Квантовые числа.

1. Главное квантовое число - характеризует энергию электрона в атоме или определяет энергетический уровень электрона в атоме.

n- 1, 2, 3, 4… энергетические уровни

K L M N энергия электрона возрастает

2. Орбитальное квантовое число – определяет форму орбитали в пространстве.

l = 0, 1, 2….(n-1)

если n=3, то l = 0, 1, 2

форма орбитали – s p d

одна или несколько орбиталей с одинаковым значением главного и побочного квантового числа называется подуровнем.

Если n =1, орбиталь обозначается 1s, (и говорят, что 1-й энергетический уровень состоит из 1s – подуровня)

Если n= 2, то орбитали 2s и 2p (второй энергетический уровень состоит из 2s и 2p подуровней)

 

3. Магнитное квантовое число - определяет ориентацию орбитали в пространстве.

ml = + l, 0, - l

если l =1, ml = +1, 0, -1 (всего 3-и ориентации Px; Py; Pz;)

 

4. Спиновое квантовое число - характеризует угловой момент импульса электрона, поскольку ему характерно вращение вокруг собственной оси (спин)

 

ms= +1/2 и - 1/2

Спин электрона

Если, то суммарный спин электронов = 0, т.к. +1/2 - 1/2

 

∑ = = 3/2

 

Принципы заполнения атомных орбиталей

1. Запрет Паули: в атоме не может быть 2х электронов с одинаковым значением всех квантовых чисел.

 

2. Правило Гунда: электроны в пределах данного подуровня располагаются так, чтобы суммарное спиновое число их было максимально.

 

3. Принцип наименьшей энергии: электроны на атомных орбиталях размещены в порядке возрастания их энергии, до тех пор, пока на данном энергетическом уровне не разместится максимальное число электронов.

S= 2ē

 

P= 6ē

 

d= 10ē

 

f= 14ē

 

 

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

 

4. Правило Клечковского: заполнение подуровней происходящих в порядке увеличения суммы (n+ l) сначала 4s (4+0) затем 3d (3+2).

Если (n+ l) одинаковы, то сначала заполняется с меньшим значением n.

 

Написание электронных формул: 1 энергетический уровень = 2ē

№ периода совпадает с числом энергетического уровня.

₁H электронная формула 1S¹ , графическая формула

 

Существует проскок электрона у следующих d – элементов: Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd (двойной проскок), Ag, Pt, Au.

 

 

Лекция №2

Тема: Химическая связь и строение молекул.

План:

1. Виды химической связи:

а) ковалентная связь и механизм ее образования.

б) ионная связь

в) водородная связь

г) металлическая связь

2. Характеристики химической ковалентной связи.

3. Типы кристаллических решеток.

Все многочисленные химические процессы в результате перегруппировки атомов, сопровождающихся разрывом старых химических связей и образованием новых.

Химическая связь - это совокупность сил, действующих между атомами или группой атомов.

При рассмотрении химической связи используют понятие «валентность»

Валентность – это способность атома элемента образовывать химическую связь.

Химическая связь осуществляется за счет валентных ẽ (тех, которые участвуют в образовании связи = № группы).

У s - и р – элементов – валентным являются электроны внешней оболочки, у d элементов – это S – электроны внешней и d – электроны предвнешней оболочек.

Описать химическую связь, значит выяснить, как распределяется электронная плотность в молекуле. В зависимости от этого различают ковалентную, ионную, металлическую и (водородную) связи.

Ковалентная связь - (атомная) – это химическая связь, осуществляемая за счет образования общих электронных пар, принадлежащим обоим атомам. HMe – HMe.

Сущность ковалентной связи заключается в том, что соединяющиеся атомы восполняют свои наружные электронные слои до завершения электронной оболочки.

Пример:

Молекула Cl_{2 17}Cl 3s²3p³ (в наружной оболочке 7 ē)

_{• • • • • • • •}

: Cl • + • Сl: →: Cl • • Cl: образуется 1 общая электронная пара

^{• • • • • • • •}

Молекула N_{2 7}N 2s²2p³ (в наружной оболочки 5 ē)

_{• • • •}

: N • + • N: →: N • • N: образуется 3 общие электронные пары

^{• • • •}

Ковалентную связь в зависимости от электроотрицательности атомов подразделяют на полярную и неполярную.

Ковалентная неполярная вязь – между атомами одинаковыми по значению электроотрицательности. (N2, O2, Cl2, H2, BCl3, CCl4, CS2)

Ковалентная полярная - между атомами, у которых электроотрицательность неодинакова и связующая электронная пара смещается к боле электроотрицательному атому. (H2O, H2S, HCl, N2O5, NH3 и все кислоты)

Пример:

HCl H • + • Cl → H: Cl H^{δ +} → Cl^{δ -}

• • • •

NH₃ • N • + 3H • → H: N: H H^{δ +} → N^{δ -} ← H

• • • ↑

H H

Механизмы образования ковалентной связи:

а) обменный (N2, HCl)

б) донорно-акцепторный (NH4⁺, H3O⁺)

Пример: NH₃ + H⁺Cl^- → NH₄⁺Cl^- H1s¹ ↑ -ē → H⁺

H + H 1s H +

• • • • l • • l

H: N: H + H⁺ → H: N: H H – N – H HOH + H⁺ → HOH

• • донор акцептор • • l

H H H

ион аммония ион гидроксония

При образовании ковалентной химической связи перекрывание орбиталей может осуществляется разными способами. (Это и определяет пространственную направленность ковалентной связи)

В зависимости от способа перекрывания орбиталей и симметрии образующегося электронного облака, различают и П - связи.

Характеристики ковалентной связи:

1. Направленность - обуславливает пространственную структуру молекулы.

(HCl- линейная, NH3 - пирамидальная, H2O - угловая)

2. Насыщаемость - способность атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. (Зависит от числа неспаренных электронов в возбужденном состоянии атома).

Пример: Н-О-Н О=2 S=2 (H2S) SO2 (4) SO3 (6)

нормальное состояние (ІІ)

Валентная возможность S S* (ІV) и (VІ)

3. Длина связи - межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

4. Энергия связи – та энергия, которая необходима для разрушения связи или ее образования.

Форма молекулы (пространственная структура или геометрия), зависит от гибридизации орбиталей атома.

Гибридизация – смешение валентных орбиталей и выравнивание их по форме и энергии.

Различают sр3, sр2, sр гибридизацию.

Пример:

Ионная связь – химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением.

Ион - частица заряженная «+» или «-» (NaCl, AlCl3, CaF2, Al2 (SO4)3 -

Me-HMe)

В отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает ни направленностью, ни насыщаемостью.

Ионная связь и ковалентная полярная – схожи, но будем считать, что ионная связь образуется, если электроотрицательность атомов элемента больше 1, 7

Металлическая связь – химическая связь, которая образуется между относительно свободным электроном и ионами Ме+.

Пример:

Ме⁰ – ē → Ме⁺

^{атом ион}

• - ē

+ - ион

- атом

Водородная связь (межмолекулярная) - это связь, которая образуется между атомами водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (N, O, F) другой молекулы.

Типы кристаллических решеток.

В зависимости от природы составляющих частиц решетки делятся на ионные, атомные (ковалентные или металлические) и молекулярные.

Ионная решетка состоит из ионов противоположного знака (NaCl, KNO3, CaCl2) (высокая температура плавления)

Атомно-ковалентная решетка (прочность высокая температура плавления)– пример алмаз (С), SiO2 атомы С в состоянии sр3 гибридизации связаны еще с четырьмя соседними атомами.

Металлическая кристаллическая решетка – атомы металлов, соединенные металлической связью. (ковкость, пластичность, электро- и теплопроводимость)

Молекулярная решетка (самая прочная) – в узлах кристаллической решетки молекулы.

N2, H2; Благородные газы Ne, Ar, CO2