2. Принцип Паули: в системе (атоме) не может быть двух электронов, характеризующихся одним и тем же набором четырех квантовых чисел. Или: на одной орбитали могут находиться только два электрона (они отличаются по спину).

3. Правило Хунда: каждая система стремится иметь максимальный спин (максимальное число неспаренных электронов).

В таком случае максимальное число электронов в слое с главным квантовым числом n равно 2n2. n=1 ® 2e; n=2 ® 8e; n=3® 18e; n=4 ® 32e и т. д.

Сначала заполняются уровни (орбитали) с наименьшим n. Но существует еще правило Клячковского - заполнение орбиталей происходит не по возрастанию n, а по возрастанию n+l, при одинаковых n+l сначала заполняется орбиталь с меньшим n.

Ниже приводится картинка расположения уровней энергии для различных орбиталей.

2 электрона -1s2; 3 эл. - 1s22s1; 4 эл. - 1s22s2; 5 эл. - 1s22s32p1, 6 эл. - 1s22s22p2, причем оба p-электрона неспаренные. Дальше до 18 электронов заполняются только s и p-орбитали. …3s23p6. Следующий 19-й электрон садится не на 3d-орбиталь, а на 4s, согласно вышеприведенному рисунку и правилу Клячковского: 4s n+l=4; 3d n+l=5; 4p n+l=5.

Основные понятия, необходимые для изучения реакционной способности и химической связи.

1. Потенциал ионизации Ii - мера подвижности электронов в атоме. Энергия, которую необходимо затратить для полного удаления электрона с атома. Ii возрастает по мере увеличения i, поскольку последующие электроны удаляются с положительно заряженного иона. Первый потенциал ионизации соответствует положению последней занятой орбитали на шкале энергии.

Примеры: Li 1s22s1 I1 = 5.39 eV

I2 = 75.62 eV

Be 1s22s2 I1 = 9.32 eV

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

I2 = 18.21 eV

I3 = 153.85 eV

2. Остов и валентные электроны. Валентность это, вообще говоря, способность атома образовывать химические связи. Как видно из примеров, наиболее подвижны электроны, находящиеся на последнем электронном уровне, в верхнем слое - они называются валентными электронами. Все остальное - электроны остова, они неохотно и редко участвуют в химической связи.

3. Основное и возбужденное состояние: пример - Be 1s22s2 - основное состояние; 1s22s12p1 - возбужденное состояние.

4. Сродство к электрону Ea - энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона A + e = A-. Не может быть положительного сродства ко второму электрону - он добровольно не сядет на отрицательный ион.

5. Электроотрицательность - способность атомов притягивать к себе электроны (но не сажать на свои электронные оболочки). Измерить, судя по определению, трудно. Поэтому существуют разные шкалы электроотрицательностей. Например: шкала Малликена c=1/2(I1 + Ea), по Полингу фтор обладает самой большой электроотрицательностью - 4, остальные элементы определяются относительно cF.

Вывод: Имеем подправленные на электронное отталкивание одноэлектронные орбитали, характеризующиеся тремя квантовыми числами n,l,m; имеем правила заполнения этих орбиталей. Теперь можно составлять электронные паспорта любых атомов, если знаем количество электронов.

ТЕМА 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Молекулой называется любое устойчивое образование из двух или более атомов. Простейшая нейтральная молекула - молекула водорода Н2. Это молекула гомонуклеарная. Такие же молекулы образуют азот, галогены, кислород. Совокупность сил, удерживающих два атома водорода в молекуле Н2, описывают словом связь. Эта связь сильна, поскольку при обычной температуре водород существует исключительно в виде молекул. Энергия связи составляет 432 кДж/моль. Как происходит образование связи? См. рис.

Когда атомы находятся далеко друг от друга, энергия их взаимодействия равна нулю. Если атомы сближаются возникают силы притяжения электронов к ядрам соседних атомов, электронные облака перекрываются, образуется связь, энергия системы понижается.

