Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология
Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии


ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМА



 

В основе современного учения о строении атома лежат представления квантовой (волновой) механики о двойственной корпускулярно-волновой природе микрочастиц. Суть корпускулярно-волнового дуализма: любая микрочастица обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны.

Так как электрон обладает волновыми свойствами, его движение можно описать волновым уравнением. Такое уравнение было предложено в 1926 г. Шрёдингером и носит его имя. Для частицы с определённой энергией Е оно имеет вид:

 

 

где т –масса электрона;

Е –энергия электрона в атоме;

V(х) – потенциальная энергия взаимодействия электрона и атомного

ядра.

 

Входящая в уравнение Шрёдингера волновая функция ψ имеет вид:

 

Ψ = А sin n x/a,

 

где А –постоянная величина;

п – 1, 2, 3, 4, ... – квантовый номер состояния;

х/а –отношение, определяющее энергию электрона в потенциальной яме, которое кратно зависит от позиции электрона, т. е. его расстояния до центра атома.

 

Сама волновая функция ψ физического смысла не имеет, но её квадрат (ψ 2) характеризует вероятность нахождения электрона в данном месте пространства. Область пространства, где нахождение электрона наиболее вероятно, называется атомной орбиталью (АО).

Уравнение Шрёдингера имеет решение для определённых значений энергии электрона, из чего следует, что энергия электрона может принимать не любые, а лишь определённые значения. Допустимые значения энергии электрона определяются значением целого числа п –главного квантового числа. Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали, магнитное квантовое число тl характеризует пространственное расположение атомной орбитали, спиновое квантовое число тs указывает на ориентацию электронного спина (свойство, связанное с движением электрона как бы вокруг своей оси) по отношению к магнитномуполю. При этом

 

п = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ...;

 

l = 0, 1, 2, 3, ..., (п –1);

 

ml = –l, …, –1, 0, 1, ..., l.

 

Спиновое квантовое число может принимать только два значения: +1/2 и –1/2.

Распределение электронов по энергетическим уровням подчиняется трём основным принципам, или правилам.

 

1. Принцип Паули [12] : никакие два электрона в атоме не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа, т. е. не могут находиться в одинаковом квантовом состоянии.

 

2. Принцип наименьшей энергии. Правило Клечковского [13]:

• сначала электронами заполняются те энергетические подуровни, для которых сумма (п + l) меньше, т. е. их энергия в этом положении меньше;

• если сумма (п + l) для двух электронов одинакова, то сначала электроны заполняют подуровень, соответствующий меньшему значению п.

Согласно этому принципу формирование электронных оболочек атомов элементов происходит в следующей последовательности:

 

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

– 4f ≈ 5d – 6p – 7s – 5f ≈ 6d – 7p

Эта последовательность носит название (п, l)-последовательность.

 

3. Правило Хунда [14] : заполнение электронами атомных орбиталей одного энергетического подуровня происходит таким образом, чтобы их суммарное спиновое число было максимальным.

 

Рассмотрим первый – ближайший к атомному ядру – энергетический уровень (электронный слой) со значением главного квантового числа п = 1. При этом значении орбитальное квантовое число l может принять единственное значение, равное 0, которому соответствует буквенное обозначение орбитали s. Магнитное квантовое числопри l = 0 также принимает единственное значение, равное0. Таким образом, первый энергетический уровень состоит изодной атомной орбитали, на которой, с учётом принципа Паули, могут разместиться два электрона (с различными спиновыми квантовыми числами). Количество возможных атомных орбиталей определяется как п2. Таким образом, на первом энергетическом уровне могут одновременно находиться только два электрона. Максимальное число атомных орбиталей на втором энергетическом уровне равно четырём, а его ёмкость – 8 электронов (2 электрона на s-АО и 6 электронов на p-АО). Третий энергетический уровень имеет три подуровня (l = 0, 1, 2), состоящему из 9 атомных орбиталей, а его общая ёмкость равна 18 электронам.

