double arrow

Электронное строение атома

Электрон как трехмерная волна описывается четырьмя квантовыми числами:

  • n – главное квантовое число, принимает любые значения натурального ряда чисел: 1, 2, 3, …, +∞; определяет

1) номер энергетического уровня (в теории Бора – номер орбиты);

2) интервал энергий электронов, находящихся на этом уровне; чем больше n, тем больше запас энергии электрона в атоме

3) размеры атомных орбиталей (в теории Бора – радиусы орбит);

4) расстояние электрона от ядра;

5) число подуровней данного энергетического уровня;

6) в Периодической системе значению n соответствует номер периода;

  • l – орбитальное квантовое число, определяет момент количества движения электрона (импульс), точное значение его энергии и способы нахождения электрона в поле ядра, т.е. форму орбитали, на которой находится электрон; принимает любые целочисленные значения от 0 до n -1.
  • ml – магнитное квантовое число; определяет способы ориентации орбитали в пространстве; принимает любые целочисленные значения от -l, -l +1, …, -1, 0, +1, …, l -1, l. Всего 2 l +1 значение; ml не влияет на энергию электрона в атоме.
  • s – спиновое квантовое число, собственная характеристика электрона как микрочастицы; принимает значения ±½.

Атомная орбиталь (АО) описывается двумя квантовыми числами – n и l, которые полностью определяют ее энергию.

Набор АО с одинаковым значением n называется энергетический уровень (слой).

Набор АО с одинаковыми значениями n и l называется энергетический подуровень.

Значение l

Название и форма АО

Значение ml и ориентация АО
0 s -орбиталь 0
1 p -орбиталь -1, 0, +1 (px, py, pz)
2 d -орбиталь -2, -1, 0, +1, +2 (dxy, dyz, dxy, , )
3 f -орбиталь   -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

Ø Принцип минимальной энергии
в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальна

Ø Принцип (запрет) Паули    
в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел

Ø Правило Хунда  
в пределах одного электронного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален; наиболее энергетически выгодными являются наполовину и полностью заполненные подуровни

Ø Правило Клечковского      
последовательность заполнения АО определяется минимальным значением n+l; если для двух орбиталей эта сумма одинакова, то меньшую энергию будет иметь орбиталь с меньшим значением n

 





Химическая связь

ü Механизмы образования химической связи

1.  Ковалентная неполярная (образование обобществленной электронной пары за счет двух неспаренных электронов атомов одного и того же элемента или элементов с близкими значениями электроотрицательности H2 (H-:-H), O2 (O-::-O))

2. Ковалентная полярная (образование обобществленной электронной пары за счет двух неспаренных электронов атомов различных элементов, общая электронная пара сдвинута к более электроотрицательному элементу H–:-Cl, Ba–::-O)

3. Ионная (предельный случай ковалентной полярной связи – общая электронная пара практически полностью сдвинута к более электроотрицательному элементу: Na—:Cl, Li—:F); реализуется только в твердых (кристаллеских) веществах

4. Донорно-акцепторная (образование обобществленной электронной пары за счет неподеленной электронной пары одного атома—донора, и вакантной электронной орбитали второго атома—акцептора NH4+ (NH3:®H+))

 

Электроотрицательность – относительная характеристика способности атомов притягивать общую электронную пару.

Ион – заряженная частица, образованная путем присоединения или отщепления одного или нескольких электронов от нейтрального атома; катион – положительно заряженный ион, анион – отрицательно заряженный ион.

Донор – атом или молекула, обладающие одной или несколькими валентными неподеленными электронными парами, способными к участию в химической связи.

Акцептор – атом или молекула, обладающие одной или несколькими вакантными валентными орбиталями, способными к участию в химической связи.

 

ü Типы химической связи

  1. σ-связь – общая электронная плотность лежит на линии, связывающей центры двух атомов. σ -связь, может быть образована электронами любой симметрии (s, p, d, f, …), т.е. начиная с m = 0. Максимальное количество σ -связей между двумя атомами – 1.

  1. π-связь – общая электронная плотность над и под линией, связывающей центры двух атомов. Не может быть образована s -электронами. Это взаимодействие электронов c m = 1. Максимальное количество π -связей между двумя атомами – 2.

  1. δ-связь – общая электронная плотность разбита на четыре области пространства. Не может быть образована s - и p -электронами. Эта связь образуется электронами с m = 2. Максимальное количество таких связей – 1. Реализуется только в кластерах переходных металлов.

Прочность связи в ряду σ-π-δ уменьшается, а значит в первую очередь между элементами образуется σ -связь, потом π -связь, и в заключении δ -связь.

 

Ø Кратность химической связи

1. Одинарная связь А-В – это всегда σ -связь.

2. Двойная связь А=В – это всегда 1 σ + 1 π -связи.

3. Тройная связь А≡В – это всегда 1 σ + 2 π -связи.

4. Четверная связь А В – это всегда 1 σ + 2 π + 1 δ -связи.

Прочность связи с увеличением ее кратности возрастает, а длина связи уменьшается при прочих равных условиях.


Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:  



Сейчас читают про: