Форма электронных облаков. Состояние электрона в атоме

Электронное облако - наглядная модель, отражающая распределение функции плотности вероятности обнаружения электрона в атоме или молекуле в зависимости от энергии электрона.

На рисунке изображено радиальное распределение вероятности нахождения электрона в атоме водорода в основном состоянии.

Кривая радиального распределения вероятности нахождения электрона в атоме водорода показывает, что вероятность обнаружения электрона максимальна в тонком сферическом слое с центром в точке расположения протона и радиусом, равным боровскому радиусу a 0 .

Чем прочнее связь электрона с ядром, тем электронное облако меньше по размерам и плотнее по распределению заряда.

Электронное облако наиболее часто изображают в виде граничной поверхности (охватывающей примерно 90 % плотности). При этом обозначение плотности с помощью точек опускают.

Электронное облако и химическая связь

Полагая движение электронов независимым от намного более медленных ядерных движений (адиабатическое приближение), можно вполне строго описать образование химической связи как результат действия кулоновских сил притяжения положительно заряженных атомных ядер к электронному облаку, сконцентрированному в межъядерном пространстве (см.рис.2).

Заряд этого облака стремится приблизить ядра друг к другу (связывающая область), тогда как электронный заряд вне межъядерного пространства (несвязывающая область) стремится ядра раздвинуть. В этом же направлении действуют и силы ядерного отталкивания. При сближении атомов на равновесное расстояние часть электронной плотности из несвязывающей области переходит в связывающую. Электронный заряд распределяется в обеих областях так, чтобы силы, стремящиеся сблизить и оттолкнуть ядра, были одинаковыми. Это достигается при некотором равновесном расстоянии, соответствующем

Электронное облако

Электронное облако - это наглядная модель, отражающая распределение электронной плотности в атоме или молекуле.

В первое время после появления знаменитого волнового уравнения Э. Шрёдингера предпринималось много попыток выяснить возможный физический смысл волновой функции и разработать модель поведения электрона в атоме . Э. Шрёдингер с самого начала говорил о «размазанном электроне», заряд которого также размазан по пространству и распределён по пучностям колебаний, предложил понятие «волнового пакета ».

Однако физики отнеслись критически к этой модели. Макс Борн показал, что эти волны следует толковать статистически с точки зрения теории вероятности. Сами же волны не материальны, они лишь математические выражения, которыми описывается вероятность обнаружения электрона в той или иной точке пространства.

В качестве наглядной модели состояния электрона в атоме в химии принят образ облака, плотность соответствующих участков которого пропорциональна вероятности обнаружить там электрон. Электронное облако рисуется наиболее плотным (там, где наибольшее число точек) в областях наиболее вероятного обнаружения электрона .

Имеются и другие способы изображения радиальное распределение вероятности нахождения электрона электронной плотности относительно атомного ядра.

Кривая радиального распределения вероятности нахождения электрона в атоме водорода показывает, что вероятность обнаружения электрона максимальна в тонком сферическом слое с центром в точке расположения протона и радиусом, равным боровскому радиусу a 0 .

Электронное облако наиболее часто изображают в виде граничной поверхности (охватывающей примерно 90 % плотности). При этом обозначение плотности с помощью точек опускают.

Примечания

См. также

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Электронное облако" в других словарях:

электронное облако

электронное облако - elektronų debesis statusas T sritis chemija apibrėžtis Elektronų buvimo aplink atomo branduolį erdvė. atitikmenys: angl. electron atmosphere; electron cloud; electronic atmosphere; electronic cloud rus. электронное облако … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

облако электронов - elektronų debesis statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. electron cloud; electronic atmosphere; electronic cloud vok. Elektronenatmosphäre, f; Elektronenwolke, f rus. облако электронов, n; электронное облако, n pranc. atmosphère électronique … Fizikos terminų žodynas

Атом гелия Атом (др. греч. ἄτομος неделимый) наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из атомного ядра и окружающего его электронного облака. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и… … Википедия

Атом гелия Атом (др. греч. ἄτομος неделимый) наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из атомного ядра и окружающего его электронного облака. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и… … Википедия

ЛЯМБДА УДВОЕНИЕ (РАСЩЕПЛЕНИЕ) УРОВНЕЙ ЭНЕРГИИ МОЛЕКУЛ слабое расщепление на два уровня каждого электронно колебательно вращательного энергетич. уровня молекулы с неравными нулю квантовыми числами и J (см. Молекула). Число Л описывает проекцию… … Физическая энциклопедия

- (от греч. atomos неделимый) частица вещества микроскопических размеров и очень малой массы (микрочастица), наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Каждому элементу соответствует определённый род А.,… …

- (σ и π связи) ковалентные химические связи, характеризующиеся определенней, но различной пространственной симметрией распределения электронной плотности. Как известно, ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов… … Большая советская энциклопедия

- (от греч. atomos неделимый), часть в ва микроскопич. размеров и массы (микрочастица), наименьшая часть хим. элемента, являющаяся носителем его св в. Каждому хим. элементу соответствует определ. род А., обозначаемый хим. символом. А. существуют в… … Физическая энциклопедия

В действующих учебниках по химии для общеобразовательных учебных заведений и в пособиях по химии для поступающих в вузы при описании состояния электронов в атоме используются представления квантовой механики, согласно которым микрочастицы имеют волновую природу, а волны обладают свойствами частиц. Поэтому в них используются понятия квантовой механики: «орбиталь» и «электронное облако». Обычно в учебниках и в учебных пособиях эти разные понятия отождествляются.

Например, в учебнике для общеобразовательных учреждений, рукопись которого удостоена премии на конкурсе школьных учебников по химии еще в 1987 г., отождествление понятий осуществляется так: «Электрон при движении, например в атоме водорода, образует как бы облако шаровой формы, плотность которого наибольшая на расстоянии 0,53 10 –10 м от ядра… Электроны, которые при движении образуют облако шаровой формы, принято называть s -электронами. Электронные облака называют также орбиталями» .

Далее утверждается, что «на одной орбитали может находиться лишь два электрона, обладающих противоположными (антипараллельными) спинами» [см. 1, с. 116]. Это утверждение не согласуется с ранее приведенным объяснением, согласно которому электроны образуют электронные облака, которые называются также орбиталями, а не находятся на них.

