Часть первая Физическая химия (стр. 7 )

Для каждого электронного подуровня, как и для уров­ня, характерно максимально возможное число электро­нов. Для s-подуровня максимальное число электронов равно 2, для р-подуровня это число равно 6, для d-подуровня — 10 и для f-подуровня — 14.

s-, р, d-, f-Электроны отличаются формой электрон­ных орбиталей (см. рис. 1, 2) и энергией. В пределах энергетического уровня самой низкой энергией облада­ют электроны s-подуровня, более высокой энергией — электроны р-подуровня, еще более высокая энергия у электронов d-подуровня и т. д. Разумеется, энергетиче­ские различия у электронов соседних подуровней значи­тельно меньше, чем у соответствующих s-, p-, d-, f -элект­ронов соседних уровней.

Главное и побочное квантовые числа в совокупности определяют энергетическое состояние электронов в ато­ме.

3. Магнитное квантовое число m характеризует ори­ентацию электронных облаков в пространстве относи­тельно трех координатных осей: х, у, z — или, иначе го­воря, то направление, в котором вытянуто электронное облако.

Облака s-электронов имеют сферическую форму (см.. рис. 1), и для них возможно лишь одно положение (ори­ентация) в пространстве. Облака р-электронов гантелеобразной формы (см. рис. 2). Они ориентированы в про­странстве взаимно перпендикулярно вдоль координатных осей х, у и z (рх, ру, pz). d-Электроны имеют 5, а f-элект­роны 7 ориентации в пространстве.

Электронное облако, характеризующееся определен­ной формой и расположением в пространстве, получило название орбитали. Поэтому говорят об одной s-орбитали, трех p, пяти d- и семи f-орбиталях.

Орбитали принято схематически записывать в виде ячеек, тогда электронную оболочку атома можно изоб­разить следующей схемой:

4. Спиновое квантовое число s может принимать толь­ко два возможных значения:  или  . Знаки плюс и минус соответствуют двум возможным направлениям вращения электрона. При этом следует учесть, что если какая-либо орбиталь содержит два электрона, то эти электроны имеют противоположные спины.

Ни в одном атоме нет электронов, сходных во всех отношениях. Иначе говоря, в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Это правило известно под на­званием принципа Паули или запрета Паули.

Электронные формулы. Распределение электронов в атомах принято записывать в виде кратких формул, ко­торые составляются следующим образом. Вначале пи­шут цифру, указывающую номер энергетического уровня, за ней следует буква, обозначающая подуровень, и в ви­де показателя к ней пишут число электронов, находящих­ся на данном подуровне. Например, для азота: 7N Is2 2s2 2р3, для фосфора: 15Р 1s2 2s2 2р6 3s2 Зр3.

Электроотрицательность. При химических реакциях атомы различных элементов превращаются в положи­тельно или отрицательно заряженные ионы. Атом, поте­рявший электроны, превращается в положительно заря­женный ион:

Э — пе - = Эn+

атом, присоединивший электроны, становится отрица­тельно заряженным ионом:

Э + nе- = Эn-

Как потеря, так и присоединение атомами электронов сопровождается энергетическим эффектом, т. е. погло­щением или выделением энергии. Энергия, которую необ­ходимо затратить для отрыва электрона от атома и прев­ращения его в положительный ион, называется энергией ионизации. У различных элементов энергия ионизации имеет различное значение. Самые большие энергии иони­зации имеют атомы инертных газов, наименьшие — атомы щелочных металлов.

 Чем больше радиус атома, тем слабее притягиваются электроны к ядру и, следовательно, тем меньше энергия ионизации, т. е. тем меньше энергии нужно затратить на отрыв электрона и превращение атома в положительно заряженный ион. С уменьшением радиуса атома энергия ионизации возрастает.

Энергия ионизации атомов щелочных металлов

Элемент  ...... ....     Li  Na  К  Rb  Gs

Энергия  ионизации, кДж/моль  518  493  418  401  376

Энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому с образованием отрица­тельно заряженного иона, называется энергией сродства к электрону. С уменьшением радиуса атома энергия сродства к электрону увеличивается, с увеличением ра­диуса— уменьшается.

Энергия сродства к электрону у галогенов

Элемент...............   F   C1  Вг  I

Сродство к электрону, кДж/моль  349   365  343  316

Энергию ионизации и энергию сродства к электрону можно отнести как к единичному атому, так и к молю, т. е. к 6,02-1023 атомов. В первом случае их выражают в электрон-вольтах (эВ/моль), а во втором — в килоджоулях или килокалориях на моль (кДж/моль или ккал/моль).

