Число n называется главным квантовым числом. Оно определяет энергию электрона и эту энергию называют энергетическим уровнем

Согласно второму постулату Бора поглощение и испускание энергии атомом происходит при переходе электрона из одного квантового состояния в другое. Испускание при переходе определяется как разность двух состояний и зависит от постоянной/

Излучаемый свет предполагается квантонами таким же образом, как предсказывал Квант.

Да, я знаю, что это бред, берите пример с меня и ищите их в учебнике (завтра же займусь)

На основании теории Бора оказалось возможным предсказать значение постоянной Ридберга

Из рисунка видно, что свет поглощается и излучается только с определенными характеристическими частотами. Поглощение света или нагревание газа повышает энергию электрона и заставляет его перейти на более высокую орбиту. Затем, возбужденный атом может испустить квант при переходе на более низкую орбиту. Такое испускание энергии приводит к появлению спектральных линий различных серий. Т.е. атом водорода, возбужденный в квантовое состояние n = 5 может перейти сразу же к основному состоянию и при этом испустить фотон, соответствующий одной из линий серий Лаймана. Но он может перейти сначала на уровень n = 3. При этом он даст серию Пашина. И лишь затем он перейдет на уровень n = 1

Электрон одного возбужденного атома водорода, переходя с одной орбиты на другую, может вызвать последовательное испускание фотонов нескольких серий. Поэтому в спектре атомарного водорода присутствуют линии всех серий.

Недостатки теории Бора: она не объясняла образование химической связи и того, где находится электрон в процессе перехода с одной орбиты на другую. Также она не могла объяснить и сложность атомных спектров многоэлектронных атомов.

По мере усовершенствования аппаратуры, применяемой в спектральном анализе, выяснилось, что единичные линии в действительности состоят из совокупности линий, близко расположенных друг к другу. Отсюда был сделал вывод, что для каждого квантового числа существуют несколько энергетических подуровней. Возникшее затруднение было преодолено Зоммердфельдом в 1913 году. Он ввел существенное дополнение к представлению о форме орбит движения электронов. Орбиты могут быть не только круговыми, но и эллиптическими. Это потребовало введения второго квантового числа, связанного с вытянутостью эллипса. В современной теории это l – орбитальное или азимертальное квантовое число. Выход из тупика был найден Шредингером в 1926 году, который в своих работах опирался на работу де Бройля.

1) Копоскулярно-волновой дуализм;

2) Принцип неопределенности Гейзена.

Свет обладает рядом свойств, которые одновременно присущи и волнам и частицам. Дефракция и интерференция света говорят о его волновом характере, а явление фотоэффекта говорит о его поведении как потока частиц (фотонов). Т.е. движение фотонов характеризуется особыми законами, в которых сочетаются как корпускулярные, так и волновые характеристики. В 1925 году Луи де Бройль высказал предположение, что двойственное поведение, т.е. свойства волны и частицы характерны не только для излучения, но и для любых материальных объектов. Для фотонов Эйнштей предложил уравнение, связывающее массу и энергию. E = mc^2. При этом известно, что

E = hn.

Эти волные получили название «Волны де Бройля».

Позже волновые свойства были обнаружены для нейтронов атомов водорода и гелия. Рассчет по уравнению де Бройля помогает выяснить, почему дуализм волна-частица проявляется только для микрообъектов и микрочастиц.

Грузовик, массой 5 т. едет со скоростью 60 км\час. Генерируя длину волны слишком маленькую. Поэтому волновыми свойствами макрообъектов можно смело пренебречь.

А вот с электроном все хорошо. В случае с электроном длина волны имеет тот же порядок, что и линейные размеры атома, поэтому ее можно обнаружить экспериментально.