При описании строения электронных оболочек атомов бора, углерода и азота указывается, что орбитали не только могут образовываться электронами, но и заполняться ими: «Таким образом, на каждом энергетическом уровне, начиная со второго, могут находиться три р -орбитали. В атоме бора В, углерода С и азота N 2p -орбитали заполняются по одному электрону» [см. 1, с. 118]. Возникает вопрос: как может заполняться электронами орбиталь, которая образована движущимся вокруг ядра электроном? Ответа на этот вопрос в учебнике нет.

В шестом издании другого учебника химии дается такое объяснение: «Подобно тому как быстродвижущаяся игла швейной машинки, пронзая ткань, вышивает на ней узор, так и неизмеримо быстрее движущийся в пространстве электрон “вышивает” только не плоский, а объемный рисунок электронного облака – орбитали» . Это объяснение превращается в определение понятия: «Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона или электронным облаком» .

На этом «основании» околоядерному пространству, называемому орбиталью или электронным облаком, приписывается энергия, размер и форма: «В зависимости от энергии электронные облака отличаются размерами... Орбитали могут иметь разную форму. Так, каждый новый энергетический уровень в атоме начинается с s -орбитали, которая имеет сферическую форму» .

В пособии по химии для поступающих в вузы, которое издается более двадцати лет, электронное облако описывается так: «Электрон в атоме не имеет траектории движения. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Быстро движущийся электрон может находиться в любой части пространства, окружающего ядро, и размазанные положения его рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда... Максимальная плотность отвечает наибольшей вероятности нахождения электрона в данной части атомного пространства» .

Исходя из этого объяснения, понятие «орбиталь» определяется так: «Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью». При описании строения электронных оболочек атомов околоядерному пространству, названному орбиталью, приписывается форма, пространственное расположение (!) и указывается, в какой последовательности оно заполняется электронами. При этом, к сожалению, не объясняется, что следует понимать под пространственным расположением околоядерного пространства.

При описании свойств ковалентной связи околоядерному пространству, названному орбиталью, приписывается гибридизация. Например, при объяснении одинаковой прочности химических связей в молекуле хлорида бериллия указывается: «Одинаковая прочность связей объясняется гибридизацией валентных (внешних) орбиталей, т. е. смешением их и выравниванием по форме и энергии. В этом случае первоначальная форма и энергия орбиталей атома взаимозаменяются и образуются электронные орбитали одинаковой формы и энергии» [см. 3, с. 78].

Далее показывается, что «в образовании химической связи в молекуле BeCl 2 участвуют один s - и один р -электрон центрального атома, т.е. бериллия. В этом случае происходит sp -гибридизация орбиталей» .

На примере молекул хлорида бора и метана рассматриваются sp 2 - и sp 3 -гибридизации атомных орбиталей атомов бора и углерода.

С ледует отметить, что принятая в учебниках и учебных пособиях по химии трактовка понятия «орбиталь» никакого отношения к квантовой механике не имеет, потому что в ней электронное облако рассматривается как реальный материальный объект, а орбиталью называется «функция пространственных переменных одного электрона, имеющая смысл волновой функции отдельного электрона в поле эффективного атомного или молекулярного остова» .

Именно поэтому была высказана мысль о замене термина «орбиталь» на термин «орбитал»: «Автор предпочел бы пользоваться термином “орбитал” подобно привычным наименованиям “интеграл”, “дифференциал”, но в самые последние годы в нашей учебной литературе, к сожалению, пользуются выражением “орбиталь”» .

Орбиталь описывает движение электрона в поле ядра и характеризуется тремя квантовыми числами – n , l и m : «Квантовое число l , целое и неотрицательное, определяет орбитальный момент импульса электрона, точнее его квадрат: l (l + 1). Квантовое число m , целое и не превышающее по абсолютной величине l , представляет проекцию орбитального момента импульса на произвольно выбранную ось квантования z . Главное квантовое число n нумерует орбитальную энергию e n в порядке ее возрастания» .

Исходя из этого, считается, что орбиталь определяет вид электронного облака: «В А. в данном стационарном состоянии происходит сложный процесс, который характеризуется всей совокупностью возможных действий электрона, находящегося в этом состоянии, например всей совокупностью возможных “локализаций” электрона при его освобождении из А., т.е. соответствующим “облаком”. Чтобы определить вид “облака” в квантовой теории А. находят сначала волновую функцию, характеризующую колебательный процесс в А. Квадрат амплитуды волновых функций дает вид “облака”» .

Осуществляющееся в учебной литературе по химии отождествление понятий «электронное облако» и «орбиталь» считается ошибкой и в литературе по квантовой механике: «Во многих учебниках состояние электрона в атоме характеризуется квантовыми числами n , l и m , а для иллюстрации приводятся графические изображения вещественных АО (электронных облаков. – В.Ш. )» [см. 6,
с. 34].

Учащиеся общеобразовательных учебных заведений не изучают квантовую механику, не могут разобраться в содержании понятий «орбиталь» и «электронное облако», и поэтому в учебниках по химии для этих учебных заведений и в пособиях по химии для поступающих в вузы следует отказаться от употребления понятия «орбиталь» и пользоваться понятием «электронное облако».

П ри формировании понятия «электронное облако» необходимо сообщить учащимся, что электрон вращается вокруг ядра атома с невообразимой скоростью. Так, за 1 с он делает столько оборотов вокруг ядра атома, сколько оборотов делает пропеллер самолета вокруг оси за 5–5,5 лет непрерывной работы двигателя. Затем сообщить, что пропеллер самолета образует «облако», находящееся в одной плоскости, а электрон образует объемное облако, форма и размер которого зависят от энергии электрона.

Программа курса химии средних общеобразовательных учебных заведений предусматривает изучение строения электронных оболочек только тех атомов, которые обозначены в первых четырех периодах периодической системы Д.И.Менделеева. Используя периодическую систему, показываем, что число энергетических уровней в электронной оболочке атома равно номеру периода, в котором находится химический элемент. Каждый энергетический уровень состоит из полуровней, число которых равно номеру уровня.

При рассмотрении строения электронных оболочек атомов элементов первого периода периодической системы Д.И.Менделеева формируем понятия об s -электронах, спаривании электронов и s -подуровнях энергетических уровней. При этом сообщаем, что один электрон, находящийся в электронной оболочке атома водорода, образует электронное облако сферической формы и называется s -электроном (рис.). Поскольку сферическое электронное облако занимает только одно положение в околоядерном пространстве, то для обозначения s -электрона в графической электронной формуле отводится один квадратик, который называется энергетической ячейкой.