Так как деление элементов на металлы и неметаллы не имеет резких границ и до известной степени условно, элементы принято еще характеризовать электроотрица­тельностью ЭО. Электроотрицательность представляет собой сумму величин энергии ионизации / и энергии сродства к электрону Е:

ЭО = I +E.  (II.5)

Электроотрицательность элемента имеет ту же раз­мерность, что и энергия ионизации и энергия сродства к электрону, и может быть, следовательно, выражена в тех же единицах. Однако для удобства пользования зна­чениями электроотрицательности элементов принята сис­тема их относительных величин, в которой электроотрицательность лития, равная 536 кДж/моль, условно при­нята за единицу (табл.3).

Таблица 3 Относительная электроотрицательность элементов

Периоды	Группы
I	II	III	IV	V	VI	VII
1	H 2,1
2	Li 1,0	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,0	O 3,5	F 4,0
3	Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,5	Si 1,8	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0
4	K 0,8	Ca 1,0	Sc 1,3	Ge 1,7	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8
5	Rb 0,8	Sr 1,0	Y 1,2	Sn 1,7	Sb 1,8	Te 2,1	I 2,6
6	Cs 0,7	Ba 0,9	-	Pb 1,6	Bi 1,8	-	-

Табл. З иллюстрирует изменение относительной элек­троотрицательности в группах и в периодах. Чем меньше значение электроотрицательности, тем сильнее выраже­ны у элемента металлические свойства. Чем больше зна­чение электроотрицательности, тем сильнее выражены неметаллические свойства элемента.

§ 6. Химическая связь и строение молекул

В предыдущем разделе мы рассматривали атом — мельчайшую частицу химического элемента. Мельчай­шей частицей вещества является молекула, образующаяся из атомов, между которыми действуют химические си­лы притяжения — химическая связь.

Природа химической связи является центральной проблемой химии, так как свойства молекул зависят не только от их состава, но и от типа химической связи между атомами, образующими молекулу.

Химическая связь по своей природе едина: она имеет электрическое происхождение, но при этом в разнообраз­ных химических соединениях могут быть различные виды внутримолекулярных связей. Рассмотрим наиболее важ­ные из них.

 Ковалентная связь. Образование молекул (Н2, С2, N2, О2), состоящих, из атомов с одинаковыми свойства­ми, одинаково способных отдавать и принимать электро­ны, может быть объяснено теорией ковалентной связи, разработанной в 1916 г. американским физиком-химиком Льюисом. В основе теории Льюиса лежит представление об особой устойчивости электронной оболочки атомов инертных газов, у которых на внешнем энергетическом уровне находится два (у Не) или 8 электронов. Такая оболочка называется завершенной. В молекулах все ато­мы также имеют устойчивую, завершенную оболочку вследствие образования одной или нескольких общих электронных пар. В создании электронных пар принимают участие оба атома, отдавая на образование каждой пары по одному электрону. Эти электроны принадлежа! внешним слоям обоих атомов одновременно, дополняя число электронов до восьми. Так, образование ковалентной связи в молекулах хлора и азота схематически можно представить следующим образом:

У атома хлора на внешнем электронном слое нахо­дится семь электронов. Каждый из атомов хлора отдает по одному электрону на образование общей электронной пары, вследствие чего оба атома в молекуле хлора при­обретают электронную конфигурацию ближайшего инертного газа — аргона. Атомы азота, имеющие на внешнем электронном слое по пять электронов, образу­ют три общие электронные пары, в результате атомы в молекуле азота приобретают устойчивую восьмиэлектронную оболочку. Обозначая общую пару электронов черточкой, молекулы хлора и азота можно изобразить так: С1—Cl, NN. Здесь каждая черточка обозначает ковалентную связь, ее называют одинарной, а если связей больше, то кратной (двойной, тройной).

Ковалентная связь может возникать и при соединении различных атомов с близкими значениями электроотри­цательности. Примерами таких соединений могут быть хлористый водород и вода. В молекуле хлористого водо­рода атом водорода связан с атомом хлора парой общих электронов. При этом у хлора возникает во внешнем электронном слое восьмиэлектронная конфигурация, а у атома водорода - устойчивая двухэлектронная (оболоч­ка ближайшего инертного газа гелия);