Правила и принципы заполнения электронных орбиталей электронами в атомах.

Подобно любой системе, атомы стремятся к минимуму энергии. Это достигается при определенном состоянии электронов, т.е. при определенном распределении электронов по орбиталям, которое можно оценить на основе следующих закономерностей:

1) Принцип наименьшей энергии. В атоме электрон всегда стремится занять наиболее низкий по энергии уровень и подуровень, если там есть свободное место.

2) Принцип запрета Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел, т.е. они не могут находиться в одинаковом квантовом состоянии. Принцип Паули означает, что на орбитали может находиться не более двух электронов. На s-подуровне (1 орбиталь) может находиться 2 электрона, на p-подуровне (3 орбитали) – 6 электронов, на d-подуровне (5 орбиталей) – 10 электронов, на f-подуровне (7 орбиталей) – 14 электронов.

3) Правило Гунда (Хунда). При данном значении l (т.е. в пределах определенного подуровня) электроны в атоме располагаются так, что суммарное спиновое число их максимально. В p, d, f-подуровнях орбитали сначала заполняются одиночными (неспаренными) электронами, и лишь потом происходит их спаривание.

Если, например, в трех p-ячейках необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т.е. размещаться на трех разных p-орбиталях:

 

                         p                              

                               

          

       Это наиболее устойчивое состояние                           

В этом случае суммарный спин равен 3/2, поскольку его спиновое квантовое число равно m_s = +1/2+1/2+1/2=3/2.

Эти же три электрона не могут быть расположены таким образом:

                        p 

                                                                                                 

потому что тогда суммарный спин равен   m_s = +1/2-1/2+1/2=1/2.

 Из этого правила следует объяснение наиболее устойчивого состояния атома. Обнаружено, что подуровни p, d, f обладают повышенной устойчивостью, если:

- они заполнены полностью

- если они пустые

- если подуровни заполнены на половину

 

Иногда в атоме происходит переход электрона с одного подуровня на другой («провал» электрона), что приводит к более устойчивому энергетическому состоянию.

Вследствии взаимодействия электронов между собой в многоэлектронных атомах порядок заполнения уровней и подуровней отличается от ожидаемого, здесь действуют правила Клечковского:

Последовательность размещения электронов по уровням и подуровням атома должна соответствовать наименьшей энергии электрона и атома в целом. В этом случае устойчивость электронной системы будет максимальной и связь электронов с ядром – наиболее прочной. Увеличение энергии и соответственно заполнение энергетических уровней и подуровней происходит в порядке возрастания суммы значений квантовых чисел (n + l),  а при равной сумме значений (n + l) сначала заполняется подуровень с меньшим значением n ( правило Клечковского ), что соответствует для многоэлектронного атома следующей последовательности:

1s ®2s ®2p ®3s ®3p®4s ®3d ®4p ®5s ®4d ®5p ®6s ®

®(5d¹) ®4f ®5d ®6p ®7s ®(6d¹) ®5f ®6d®7p

Поскольку энергия электрона в атоме определяется в основном значениями главного и орбитального квантовых чисел, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма (n+l) является наименьшей:

 

Е 4d  >   Е 5s

n = 4          n = 5

l = 2          l = 0

4+2=6             5+0=5

В данном случае сначала заполняется 5s-подуровень, а затем 4d.

 

При равенстве сумм главного и орбитального квантовых чисел электронами заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа.

 

Е 4d  ~  Е 5р

n = 4          n = 5

l = 2          l = 1

4+2=6             5+1=6

 

В данном примере сначала происходит заполнение 4d, а затем 5р-подуровня.

 

Лекция № 2

Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева.

Химическая связь, строение молекул.

Периодический закон является одним из фундаментальных законов природы.

Современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева (1869 г): свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов или от порядкового номера элемента (свойства элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов)

Периодическая система - это классификация химических элементов, основанная на периодическом законе, графическим изображением этой классификации является таблица.

Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп.

Период - это совокупность химических элементов, расположенных горизонтально в порядке возрастания заряда атомных ядер и характеризуется одинаковым значением главного квантового числа. Периоды делятся на большие и малые. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие – 18 и 32 элемента, 7 период - незавершенный. В начале каждого периода располагаются два s – элемента, в конце - 6р-элементов.

Элементы образуют 8 групп, которые делятся на главные подгруппы (А группы) и побочные подгруппы (В группы). У элементов А-групп заполняются или s-подуровни (s-элементы) или р-подуровни (р-элементы) внешних уровней. У элементов В-групп заполняется d-подуровень предвнешнего уровня (это d-элементы). У лантаноидов и актиноидов заполняется соответственно 4f и 5f-подуровни (это f-элементы) (характеристика s, p, d, f –элементов см. практическое занятие).

 

Периодическое изменение свойств элементов

1) Радиус атомов. В периоде атомные радиусы уменьшаются слева направо, причем довольно резко у s и р-элементов, более плавно у d и f-элементов, т.к. у d-элементов последние электроны поступают на предвнешний уровень. Главная причина уменьшения радиуса связана со сжатием электронной оболочки при увеличении заряда ядра. В А-группах увеличение радиуса выражено сильнее, чем в В-группах.

2) Энергия ионизации. (Еu) Это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома с образованием соответствующего катиона. Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента. В периодах энергия ионизации возрастает. Самые низкие значения энергии ионизации – у щелочных металлов, самые высокие – у инертных газов. В группах энергия ионизации уменьшается, т.к. увеличивается радиус атомов.

3) Энергия сродства к электрону. (Е_{индекс электрон})- энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона. В периодах возрастает, в группах уменьшается.