Спаривание электронов показываем при рассмотрении строения электронной оболочки атома гелия. При этом отмечаем, что оба электрона, вращающиеся вокруг атомного ядра, являются s -электронами. Поскольку сферическое электронное облако s -электрона может занимать только одно положение в пространстве, то эти два s -электрона образуют одно общее для них электронное облако сферической формы, плотность которого в два раза больше плотности электронного облака одного электрона.

Образование одного электронного облака двумя электронами называем спариванием электронов. При этом сообщаем, что спариваться могут только электроны с противоположными спинами. После этого записываем электронную и графическую электронную формулы атома гелия и объясняем, что в графической электронной формуле спарившиеся электроны обозначаются в одной энергетической ячейке двумя противоположно направленными стрелочками.

При рассмотрении строения электронных оболочек атомов элементов второго периода периодической системы Д.И.Менделеева формируем понятие о p -электронах и о p -подуровнях энергетических уровней. При этом показываем, что каждый энергетический уровень начинается
s -подуровнем, на котором могут находиться не более двух спаренных электронов. Остальные электроны второго энергетического уровня имеют большую энергию, чем 2s -электроны, и поэтому образуют электронные облака гантелеобразной формы (cм. рис.). Такие электронные облака располагаются в атоме взаимно перпендикулярно и направлены вдоль осей пространственных координат.

Электроны, образующие гантелеобразные электронные облака, называем р -электронами, а подуровень, на котором они размещаются, – р -подуровнем. Поскольку электронные облака
р -электронов занимают три положения в пространстве, то в графических электронных формулах
р -подуровень обозначается тремя энергетическими ячейками. Спаривание р -электронов происходит только после того, как электронные облака первых трех р -электронов займут три возможных для них положения в пространстве.

При рассмотрении строения электронных оболочек атомов элементов третьего периода периодической системы Д.И.Менделеева показываем, что третий энергетический уровень состоит из трех подуровней, из которых электроны заполняют только s - и p -подуровни. Последовательность заполнения этих подуровней электронами такая же, как и у атомов элементов второго периода периодической системы.

При рассмотрении строения электронных оболочек атомов элементов четвертого периода периодической системы Д.И.Менделеева показываем, что четвертый энергетический уровень состоит из четырех подуровней, из которых электроны заполняют только s - и p -подуровни. Остальные электроны (вплоть до десяти) последовательно заполняют третий подуровень третьего энергетического уровня. Эти электроны имеют большую энергию, чем электроны 3p -подуровня, и образуют электронные облака сложной конфигурации (см. рис.), которые могут занимать пять положений в пространстве.

Такие электроны называются d -электронами, а подуровень, который они занимают, – d -подуровнем. Спаривание d -электронов происходит после того, как их электронные облака займут все пять положений в околоядерном пространстве. В графических электронных формулах d -подуровень обозначается пятью энергетическими ячейками.

В заключение сообщаем, что у атомов элементов главных подгрупп периодической системы электроны заполняют s - и р -подуровни внешнего энергетического уровня, а у атомов элементов побочных подгрупп электроны заполняют внутренние подуровни их электронных оболочек.

Возникновение химической связи между атомами объясняем не перекрыванием нематериальных орбиталей, а перекрыванием материальных электронных облаков, образованных валентными электронами соединяющихся атомов: «Наглядная интерпретация решения этой задачи заключается в том, что при сближении двух А. водорода их электронные “облака” начинают все больше перекрываться. Такое “проникновение“ “облаков” дает себя знать уже на расстоянии порядка двух ангстрем, когда становится заметным новый эффект. Электроны обоих атомов, – если их спины противоположны, – “обобществляются”, совершая совместное движение в поле обоих ядер, т.е. каждый из электронов принадлежит уже обоим ядрам сразу. Общее электронное “облако” обоих ядер деформируется, большая доля этого “облака” оказывается между ядрами, связывая их воедино» [см. 7, с. 412].

При рассмотрении направленности ковалентной химической связи показываем, что атом может быть в трех состояниях: основном, возбужденном и гибридном. В основном состоянии атом находится при низкой температуре, а при высокой температуре – в возбужденном состоянии. При образовании химической связи атом переxодит в гибридное состояние. Разные состояния атомов иллюстрируем графическими электронными формулами внешних (валентных) энергетических уровней атомов бериллия, бора и углерода.

Для атома бериллия эти формулы имеют такой вид:

При этом объясняем, что при переходе атома в возбужденное состояние он поглощает энергию, что обусловливает расспаривание спаренных электронов и переход одного из них на следующий энергетический подуровень. При переходе атома в гибридное состояние s - и р -электроны обмениваются энергией, и их энергии становятся одинаковыми. Такое выравнивание энергий называем гибридизацией электронных облаков.

Изменение энергии обусловливает изменение конфигурации электронных облаков.
sp -Гибридизованные электронные облака двух электронов располагаются симметрично под углом 180°. В заключение сообщаем, что sp -гибридизация электронных облаков характерна для всех атомов элементов главной подгруппы второй группы периодической системы Д.И.Менделеева.

Переход атома бора в возбужденное и гибридное состояния иллюстрируем с помощью следующих графических электронных формул:

При этом объясняем, что в отличие от атома бериллия атом бора может находиться в двух гибридных состояниях: гибридизуются одно s - и одно р -электронные облака или гибридизуются одно s - и два р -электронных облака. sp 2 -Гибридизованные электронные облака трех электронов располагаются под углом 120° друг к другу.

Переход атома углерода в возбужденное и гибридное состояния иллюстрируем с помощью графических электронных формул трех его состояний:

При этом объясняем, что в отличие от атома бора атом углерода может находиться в трех гибридных состояниях. В третьем гибридном состоянии атома гибридизуются одно s - и три р -электронных облака, причем sp 3 -гибридизованные электронные облака четырех электронов располагаются под углом 109°28".

Описанная методика соответствует принципу материальности, признающему материальную действительность в качестве основы всех явлений, что позволяет определить подлинную сущность и достоверность любых теоретических выводов.

ЛИТЕРАТУРА

1. Рудзитис Г.Е . Химия. Неорганическая химия. Учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений/Г.Е.Рудзитис, Ф.Г.Фельдман. 9-е изд., перераб. и доп. М.: Просвещение, 2001.

2. Габриелян О.С . Химия. 8 класс. Учебник для общеобразовательных учебных заведений. 6-е изд., стереотип. М.: Дрофа, 2002.

3. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1993.

