Спиновое квантовое число - ms

Спиновое квантовое число - ms - определяет магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона - спинам. Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: 5 и 6.

7. Атомные орбитали (АО). Электронная плотность. Распределение электронной плотности s-, p-, d-, f- АО. Формы АО. Последовательность заполнения атомных орбиталей электронами в электронных оболочках многоэлектронных атомов. Принцип Паули и правило Гунда. Правило Клечковского (правило (n+l)-групп).

Атомная орбиталь — множество состояний электрона в атоме. Описывается с помощью совокупности квантовых чисел. В 1925 году В. Паули был высказан принцип: в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел (принцип Паули). Исходя из принципа Паули можно определить количество электронов на каждой орбитали.

Электро?нная пло?тность — плотность вероятности обнаружения электрона в данной точке конфигурационного пространства.

Состояние электронов в атоме с позиции квантово-механической модели определяется плотностью вероятности обнаружения электрона в данной области пространства. Граничная поверхность, внутри которой сосредоточена область наибольшей вероятности обнаружения электрона, называется атомной орбиталью (АО). Атомная орбиталь характеризуется набором трёх параметров, называемых квантовыми числами.

Главное квантовое число n в основном опpеделяет энеpгию АО. Его значение равно номеру энергетического уровня, на котором находится электрон. Оpбитальное квантовое число в основном опpеделяет фоpму АО и, в некоторой степени, ее энеpгию. Значение определяет энергетический подуровень (s-, p-, d- или f-), на котором находится электрон.

Магнитное квантовое число m опpеделяе т пpостpанственную оpиентацию данной АО.

Кpоме этих квантовых чисел, хаpактеpизующих АО, имеется еще одно квантовое число − s (спиновое), являющееся собственной хаpактеpистикой электpона.

Электроны в атоме расположены на энергетических уровнях, которые содержат различные энергетические подуровни, состоящие, в свою очередь, из определенного количества атомных орбиталей: s- подуровень состоит из одной, р- подуровень - из трех, d- подуровень - из пяти и f- подуровень - из семи орбиталей. Условная запись, представляющая распределение электронов атома по энергетическим уровням и подуровням (атомным орбиталям), называется электронной формулой атома. Для составления электронной формулы, в которой представлено состояние каждого электрона (его энергия, форма орбитали, магнитные характеристики), необходимо знать:

− последовательность заполнения подуровней электронами (принцип наименьшей энергии), − максимальную емкость каждого подуровня.

При распределении электронов по квантовым ячейкам следует руководствоваться принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех квантовых чисел, т. е. атомная орбиталь не может содержать более двух электронов, причем их спиновые моменты должны быть противоположными

↑↓

Система обозначений в общем виде выглядит так: nlx,

где п − главное, l − орбитальное квантовые числа; х − количество электронов,находящихся в данном квантовом состоянии.

Например, запись 4d3 может бытьистолкована следующим образом: три электрона занимают четвертый энергетический уровень, d- подуровень.

Характер застройки энергетических подуровней определяет принадлежность элемента к тому или иному электронному семейству.

В s-элементах происходит застройка внешнего s-подуровня, например,

11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1

В р-элементах происходит застройка внешнего р-подуровня, например,

9 F 1s 2s2 2p5.

К s- и p- семействам относятся элементы главных подгрупп периодической таблицы Д. И. Менделеева.

В d-элементах происходит застройка d-подуровня предпоследнего уровня, например,

22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s.

К d-семейству относятся элементы побочных подгрупп. Валентными у этого семейства являются s-электроны последнего энергетического уровня и d-электроны предпоследнего уровня.

В f-элементах происходит застройка f-подуровня третьего наружного уровня, например,

58Се 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.

Представителями f-электронного семейства являются лантаноиды и актиноиды.

8. Молекулярный уровень организации вещества. Химическая связь и валентность. История формирования представлений о химической связи. Гипотезы химической связи Косселя и Льюиса. Валентность атомов химических элементов. Валентность s-,p-,d-,f- элементов. Постоянная и переменная валентность. Реальная и максимально возможная валентность.

Молекулярный уровень организации вещества. Часто можно услышать: «молекула состоит из атомов» или «в состав молекулы входят атомы», и далее пишется формула органического или неорганического соединения. Например, СН4, С2Н6, Н2, Н2О. Общее, что объединяет соединения с молекулярной структурой, – это наличие в них ковалентных связей. В молекулах ковалентная связь образуется в результате перекрывания атомных орбиталей при участии пары электронов с противоположными спина- ми. В ионных кристаллах действуют силы электростатического притяжения между положительно и отрицательно заряженными ионами. В металлах положительно заряженные ионы удерживаются в узлах кристаллической решетки отрицательно заряженным «электронным газом». Такую функцию выполняют валентные электроны внешней оболочки атомов металлов.

Химическая связь обусловлена электромагнитным взаимодействием, удерживающим систему ядер и электронов в молекулах или кристаллах.