Алгоритм написания электронных формул

Атомов химических элементов

 

• по таблице периодической системы Д.И. Менделеева определяют

порядковый (атомный) номер химического элемента, который равен количеству электронов в электронейтральном атоме;

• записывают (п, l)-последовательность;

• заполняют (" заселяют" ) атомные орбитали в соответствии с их максимальной ёмкостью.

Например, определим электронную конфигурацию атома хлора. Согласно периодической системе химических элементов, его порядковый (атомный) номер равен 17. Следовательно, количество электронов в электронейтральном атоме хлора равно 17. Записываем (п, l)-последо-вательность:

 

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 3d – …

 

Заполняем (" заселяем" ) атомные орбитали:

 

17С1: 1s22s22p63s23p53d0 .

 

Электронная формула описывает электронную конфигурацию атомов химических элементов.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

 

ПОНЯТИЕ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Учение о природе химической связи даёт ответы на следующие вопросы.

 

Почему одни атомы соединяются в молекулы, а другие такой способностью не обладают?

Почему у молекулы появляются свойства, отличающиеся от свойств образующих её атомов?

Почемуодни молекулы очень устойчивы, а другие распадаются на атомы уже в обычных условиях?

Почему некоторые вещества состоят из ионов, а другие – из молекул?

 

По современным представлениям химическая связь имеет электрическое происхождение. В её образовании участвуют преимущественно внешние электроны атомов. Между электронами и ядрами атомов возникают электростатические силы притяжения, удерживающие атомы друг около друга в виде молекул или кристаллов.

Обычно условно выделяют три типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. Ковалентная связь по своей природе представляет собой универсальный тип химической связи. Ионную же связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи между атомами, резко отличающимися по электроотрицательности. Металлическая связь характерна только для металлов и их сплавов и имеет ту же природу, что и ковалентная связь, отличаясь только некоторыми особенностями.

Для объяснения природы ковалентной связи и механизма её образования используют обычно две теории, известные под названием метод валентных связей (метод ВС) и метод молекулярных орбиталей (метод МО). В теоретической химии доминирует метод МО.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ

 

Под электроотрицательностью (Л. Полинг [15] ) (ЭО) понимается способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать электроны, участвующие в образовании связи.

Это понятие используется для оценки различных свойств химической связи. Однако электроотрицательность не является сродством атома к электрону, поскольку она относится не к изолированным, а к химически связанным атомам. Электроотри-цательность атома в молекуле представляет способность конкурировать с другими, связанными с ним атомами, в притяжении общих электронов, участвующих в образовании между ними химических связей.

Электроотрицательность связана со склонностью изолированного атома удерживать свои внешние электроны (энергия ионизации атома – Еи), а также со склонностью изолированного атома притягивать дополнительные электроны (сродство к электрону – Еср). Поэтому электроотрицательность атома часто рассматривается как функция (полусумма значений) этих двух видов энергии:

 

.

 

Чем больше химических связей у атома, тем большей способностью он обладает к передаче электронов, и электроотрицательность его должна изменяться с изменением степени окисления. Так, атом серы в молекуле SС12, несомненно, должен иметь бό льшую ЭО, чем атом серы в молекуле SF6, в которой он теряет большее число электронов. Тем не менее допускается, что значение ЭО для первого атома в молекуле не зависит от числа химических связей с другими атомами. За ЭО i-го атома элемента принимают некоторую эмпирическую, усреднённую величину.

Шкала относительных электроотрицательностей (ОЭО) Полинга рассчитана на основе термохимических данных. В этой шкале произвольно принята величина ОЭО наиболее электроотри-цательного электронейтрального атома фтора, равная 4, 0. Электронейтра-льному атому каждого химического элемента приписывается вполне определённое значение ОЭО, не зависящее от партнёров, с которыми данный атом вступает в химические связи.

В каждом периоде периодической системы химических элементов ОЭО возрастает слева направо, т. е. с увеличением порядкового (атомного) номера элемента, а в каждой группе убывает, как правило, сверху вниз. Таким образом, с увеличением электроотрицательности электронейтральных атомов элементов их восстановительные свойства ослабевают. Чем дальше отстоят атомы элементов друг от друга по шкале ОЭО, тем бό льшую склонность они обнаруживают к образованию ионной связи.