4. Чертов А.Г . Физические величины (терминология, определения, обозначения, размерность, единицы). Справочное пособие. М.: Высшая школа, 1990.

5. Щукарев С.А. Неорганическая химия. Т. I. Учебное пособие для химических факультетов университетов. М.: Высшая школа, 1970.

6. Дмитриев И.С., Семенов С.Г . Квантовая химия – ее прошлое и настоящее. Развитие электронных представлений о природе химической связи. М.: Атомиздат, 1980.

7. Большая Советская Энциклопедия. 2-е изд. М.: БСЭ, 1950, т. 3.

Разобравшись с энергией электронов, попробуем понять, как же движутся электроны в атоме, обладая различными значениями энергии, и вообще, находясь в различных состояниях (на разных орбиталях).

Из-за особенностей поведения электрона, с которыми мы познакомились в первом параграфе, нам, жителям макромира, представить себе характер такого движения невозможно. Это связано с тем, что в макромире, в соответствии с представлениями современной физики, для него просто нет никаких аналогий. Однако положение не безнадежно – мы можем воспользоваться моделью поведения электрона в атоме, в которой используется представление об электронном облаке (ЭО).

Чтобы понять, что это такое, допустим, что мы можем очень много раз "сфотографировать" электрон в атоме (например, в атоме водорода), то есть точно зафиксировать его положение в каждый момент времени. Принцип неопределенностей нам это не запрещает. Наложив друг на друга эти "фотографии", мы получим картину, показанную на рисунке 6.6 а . Если же мы будем фиксировать только положение электрона на плоскости, в которой лежит ядро, то изображение получится несколько иным (см. рис. 6.6 б ). Оба эти рисунка дают нам представление об электронном облаке: рисунок а – вид этого облака со стороны, а рисунок б – сечение облака плоскостью, проходящей через ядро. Рисунок а отражает внешний вид облака, а рисунок б дает представление о его внутреннем строении.

В разных местах электронного облака вероятность обнаружить электрон может быть разная.

Различная плотность точек в разных частях рисунка 6.6 соответствует разной вероятности нахождения электрона в этих частях электронного облака.

Вероятность обнаружить электрон в какой-либо части облака характеризуется физической величиной, называемой электронная плотность (r е). Она определяется как отношение числа электронов (N е) к объему (V ), который они равномерно заполняют:

.

Чем больше электронная плотность, тем выше вероятность нахождения электрона в этой части облака (и тем гуще расположены точки на рис. 6.6).

Электронная плотность резко уменьшается с увеличением расстояния от ядра, но теоретически равна нулю только на бесконечном от него расстоянии. Отсюда следует, что YI не имеет четких границ. В сторону ядра электронная плотность уменьшается еще более резко и вблизи него практически равна нулю.

Электронное облако характеризуется размером, формой и распределением в нем электронной плотности.

Все, что мы говорили об электронном облаке, относится к ЭО одной орбитали, но электрон может находиться на разных орбиталях. Естественно, что электронные облака в этих случаях тоже будут разные, то есть, будут отличаться по размеру, форме и распределению электронной плотности.

Как мы уже отмечали, электронное облако не имеет четких границ, края его как бы размыты в пространстве. Что же понимать под размером такого объекта, и как описать его форму?

Для ответа на эти вопросы нам придется более детально разобраться в том, как "устроены"некоторые электронные облака, то есть, каково их строение. А строение такого необычного объекта, как электронное облако, характеризуется лишь распределением по его объему электронной плотности. Сначала познакомимся со строением самых простых электронных облаков.

Начнем с 1s -ЭО. В верхней части рис. 6.7 изображено сечение этого облака плоскостью, проходящей через ядро атома. В нижней части рисунка помещен график, показывающий, как меняется электронная плотность в этом облаке. Такой график мог бы построить некий очень маленький "наблюдатель ", пролетающий через атом по оси x и непрерывно измеряющий при этом электронную плотность. Точно такой же график построил бы наш "наблюдатель", если бы пролетал через 1s -ЭО по любому другому направлению, но обязательно через центр облака. Следовательно, в 1s -ЭО распределение электронной плотности не зависит от направления, и форма этого облака – шарообразная.

Но не всегда легко представить себе форму электронного облака, рисуя лишь графики распределения электронной плотности. Поэтому обычно форму электронного облака характеризуют его граничной поверхностью .

В качестве граничной поверхности выбирают такую поверхность, внутри которой общая вероятность обнаружить электрон достаточно велика (например: 90; 95 или даже 99 %). Но таких поверхностей для каждого облака можно выбрать множество, поэтому среди них выбирают одну – поверхность, на которой в любой точке вероятность нахождения электрона одинакова. Есть и другой способ выбора граничной поверхности. В этом случае среди поверхностей с одинаковой (в любой точке) электронной плотностью выбирают поверхность, на которой электронная плотность крайне незначительна (например, 0,01 или 0,001 е/>A 3 , то есть 1,6? 10 9 или 1,6? 10 8 Кл/м 3). Выбранные этими двумя способами граничные поверхности по внешнему виду мало отличаются друг от друга.

Построим граничную поверхность 1s -ЭО. На рис. 6.7 вспомогательные линии, относящиеся к этому построению, изображены пунктиром. В результате мы получим две сферы: внешнюю (а ) и внутреннюю (б ), между которыми вероятность обнаружить электрон равна 90 %. Внутренняя сфера мала, находится вблизи ядра и при образовании атомом химических связей ее присутствие никак не проявляется, поэтому обычно говорят, что 1s -ЭО имеет форму шара.

По-иному устроено 2p -ЭО (рис. 6.8). Оно состоит из двух одинаковых частей, симметричных относительно центра облака. Между ними, на плоскости m (перпендикулярной плоскости чертежа), электрон находиться не может. Граничная поверхность 2p -ЭО (ее сечение обозначено на рисунке буквой а ) похожа по форме на две половинки апельсина и представляет собой тело вращения (простейшими телами вращения являются цилиндр, конус, шар и тор (приближенную форму тора имеет бублик) с осью x . Если наш "наблюдатель"полетит через это облако вдоль оси x , то график, который он построит, не будет сильно отличаться от такого же графика для 1s -ЭО, только высота максимумов будет немного меньше. По любому другому направлению (кроме лежащих в плоскости m ), например, вдоль прямой f , электронная плотность будет еще меньше, но максимумы кривой останутся на тех же расстояниях от ядра (см. нижний график). Это постоянство максимумов характерно и для других электронных облаков, что позволяет нам выбрать в каждом облаке сферу "с " с радиусом, в конце которого электронная плотность по этому направлению максимальна.

Такой постоянный радиус и характеризует размер электронного облака. Этот радиус называют радиусом электронного облака и обозначают r ЭО. В случае рассмотренных нами орбиталей именно на этом расстоянии от ядра вращался бы электрон, если бы он не обладал волновыми свойствами.

2p -подуровень образован тремя орбиталями, следовательно, в атоме может быть три 2p- ЭО. А так как электроны взаимно отталкиваются, эти облака располагаются в пространстве так, чтобы максимумы их электронной плотности находились как можно дальше друг от друга. Это возможно только в том случае, если оси облаков будут взаимно перпендикулярны, например, направлены вдоль осей прямоугольной системы координат. Поэтому 2p- ЭО так и обозначают: 2р х -, 2р y - и 2p z -ЭО (рис. 6.9). Если каждое из этих облаков образовано одним или двумя электронами, то суммарное электронное облако всех электронов подуровня за счет сложения электронной плотности будет иметь шарообразную форму (как у 1s-ЭО). Такую же шарообразную форму будут иметь суммарные электронные облака любого подуровня, если, конечно, каждое из отдельных облаков будет образовано одним или двумя электронами.

Форма и строение других электронных облаков сложнее. Так 2s -ЭО, будучи также, как и все s -облака шарообразным, двухслойное (рис. 6.10 а ). Внутри внешнего слоя с главным максимумом электронной плотности есть еще один слой со значительно меньшей электронной плотностью.

3p -ЭО состоит из четырех частей (рис. 6.10 б ). Две большие области похожи по форме на половинки 2p- ЭО, но ближе к ядру расположены еще две маленькие области с меньшей электронной плотностью. В пространстве оси 3p -электронных облаков, так же, как и оси 2p- ЭО, взаимно перпендикулярны.

С увеличением главного квантового числа n форма электронных облаков (c одинаковым l ) все более и более усложняется, но внешние области таких облаков остаются похожими, геометрически почти подобными.

Еще сильнее усложняется форма облаков с увеличением орбитального квантового числа. Рассмотрим форму 3d -облаков. Из пяти облаков этого подуровня четыре по форме совершенно одинаковы, а пятое от них отличается (рис. 6.11)(На самом деле ситуайция с пятым облаком несколько сложнее) Каждое из четырех одинаковых 3d -облаков образовано четырьмя областями, напоминающими по форме округлые апельсиновые дольки. Пятое облако состоит из трех частей, две из которых отдаленно напоминают 2р -облако, а третья образует похожий на тор поясок вокруг первых двух.

Размеры электронных облаков зависят от заряда ядра: чем больше заряд ядра, тем оно сильнее притягивает электрон и тем меньше размер электронного облака. При одном и том же заряде ядра размер облака зависит, прежде всего, от главного квантового числа n . Наглядно эта зависимость представлена на рис. 6.12 в виде диаграммы размеров электронных облаков . На этой диаграмме по вертикальной оси отложены (без строгого соблюдения масштаба) значения радиусов электронных облаков, а по горизонтальной оси – орбитальное квантовое число. Положения радиусов ЭО на диаграмме символически отмечены кружочками.

Радиусы электронных облаков с одинаковыми значениями главного квантового числа примерно равны, а с разными значениями n – сильно отличаются. Из-за этого электронная оболочка атома оказывается слоистой.(Точные квантово-механические расчеты показывают, что радиусы облаков одного слоя немного различаются, но эти различия незначительны)

Электронный слой образован облаками орбиталей одного электронного уровня. Так, первый электронный слой образован одним 1s -ЭО, второй – одним 2s -ЭО и тремя 2р -ЭО, третий – одним 3s -ЭО, тремя 3р -ЭО и пятью 3d -ЭО. Общее число электронных облаков в любом электронном слое равно n 2 , где n - главное квантовое число, которое служит одновременно и номером электронного слоя.

Облака одного слоя, отличающиеся только значениями магнитного квантового числа, соответствуют орбиталям одного подуровня. В случае р -подуровней разным значениям m соответствует только разная ориентация электронных облаков. У облаков одного ЭПУ с большим значением l, например, у 3d -облаков, отличается еще и форма.

ЭЛЕКТРОННОЕ ОБЛАКО, ГРАНИЧНАЯ ПОВЕРХНОСТЬ ЭО, ФОРМА ЭО, РАДИУС ЭО, ДИАГРАММА РАЗМЕРОВ ЭО, ЭЛЕКТРОННЫЙ СЛОЙ.

1.Существуют ли в Природе электронные облака? А электроны?

2.Попробуйте найти аналогии между электронной оболочкой и многоэтажным жилым домом оригинальной архитектуры.

3.Почему положение граничной поверхности электронного облака выбирается произвольно (точнее - конвенционально)?

4.Опишите изменение электронной плотности, зафиксированное "наблюдателем", пролетевшим через 1s -ЭО вдоль прямых а и б (рис. 6.13).

5.Опишите изменение электронной плотности, зафиксированное "наблюдателем", пролетевшим через 2р -ЭО а) сквозь центр атома по направлению, перпендикулярному оси x (рис.6.8); б) параллельно оси x , вне сферы наибольшей электронной плотности; в) параллельно оси x , захватывая сферу наибольшей электронной плотности.

6. Какие электронные облака образуют второй электронный слой?

7.Чем отличаются друг от друга электронные облака орбиталей со следующими наборами квантовых чисел: а) n = 2, l = 0, m = 0 и n = 2, l = 1, m = 0; б) n = 2, l = 1, m = 0 и n = 2, l = 1, m = 1; в) n = 1, l = 0, m = 0 и n = 2, l = 0, m = 0?

8.Сколько электронных облаков образуют полностью заполненный четвертый электронный слой?

9.Какое электронное облако одного и того же атома больше по размерам а) 2р -ЭО или 3р -ЭО, б) 2р -ЭО или 3s -ЭО, в) 1s -ЭО или 2р -ЭО?

10.Какое из электронных облаков больше: 1s -ЭО атома водорода, или 1s -ЭО атома гелия?

11.Как вы думаете, во сколько раз радиус 1s-ЭО атома урана меньше радиуса такого же облака атома водорода?

12.У каких из перечисленных ниже электронных облаков одного и того же атома примерно одинаковые размеры: 1s-ЭО, 4p-ЭОб 3d-ЭО, 4s-YI, 3s-ЭО?