4) Электроотрицательность. (ЭО) – это способность атомов притягивать к себе электроны. В периоде идет возрастание ЭО, в группе уменьшение.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

Под химической связью понимаются различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое состояниеионов, молекул, кристаллов и сопровождающиеся уменьшением потенциальной энергии системы взаимодействующих атомов.

При образовании химической связи атомы стремятся к созданию устойчивой 8-электронной конфигурации в соответствии с правилом октета.

По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу. Основными типами химической связи являются:

•   ковалентная (полярная и неполярная);

•  ионная;

•  металлическая;

•  водородная.

Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи называют энергией связи (Е_св) кДж/моль. Чем выше энергия связи, тем устойчивее молекула.

Длина связи (l_св) равна расстоянию между центрами ядер атомов в молекуле. С уменьшением длины связи растет энергия связи и соответственно устойчивость молекулы.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется атомной или ковалентной.

Неполярная ковалентная связь наблюдается у двухатомных молекул, состоящих из атомов одного элемента: H–H, O=O, Cl–Cl, Nº N, обобществленные электроны равномерно распределены между атомами

Центры тяжести положительного и отрицательного зарядов совпадают.

Н_{2 1}Н 1S¹ H • + •H ® H • • H

В случае неполярной ковалентной связи электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов.

Если один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома. В этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием способности атомов притягивать электрон может служить электроотрицательность. Чем выше электроотрицательность у атома, тем более вероятно смещение электронной пары в сторону ядра данного атома. Поэтому разность электроотрицательности атомов характеризует полярность связи.

Изменение потенциальной энергии системы при образовании молекулы водорода

Если спины атомов водорода параллельны сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. Преобладают силы отталкивания, процесс энергетически невыгодный и химическая связь не образуется.

Если спины атомов водорода противоположны (антипараллельны) сближение атома до расстояния r₀ сопровождается уменьшением энергии. При r₀=l_св (l_св – длинна связи) энергия минимальна, т.е. система находится в устойчивом состоянии. Дальнейшее сближение атомов приводит к увеличению потенциальной энергии системы, т.к. преобладают силы отталкивания положительно зараженных ядер атомов.

Для описания ковалентной связи используют два метода – метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

 

Метод валентных связей

Это метод приближенного расчета распределения электронной плотности в многоатомных молекулах с ковалентной связью. Метод валентных связей базируется на следующих основных положениях:

1. Химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрывания атомных орбиталей, с образованием электронных пар (обобществление двух электронов).

2. Атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются электронами, образуя связывающие пары.

3. Химическая связь возникает при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами.

4. Характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.) определяются типом перекрывания атомных орбиталей.

Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием химической связи называется валентностью.

Количественной мерой валентности считают число неспаренных электронов у атома в основном или возбужденном состояниях.

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Способ образования ковалентной связи, когда каждый из взаимодействующих атомов, отдает по одному электрону для образования общей электронной пары называется обменным.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Азот в молекуле NH₃ имеет неподеленную пару электронов, которая может взаимодействовать с орбиталью Н⁺, образуя четвертую ковалентную связь, образованную по донорно-акцепторному механизму. У донора неподеленная пара электронов, у акцептора – свободная орбиталь. Все четыре связи равноценны по длине связи и по энергии.

Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью и направленностью. Насыщаемость - полное использование валентностей атомов – их связи насыщены. Направленность связи обуславливает пространственную структуру молекул, т.е. их форму.

ИОННАЯ СВЯЗЬ
химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением, называется электровалентной или ионной.

Ионная химическая связь представляет собой электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Такая связь возникает лишь в случае большой разности электроотрицательностей атомов, например между катионами s-элементами I и II групп периодической системы и анионами неметаллов VI и VII групп (LiF, CsCl, K₂O, NaCl и другие).

NaCl

Na⁰ -1e→ Na⁺

Cl⁰+1e→ Cl^-

Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной химической связи не характерна направленность. Ионной связи также не свойственна насыщаемость, так как ион способен взаимодействовать с большим числом ионов противоположного знака. Ионная химическая связь проявляется в твердых веществах с ионной кристаллической решеткой.

Образование кристаллов поваренной соли (NaCl):

а - пространственное расположение ионов в ионной решетке NaCl (мелкие шары – ионы натрия Na⁺, крупные – ионы хлора Cl^- ); б – кристаллическая решетка NaCl.

 

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
 вид химической связи, осуществляющий притяжение между ионами в узлах кристаллической решетки и обобществленными электронами называется металлической связью.

Атомы большинства металлов имеют на внешнем электронном уровне небольшое количество электронов (1, 2, 3, реже 4). Энергия ионизации этих электронов невелика, поэтому они легко утрачивают связь с атомами и обобществляются, образуя электронный газ.

Природа металлической связи - электрическая. Металлическая связь обуславливает многие физические свойства металлов:

 - металлический блеск;

 - серый цвет (преимущественно);

 - пластичность, ковкость;

 - тепло- и электропроводимость.

 

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ
образуется в тех случаях, когда атом водорода связан с сильно электроотрицательным атомом: фтором, кислородом, азотом, хлором, серой.

Межмолекулярная водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и сильно электроотрицательным элементом другой. 

Для водородной связи характерна направленность в пространстве и насыщаемость.

Водородная связь в 15-20 раз слабее ковалентной связи. Она ответственна за ассоциацию молекул.

Образование ассоциатов благодаря водородной связи

Водородная связь проявляется тем сильнее, чем больше относительная электроотрицательность и меньше размер атома партнера. Благодаря наличию водородной связи молекулы объединяются в димеры и более сложные ассоциаты.

 

⇐ Предыдущая123456789Следующая ⇒

Поделиться: