позитивно зарядженими іонами та валентними електронами, що є спільними для усіх атомів. усіх атомів. У металів енергія іонізації атомів є нижчою, ніж у неметалів. Тому в них валентні електрони легко відриваються від окремих атомів і стають спільни-ми для всього кристалу. Так утворюються позитивно заряджені іони та електронний газ – сукупність рухливих електронів. У кристалі металу спільні електрони зв’язують багато іонів. Металічний зв’язок подібний до ковалентного. В основі виникнення цих зв’язків лежать процеси утворення спільних валентних електронів. Однак у сполуках з металічним зв’язком валентні електрони є спільними для всього кристалу, а в сполуках з ковалентним – лише для двох сусідніх атомів. Поряд з тим, металічний зв’язок дещо подібний до іонного, адже у вузлах кристалічних решіток знаходяться іони. Металічний зв’язок є ненапрямленим, оскільки валентні електрони розподілені по всьому кристалу майже рівномірно. Незважаючи на те, що у вузлах кристалічних граток знаходяться позитивні іони, кристалічні решітки металів досить стабільні.

Даний метод базується на порівнянні ступенів окиснення атомів у складі реагентів та продуктів реакції. При цьому обов’язково слід пам’ятати, що кількість електронів, прийнятих окисником повинна дорівнювати кількості електронів, відданих відновником. Для складання хімічного рівняння слід знати формули реагентів і продуктів реакції.

Електронний баланс – метод знаходження коефіцієнтів у рівняннях окисно-відновних реакцій, в якому розглядається обмін електронами між атомами елементів, які змінюють свій ступінь окиснення.

перший шар складається з однієї

орбіталі, її позначають 1 s;

· другий шар складається з чотирьох орбіталей: однієї s та трьох p орбіталей, їх позначають 2 s і 2 p;

· третій шар складається з дев’яти орбіталей: однієї s, трьох p та п’яти d орбіталей, їх позначають 3 s, 3 p і 3 d.

· на кожній з орбіталей можна розмістити лише два електрони;

Что делать, если нет взаимности? А теперь спустимся с небес на землю. Приземлились? Продолжаем разговор...

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования...

ЧТО ТАКОЕ УВЕРЕННОЕ ПОВЕДЕНИЕ В МЕЖЛИЧНОСТНЫХ ОТНОШЕНИЯХ? Исторически существует три основных модели различий, существующих между...

ЧТО ПРОИСХОДИТ, КОГДА МЫ ССОРИМСЯ Не понимая различий, существующих между мужчинами и женщинами, очень легко довести дело до ссоры...

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