Основные понятия химии

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими и физическими свойствами. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства, входящая в состав простых и сложных веществ.

Химический элемент - совокупность атомов с одним и тем же зарядом ядра равным порядковому номеру элемента ПС. Простые вещества - молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента. Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома 12C. Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C. Количество вещества - определенное число структурных единиц в системе (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль. Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода. Число Авогадро. Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 1023моль-1). Эквивалент – реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Фактор эквивалентности f=1/z, где z валентность в простых соединениях и степень окисления в сложных. Молярная масса эквивалента – масса одного моля эквивалента вещества., гдемолярная масса эквивалента,

Основные законы химии.

Закон сохранения массы вещества. Масса веществ, вступивших в реакцию равна образующей массе веществ в реакции

Закон сохранения массы и энергии. Суммарные массы и энергии веществ, вступающие в реакцию, всегда равны с суммарным массам и энергиям продуктов реакции.NaOH(40г) + HCl(36,5г) = NaCl(58,5г) + H 2 O(18г) Закон постоянства состава . Всякое чистое вещество, независимо от способов его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.Закон постоянства состава не применим к жидким и твердым растворам (Н 2 О и NаCl – раствор). Вещества постоянного состава состава наз-ся дальтонидами, а переменного состава – бертоллидами Закон кратных отношений Дальтоном. Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы атома одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу атома другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. закон эквивалентов : массы реагирующих друг с другом веществ (m 1 ,m 2) пропорциональны молярным массам их эквивалентов (М Э1 ,М Э2) закон объемных отношений При постоянных давлении и температуре объемы реагирующих между собой газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа.закон Авогадро. В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится равное число молекул. PV=n* m / M *RT Следствие: 1.NA, 2.Vm, 3.m1/m2=M1/M2

Основные классы неорганических веществ

Оксиды - сложные в-ва, состоящие из 2-ух элементов, одним из которых яв-ся кислород: 1)солеобразующие (при взаимодействии с кислотами о основаниями образуют соли): А) основные (образуют соли при взаимодействии с кислотами или с кислотными оксидами) Б) кислотные (образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами) В) амфотерные (образуют соли при взаимодействии и с кислотами и с основаниями) 2)несолеобразующие (при взаимодействии с кислотами и основаниями не образуют соли)

Основания - сложные в-ва, состоящие из атома Ме и одной или нескольких гидроксильных групп:1)однокислотные (содержат 1 группу ОН): NaOH, KOH; 2)двухкислотные (содержат 2 группы ОН): Ca(OH)2, Ba(OH)2 3)трехкислотные (содержат 3 группы ОН): Fe(OH)3,Cr(OH)3 Основания: 1)растворимые в воде (щелочи): LiOH, NaOH, Ca(OH)2,Ba(OH)22)нерастворимые в воде: Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 3) амфотерные (тв в-ва, нерастворимые в воде реагируют с кислотами как основания, а со щелочами как кислоты) Кислоты - сложнве в-ва, содержащие кислотный остаток и один или несколько атомов водорода, которые могут замещаться атомами Ме:

1)одноосновные HCl, HJ 2)двухосновные H2SO4, H2CO3

3)трех- и более основные: H3PO4, H4P2O7 Кислоты: 1)безкислородные HCl, H2C, HCN 2)Кислородсодержащие HNO3,

Электрохимический ряд напряжений Ме:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Pl, H , Cu, Ag, Hg, Pt, Au

Соли - сложные в-ва, состоящие из атомов Ме и кислотного остатка:

1)средние (нормальные) NaCl, CaSO4, Al2(SO4)3

2)кислые KHSO4, Ca(H2PO4)2

3)основные Fe(OH)2SO4, CuOHCl, Bi(OH)2NO3

4)двойные KAl(SO4)2, NaKCO3

5) комплексные Na2, K4, Cl

Периодический закон и ПС Менделева, ее структура ПЗ-Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.ПС химЭ - классификация химических элементов, созданная Менделеевым на основе открытого им в 1869 г. периодического закона. Согласно совр форм этого закона, в непрерывном ряду элементов, расположенных в порядке возрастания величины положительного заряда ядер их атомов, периодически повторяются элементы со сходными свойствами. Вертикальные столбцы - группы элементов, сходных по свойствам. Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (напр., у щелочных металлов при переходе от Li к Fr возрастает химическая активность). ПС состоит из 7 периодов и 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство.Номер группы в ПС определяет число валентных электронов а атомах элементов. Номер периода в ПС соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами. Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня. Каждая группа делятся на подгруппы. Главная подгруппа – А- состоит из элементов в атомах кот.валентными явл-ся только электроны внешнего ЭУ(s,p-элемен) Побочная подгруппа –В- внешние и предвнешние ЭУ(d,f-элементы) Элементы с Z = 58-71, а также с Z = 90-103, особенно сходные по свойствам, образуют 2 семейства - соответственно лантаноиды и актиноиды.

Основные этапы развития представлений о строении атома и ядра. Квантово-механическая модель

Резерфорд предл.1 модель  атом состоит из ядра, имеющ. + заряд и вращ. вокруг него ê. Ядро имеет бесконечно малые размеры, однако в нем сосредоточ. почти вся m атома. r орбиты ê и его V меняются как угодно и непрерывно. Впоследствии было показано, что ядра состоят из нуклонов  протонов и нейтронов. Состав атома 1) Заряд электрона ê = - 1,6  10 -19 Кул. (-1) m ê = 9,1  10 -31 кг  2) Заряд протона р = + 1,6  10 -19 Кул. (+1) m Р  1836 m ê  3) Заряд нейтрона n = 0 m n  1840 m ê . Кол-во р в ядре, а также ê у нейтрона атома можно опр. по порядковому номеру эл-та z . Кол-во n опр. По разности атомной m и порядк. номера (А r - z ). Кол-во эл-нов в атомах одного элемента может разл. Это изотопы. Недостатки теории Резерфорда (противоречия). 1) Любое движение тела по круговой орбите происходит с ускорением  электроны, двигаясь по круг. Орбитам, дожны непременно излучать энергию и вскоре должны упасть на ядро, т. е атомы должны быть неуст. системами. 2) Непрерывно излучая энергию спектр должен быть сплошным. Были получены линейчатые спектры  теория Резерфорда не могла объяснить уст. состояния атома и просхожд. линий в спектре атома. Теория Бора 

А)Бор создал первую колич. Теорию для атома  . Теория Бора основана на законах классич. механики и на законах квантовой теории излучения Макса Планка. Б)Е = h  ,  - частота излучения, h – постоянная Планка = 6,62  10 -34 Дж  сек.  . Бор ввел понятие стационарных орбит (энерг. уровеней), момент кол-ва движения на которых = h  (2   n), h – постоянная Планка, n – главное квантовое число. Достоинства теории Бора  Бор объяснил, почему атомы явл. уст системами (1 постулат). Бор объяснил просхожд. Линий в спектре атома (2 постулат).