При составлении химических формул соединений из атомов элементов - неметаллов более электроотрицательные из них указываются правее, например: BN1, BCl3, CH4, NH3, H2O, HCl, Cl2O, ClO, ОF2, BrCl, Вr3N и т. д.

ПРИРОДА И МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ

КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

 

Г. Льюис [16] первым выдвинул гипотезу о природе ковалентной[17] связи в 1916 г., предположив, что такая связь между двумя атомами образуется вследствие появления между ними общей пары электронов, для образования которой каждый атом выделяет по одному неспаренному электрону. Например, образование молекулы F2, по мнению Льюиса, вызвано обобществлением неспаренных электронов и образованием вокруг каждого из связанных атомов стабильного электронного октета – восьмиэлектронной оболочки благородного газа неона.

Пару электронов между атомами впоследствии стали изображать соединительной чертой, называемой валентным штрихом (например, F–F, Н–Н, I–Вr).

При образовании ковалентной связи между одинаковыми атомами общая пара электронов одинаково удалена от их ядер. Такая ковалентная связь называется симметричной неполярной. Она осуществляется в молекулах типа А2: Н2, N2, О2, F2. При образовании ковалентной связи между атомами разных элементов общая электронная пара может быть смещена в сторону одного из них. Такая ковалентная связь называется несимметричной, полярной. Вкачестве примера такой связи можно рассмотреть молекулу НF. Относительная электроотрицательность атома водорода равна 2, 1, а атома фтора – 4. Так как электроотрицательность характеризует способность атома оттягивать электронную плотность, то общая электронная пара НF будет сдвинута к атому фтора. Таким образом, на «конце» молекулы со стороны атома фтора будет находиться больше отрицательного заряда (эффективный отрицательный заряд –δ ), чем находится на другом «конце» молекулы положительного заряда (эффективный положительный заряд +δ ).

Эффективный заряд – это безразмерная величина, определяемая отношением фактического заряда атома к заряду электрона. Для молекулы НF: +δ = +0, 43; –δ = –0, 43.

Для молекулы NаСl (в газообразном состоянии хлорида натрия): +δ = +0, 87; –δ = –0, 87. Это говорит о том, что общая электронная пара достаточно сильно сдвинута к атому хлора. В этом случае условно полагают, что атом хлора отдаёт один электрон, а атом натрия – принимает. Такая химическая связь называется ионной.

На самом деле все химические связи являются ионно-ковалентными. Так, δ = 0, 87 говорит о том, что связь, образующаяся между атомами Nа и С1 является на 87 % ионной и на 13 % ковалентной связью.

На основе гипотезы Г.Льюиса была разработана теория химической связи – метод валентных связей (метод ВС). Эта теория охватывает все молекулы простых и сложных веществ, а также твёрдые вещества с атомной кристаллической решёткой (алмаз, карборунд или карбид кремния SiС).

 

 

Проекция атомной кристаллической решётки

(атомы связаны друг с другом ковалентными связями)

 

Метод ВС позволяет различать три механизма образования ковалентной связи: обменный, донорно-акцепторный и дативный.

Обменный механизм образования ковалентной связи – те случаи образования химической связи, когда каждый из связываемых атомов А и В выделяет для создания общей пары по электрону, как бы обмениваясь ими. Поэтому для связывания ядер двух атомов необходимо, чтобы электроны бό льшую часть своего времени находились в пространстве между ними (область связывания – это область наиболее вероятного пребывания электронов в молекуле). Вне области связывания равнодействующая всех сил будет способствовать разъединению атомов и препятствовать образованию химической связи (разрыхляющая область).


Поделиться:



Последнее изменение этой страницы: 2017-05-05; Просмотров: 531; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2024 год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! (0.038 с.)
Главная | Случайная страница | Обратная связь