В молекулярных образованиях и кристаллических телах действуют не только силы притяжения противоположно заряженных частей системы (ядро – электрон) и силы отталкивания одинаковых по знаку заряженных частей (яд ро – ядро, электрон – электрон). Уменьшение энергии системы при образовании химической связи не может быть описано только электростатической моделью и требует учета так называемых квантовых эффектов системы. С учетом квантовых эффектов силы притяжения и отталкивания уравновешены и обеспечивают устойчивость молекулярной и кристаллической системы.

В начале девятнадцатого века в трудах Г. Деви и Йёнса Берцелиуса была разработана электрохимическая теория, суть которой сводилась к тому, что химически взаимодействующие частицы при контакте приобретают противоположные электрические заряды, которые обусловливают связь. Однако эта теория не смогла объяснить существование молекул, образованных одинаковыми атомами (Н2, F2 и т. д.).

Дальнейшее развитие теории химической связи стало возможным после открытия электрона. Первым высказал электронную концепцию Дж. Томсон в 1907 году. Он предположил наличие в атомах определенную устойчивость электронных конфигураций, которые могут реализоваться при потере или присоединении к ним электронов.

Эрнестом Розерфордом и Нильсом Бором была создана теория химической связи, осуществляемая путем перераспределения электронов между атомами. Основы этой теории были представлены в работах Вальтера Косселя, Джильберта Льюиса, Ирвина Ленгмюра.

Коссель предложил (1915 г.) статическую электронную теорию строения атомов и молекул, суть которой в следующем:

1. Атомы благородных газов обладают особенно устойчивой двух- или восьми-электронной внешней оболочкой.

2. Атомы других элементов во внешней оболочке имеют число электронов меньше двух или восьми. Их электронные оболочки менее устойчивы.

3. Образование молекул происходит вследствие передачи определенного числа электронов от атома одного элемента (металла) к атому другого элемента (неметалла).

В результате такого перераспределения электронов каждый атом должен иметь внешнюю оболочку, аналогичную устойчивой электронной оболочке благородного газа. При этом атом металла приобретает положительный, а атом неметалла — отрицательный заряд. Соединение между ними обусловливается в соответствии с законом Кулона силами электростатического притяжения. Такая химическая связь называется ИОННОЙ.

Эта теория не могла объяснить природу связи между одинаковыми атомами. Кроме того, последующие исследования показали, что практически никогда электроны не переходят полностью от одного атома к другому.

Примерно в то же время (1916 г.) Льюис предпринял попытку объяснить механизм образования химической связи между любыми (в том числе и одинаковыми) атомами. Затем теория Льюиса была развита Ленгмюром.

Теория Льюиса-Ленгмюра также исходит из особой стабильности двух- или восьми-электронных внешних оболочек атомов и стремления атомов, участвующих в образовании молекулы, иметь такие оболочки. Химическая связь в данном случае осуществляется посредством образования общей электронной пары, в которую каждый атом дает по одному электрону из своей внешней оболочки. Такую химическую связь Ленгмюр назвал КОВАЛЕНТНОЙ, т. е. совместно действующей. Молекула Фтора, например, по этой теории образуется при обобществлении по одному электрону от каждого атома.

Валентные возможности атомов химических элементов. Строение наружных энергетических уровней атомов химических элементов и определяет в основном свойства их атомов. Поэтому эти уровни называют валентными. Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны также называют валентными.Валентность атома химического элемента определяется в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи.

Валентные электроны атомов элементов главных подгрупп расположены на s- и р-орбиталях внешнего электронного слоя. У элементов побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, валентные электроны расположены на s-орбитали внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоев.

При переходе атома в возбужденное состояние один из пары электронов d-подуровня может переходить на свободную орбиталь d-подуровня. Валентность фосфора при этом изменяется с трех (в основном состоянии) до пяти (в возбужденном состоянии).

Разъединение спаренных электронов требует затрат энергии, так как спаривание электронов сопровождается понижением потенциальной энергии атомов. Вместе с тем расход энергии на перевод атома в возбужденное состояние компенсируется энергией, выделяющейся при образовании химических связей неспаренными электронами.

Затраты энергии на возбуждение атомов углерода с избытком компенсируются энергией, выделяющейся при образовании двух дополнительных ковалентных связей. Так, для перевода атомов углерода из стационарного состояния 2s22р2 в возбужденное — 2s12р3 требуется затратить около 400 кДж/моль энергии. Но при образовании С—Н-связи в предельных углеводородах выделяется 360 кДж/моль. Следовательно, при образовании двух молей С—Н-связей выделится 720 кДж, что превышает энергию перевода атомов углерода в возбужденное состояние на 320 кДж/моль.

В заключение следует отметить, что валентные возможности атомов химических элементов далеко не исчерпываются числом неспаренных электронов в стационарном и возбужденном состояниях атомов.

Общий вывод Валентные возможности атомов химических элементов определяются: 1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей); 2) наличием свободных орбиталей; 3) наличием неподеленных пар электронов.