Понятие об электронном облаке. Волновая функция.

эл. облако-это место обитания электронов вокруг ядра атома, а 1s и 2s-отличаются тем, что 1s это первый уровень. на нем может быть 1 или два электрона, а 2s-это второй уровень на нем меньше двух и больше 2 электронов быть не может! Электронные облака - орбитали s-орбиталь Единственный электрон атома водорода образует вокруг ядра сферическую орбиталь - шарообразное электронное облако. (самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру). Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания и наконец превращается в гантелеобразную p-орбиталь: p-орбиталь Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x, y и z. d-орбитали Кроме s- и p-орбиталей, существуют электронные орбитали еще более сложной формы; их обозначают буквами d и f. Попадающие сюда электроны приобретают еще больший запас энергии, двигаются по сложным путям. Все d-орбитали (а их может быть уже пять) одинаковы по энергии, но по-разному расположены в пространстве. Да и по форме, напоминающей перевязанную лентами подушечку, одинаковы только четыре. Движение электрона в атоме описывается волновой функцией. Эта функция приобретает разные значения в разных точках атомного пространства. Если ядро простейшего атома водорода поместить в центре системы декартовых координат, то электрон можно описать функцией у (х, y, z). Поскольку движение электрона - это волновой процесс, то определение волновой функции сводится к нахождению амплитуды волны. Она количественно находится из дифференциального уравнения Шредингера (1926).

Квантовые числа Главное квантовое число - n - определяет энергетический уровень электрона, удалённость энергетического уровня от ядра и размер электронного облака. Главное квантовое число принимает значения от 1 до беск и соответствует номеру периода. Орбитальное квантовое число - l - определяет форму атомной орбитали. Орбитальное квантовое число принимает значения, начиная с l=0 до (n-1). Каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы.

Порядок заполнения орбиталей электронами. Принцип минимума энергии. Принцип Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского. Распределение электронов в атоме происходит по принципу Паули , который может быть сформулирован для атома в простейшем виде: в одном и том же атоме не может быть более одного электрона с одинаковым набором четырех квантовых чисел: n, l,Z (n, l,) = 0 или 1, где Z (n, l,) - число электронов, находящихся в квантовом состоянии, описываемых набором четырех квантовых чисел: n, l, . Таким образом, принцип Паули утверждает, что два электрона, связанные в одном и том же атоме различаются значениями, по крайней мере, одного квантового числа.

Правило Хунда - в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным. Правило Клечковского : Заполнение орбиталей происходит в порядке увеличения суммы квантовых чисел n+l; при постоянной сумме n+l заполнение происходит в порядке возрастания n. Применение правила Клечковского дает последовательность возрастания энергии орбиталей. Принцип наименьшей энергии: электроны в первую очередь заполняют свободные орбитали с наименьшей энергией. Атомные орбитали располагаются в порядке увеличения их энергии следующим образом: 1s2 <2s2 <2p6<3s2<3p6<4s2<3d104p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<5d10<6p6<7s2<5f14<6d10 Li 18 2 2S 1

Al 18 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 0

K 19 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1

Емкость энергетических уровней и подуровней. Строение

электронных оболочек атомов и связь периодической системы со строением атомов.

Изотопы – атомы одного и того же элемента, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Изобары – атомы разных элементов имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу. Современная модель основана на 2 фундаментальных принципах квантовой физики. 1. электрон имеет свойства и частицы и волны одновременно. 2. частицы не имеют строго определенных координат и скоростей движения. Энергетический уровень (квантовое число n) – расстояние от ядра. С увеличением n энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней = номеру периода в котором находится элемент. Максимальное число электронов определяется N=2n 2 . Энергетический подуровень обозначают буквами s (сферическая), p (гантелеобразная), d (4 лепестковая розетка), f (более сложная). Магнитное квантовое число взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Спиновое квантовое число собственное вращение электрона вокруг своей оси. Периодический закон. Свойства элементов, а также строение и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов. Порядковый номер элемента = заряду его ядра и количеству электронов. Число нейтронов = атомная масса – порядковый номер. Каждый период начинается s - элементов (s 1 щелочной металл) и заканчивается p – элементом

Энергия ионизации, энергия сродства к электрону,

электроотрицательность. Ионизационный потенциал

1).Энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от атома и переместить его на бесконечно далёкий от него уровень. Причём атом становится полностью заряженным.

Эта энергия называется энергией ионизации . Li: 5,39 Эл. Вольт.

Энергия отрыва одного электрона от атома Li –75,6 ЭВ, для второго атома Li – 122,4 ЭВ…Потенциал ионизации изменяется скачком 1.Электронные оболочки имеют ступенчатые (слоистые) строения.2).Энергия сродства к электрону – изменение энергии атома при его присоединении к нейтральному атому с образованием отрицательного иона при 0 1 К.

Электрон занимает нижнюю орбиталь с соблюдением правила Гунда.

Наиболее высокие энергии сродства у галогенов. Сумма всех энергий ионизации = Е полная.

3). Универсальная характеристика, объединяющая 1,2 электроотрицательность. сумма энергии ионизации и энергии сродства. Чем больше электроотрицательность, тем легче атом превращается в заряженный ион.

Электроотрицательность: Li =1, Na =0.9, K = 0.8, Cs = 0.7, Be = 1.5, Mg = 1.2, B = 2, F = 4, p = 2.5.

Природа химической связи. Теория валентности. Понятие о

степени окисления.

Химическая связь – взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. Существует несколько видов химической связи: ионная,ковалентная,металлическая , водородная , межмолекулярная и многоцентровая . Валентность – число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами в молекуле. При этом электроны, принимающие участие в образовании химических связей, называются валентными. Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов называют валентностью. Мерой валентности считают число атомов водорода или кислорода, присоединенных к элементу (ЭH n , ЭO m), при условии, что водород одно- , а кислород двухвалентен. Согласно спиновой теории, валентность атома определяется числом его неспаренных электронов, способных участвовать в образовании химических связей с другими атомами, поэтому понятно, что валентность всегда выражается небольшими целыми числами. степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.Понятие степени окисления было введено в предположении о полном смещении пар электронов к тому или другому атому (показывая при этом заряд ионов, образующих ионное соединение). Поэтому в полярных соединениях степень окисления означает число электронов, лишь смещенных от данного атома к атому, связанному с ним.