При дальнейшем сближении атомов преобладающую роль начинают играть силы отталкивания между ядрами. Энергия системы резко повышается. Минимум на энергетической кривой отвечает наиболее устойчивому межьядерному расстоянию в молекуле,

а также показывает выигрыш в энергии такой системы по сравнению с энергией двух изолированных атомов.

Любая химическая связь образуется с выделением энергии, для ее разрыва требуется затратить энергию, равную энергии связи.

Как описать химическую связь? Это означает, что мы хотим получить правильное значение энергии связи и межатомные расстояния. Давно известны были соединения с полярной связью - соли, например. В них можно предположить, что более электроотрицательный атом отнимает электрон у менее электроотрицательного, после чего атомы притягиваются друг к другу за счет Кулоновского взаимодействия. Na+ и Сl-. Однако, для самого электроположительного атома Cs I1=3.89 эВ, это надо затратить. А присоединение электрона к атому Cl c самым большим сродством к электрону дает выигрыш Еа = 3.61 эВ, т. е. затраты не окупаются. На самом деле ионная или близкая к таковой связь может существовать только в кристаллах, где каждый ион окружен несколькими противоионами, что резко увеличивает энергию всей решетки. Т. е. ионная связь характеризуется ненаправленностью, ненасыщенностью. Чем больше ионов противоположного знака вокруг данного иона, тем лучше. Все определяется т. н. стерическими факторами - размерами ионов, их отталкиванием.

А что делать с молекулами, как гомоатомными (N2), так и гетероатомными (HCl)? Льюис предложил следующее толкование. Каждая связь образуется в результате перекрывания электронов с образованием электронной пары, при этом каждый атом стремится получить оболочку ближайшего инертного газа и может считать обобществленные электроны своими. Например в молекуле водорода H : H. В молекуле HCl электронная пара оказывается сдвинутой к более электроотрицательному атому H :Cl.

Теория Льюиса близка к изображению связи в виде черточек, соединяющих атомы в графической формуле соединения H-Cl, H-O-Cl.

Одно из принятых приближений, позволяющих описать химическую связь - это теория валентных связей.

Ее суть состоит в том, что каждая связь рассматривается как состоящая из двух электронов и для каждого имеется атомная электронная функция j.

Из двух таких функций мы составляем общую функцию путем их перемножения:
ja(1) jb(2),
что означает, что первый электрон находится на атоме а, а 2-й на атоме b. Но если они общие, то могут поменяться местами: ja(2) jb(1).

Теперь напишем общую функцию в виде y = ja(1) jb(2)± ja(2) jb(1)

и подставив ее в уравнение Шредингера, посмотрим, что получится.

Получается неплохо. Если взяли знак +, что по принципу Паули означает, что спины антипараллельны ­¯, получаем потенциальную кривую (пунктир) с минимумом, как и нужно для связи, а само электронное облако выглядит как на рис а).

Если же знак “-“, то кривая потенциальной энергии лишена минимума, спины параллельны, а электронное облако выглядит как на рис. б).

1 преимущество данной теории - мы получили как бы полное соответствие “валентная связь - электронная пара - валентный штрих.

Если же образуются двойные связи, то каждую также можно рассматривать в отдельности, но тогда уже перекрывание будет несколько другим. По типу перекрывания электронных облаков связи делятся на:

s - связи, когда область перекрывания находится на прямой соединяющей ядра (s-s; s-p; p-p; s-d; p-d; d-d)

-cвязи, область перекрывания по обе стороны от этой прямой. (p-p; p-d; d-d)

  d - связи, образуют только d-орбитали.

2е преимущество теории. Она объясняет направленность химической связи. В молекуле воды, например, кислород отдает на связь два 2p-электрона, сидящие на разных p-орбиталях, расположенных перпендикулярно друг к другу. Молекула имеет уголковое строение.

Возникло противоречие: одинаковые связи в молекуле CH4. Углерод имел первоначально конфигурацию 2s22p2. 2 неспаренных электрона. Чтобы образовать четыре связи нужно затратить немного энергии и перебросить один электрон на p-орбиталь 2s12p3. Но тогда связи должны быть разными по длине и энергии, а они одинаковые и расположены к вершинам тетраэдра под углом 109о28’ друг к другу.

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4