Ковалентная связь.

Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов. Она может быть образована атомами одного итого же элемента и тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 и др. Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах H 2 O, NF 3 , CO 2 . Обменный механизм заключ в том, что каждый из взаимод атомов предоставляет по одному неспаренному электрону на обр-ие общей электронной пары. Донорно-акцепторный заключ в том, что один атом-донор предоставляет своб электр пару, а другой-акцептор предоставл своб АО на обр-ие х/с. Неполярная КХС-связь, при кот общ электр облако симметрично распределено м/у ядрами взаимод атомов, характерно для атомов с одинаков зн-ем электроотр, для прост вещ-ев. Полярная КХС-обр-ся м/у атомами с разл электроотр. Насыщаемость-хар-ет сп-ть атома образов огран число х/с, а также опр-ет стехеометр состав молекулы. Направленность заключ в том, что максимальное перекрывание АО взаимод атомов возможно при их опр взаимной ориентацией. Сигма – перекрывание по линии, соединяющие ядра, пи – перекрывание АО по обе стороны линии, б – перекрывание АО всеми 4-мя лепестками.

π и σ-связи. Длина связи, энергия связи.

Длинной связи d называют расстояние между центрами атомов, образующих данную связь. Экспериментальные методы позволили найти точную длину связей. Они имеют величину порядка 100 пм.Определяют длину рентгеноструктурно и спектрально. Длина связи увеличивается с возрастанием атомного номера. При переходе от газов к кристаллам наблюдается увеличение длины связи, которое сопровождается её упрочнением. Длина связи позволяет также оценить жесткость связи , т.е. её сопротивляемость внешним воздействиям, вызывающем её длины.

Энергия связи Мерой прочности связи является энергия связи. Её величина определяется работой, необходимой для разрушения связи, или выигрышем в энергии при образовании вещества из отдельных атомов. например, энергия связи Н-Н в молекуле Н 2 = 435 кДж / моль (104 ккал / моль), это значит, что при образовании 1 моля Н 2 выделяется 435 кДж (104 ккал Сигма-Связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании s-, p- и гибридных АО вдоль оси, соединяющей ядра связываемых атомов (т. е. при осевом перекрывании АО) . Пи-Связь – ковалентная связь, возникающая при боковом перекрывании негибридных р-АО. Такое перекрывание происходит вне прямой, соединяющей ядра атомов.σ-Связь прочнее π-связи. Это обусловлено более эффективным осевым перекрыванием АО при образовании σ-МО и нахождением σ-электронов между ядрами. Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью связи. δ-Связи образуются при перекрывании d-орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях. Такой тип связи встречается в комплексных соединениях d-металлов.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Донорно-акцепторный заключ в том, что один атом-донор предоставляет своб электр пару, а другой-акцептор предоставл своб АО на обр-ие х/с. Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) - химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) . Донорно-акцепторный механизм возникает часто при комплексообразовании за счет свободной пары электронов, принадлежавшей (до образования связи) только одному атому (донору) и обобществляемой при образовании связи. Донорно-акцепторная связь отличается от обычной ковалентной только происхождением связующих электронов. Например, реакция аммиака с кислотой состоит в присоединении протона, отдаваемого кислотой, к неподеленной электронной паре донора (азота) : В ионе NH4+ все четыре связи азота с водородом равноценны, хотя отличаются происхождением. Донорами могут быть атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др. Роль акцепторов может выполнять протон, а также атомы с незаполненным октетом (напр. , атомы элементов III группы таблицы Д. И. Менделеева, а также атомы-комплексообразователи, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое).

Ионная связь.

Ионная связь - прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу) , то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов: Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Металлическая связь.

Металлическая связь – осуществляется за счет обобществленных свободных электронов взаимодействующих с совокупностью положительных ионов. Образуется у металлов. Все металлы имеют кристаллическую решетку. При образовании связи объединяются электроны всех атомов кристалла. Относится к высокоэнергетическим связям, не обладает насыщаемостью и направленности в пространстве. У большинства металлов на внешней электронной оболочке имеются значительное число вакантных орбиталей и малое число электронов. Поэтому энергетически более выгодно, чтобы электроны не были локализованы, а принадлежали всему металлу. Валентные электроны у металлов не локализованы. Между «+» заряженными ионами металла и нелокализованными электронами существует электростатическое взаимодействие, обеспечивающее устойчивость вещества.

Водородная связь. Механизм образования водородной связи

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ , вид химической связи типа А - Н...А"; образуется в результате взаимодействия атома водорода, связанного ковалентной связью с электроотрицательным атомом А (N, O, S и др.), и неподеленной парой электронов другого атома А" (обычно O, N). Атомы А и А" могут принадлежать как одной, так и разным молекулам. Водородная связь приводит к ассоциации одинаковых или различных молекул в комплексы; во многом определяет свойства воды и льда, молекулярных кристаллов, структуру и свойства многих синтетических полиамидов, белков, нуклеиновых кислот и др

Для возникновения водородных связей важно, чтобы в молекулах вещества были атомы водорода, связанные с небольшими, но электроотрицательными атомами, например: O, N, F. Это создает заметный частичный положительный заряд на атомах водорода. С другой стороны, важно, чтобы у электроотрицательных атомов были неподеленные электронные пары. Когда обедненный электронами атом водорода одной молекулы (акцептор) взаимодействует с неподеленной электронной парой на атоме N, O или F другой молекулы (донор), то возникает связь, похожая на полярную ковалентную.

I закон термодинамики. Понятие об энтальпии.Термохимические

уравнения. Закон Гесса. Стандартное состояние и стандартная энтальпия образования вещества. Расчеты тепловых эффектов химических реакций.

Первый закон (первое начало) термодинамики - это, фактически, закон сохранения энергии. Он утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. В неизолированной системе энергия может изменяться за счет: а) совершения работы над окружающей средой; б) теплообмена с окружающей средой.

Для описания этих изменений вводят функцию состояния - внутреннюю энергию U и две функции передачи - теплоту Q и работу A . Математическая формулировка первого закона.