Открытие волновых свойств микрочастиц означает, что законы движения в микромире принципиально отличаются от привычных законов классической механики. Для макротела можно всегда точно указать траекторию движения, т.е. координаты тела в пространстве, его скорость и направление. Для микрообъектов этого сделать невозможно. Причина этого заключается в волновых свойствах микрочастиц, из-за чего микрочастица может быть обнаружена с различной вероятностью в любой точке пространства. То есть, и результаты эксперимента по определению ее координат, скорости, имеют вероятностный характер. Название – принципы неопределенности, которые открыл Гейзенберг в 1927 году. Четкая формулировка: Невозможно одновременно точно определить положение микрочастицы (ее координаты) и ее импульс. Математическое выражение, принципы неопределенности Гейзенберга.

формула

Одновременное и точное определение скорости и координаты электронов в атоме принципиально невозможно, т.е. если снизить ошибку в определении скорости, то мы увеличим ошибку в определении координаты и наоборот. При этом источник погрешности заключен не в приборах, а в самой природе вещей. Характеризуя электроны в атомах в точном значении скорости или импульса мы вносим очень большую неопределенность в характеристику электронной орбиты.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ Оказывается, нельзя наблюдать движение электронов в атоме в том смысле, как предполагал Бор. В атоме нет никаких орбит, как траектории движения электрона вокруг ядра. В данный момент времени можно говорить только о вероятности нахождения электронов в различных точках пространства.

Оценка вероятности нахождения электронов в какой-либо точке пространства производится при решении уравнения Шредингера.

Уравнение Шредингера.

Шредингер создал математический аппарат, называемый квантовая механика, для описания электронов в поле атомного ядра. Поскольку движение электрона имеет волновой характер, квантовая механика описывает его движение в атоме при помощи волновой функции «Пси». Общий вид этой функции находится из дифференциального уравнения Шредингера (1).

Первые три слагаемых – сумма вторых производных волновой функции по координатам x, y, z. m – масса электрона

У – потенциальная энергия электрона

U – полная энергия

Решая это уравнение, находят значение волновой функции (2).

Физический смысл имеет квадрат модуля этой функции, который характеризует вероятность нахождения электронов в данной точке атомного пространства.

Решение уравнения Шредингера связано с большими математическими трудностями. Это уравнение точно решено для атома водорода и водородоподобных ионов.

Волновые функции, которые являются решениями уравнения Шредингера и которые описывают движение одного электрона атома водорода или водородоподобных ионов называются атомными орбиталями.

Поскольку поле ядра сферически симметрично, движение электронов удобно рассматривать в полярных или сферических координатах. Положение точки в таких координатах определятеся радиусом вектора r, углом (тетта) между к и осью z (угол широты) и углом (фи) между проекцией к на плоскость xy и осью x. Это угол долготы. (3)

То есть, волновая функция в полярных координатах будет зависеть от значений r, тетта и фи. решение уравннения Шредингера представляют в виде произведения трех функций, каждая из которых содержит только одну переменную (4).

Радиальная и угловая части волновой функции зависят от целых чисел, которые называются главным (n), орбитальным (l) и магнитным (m_l) квантовыми числами. (5)

Квантовые числа. Орбиталь можно однозначно описать с помощью набора чисел, которые называются квантовыми. n – главное квантовое число. n = 1, 2, 3, 4, … Физический смысл – определяет энергию электрона на данной атомной орбитали и размеры атомной орбитали.

Состояние электронов, характеризующееся определенным значением главного квантового числа, называется энергетическим уровнем. Орбитали с одинаковым значением n называют оболочками. (6)

Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором находятся элементы.

Орбитальное квантовое число. L = 0, 1, 2, 3 (n-1) – определяет форму атомной орбитали.

Состояние электрона, характеризующееся определенными значениями принято называть энергетическими подуровнями. (7)

Магнитное квантовое число m_l = 0, +-1, +-2, +-3. Определяет ориентацию орбитали в пространстве. Для каждого значения L возможны (2L +1) значений магнитного квантового числа. (8)

Орбитали с одинаковой энергией называются вырожденными. Изучение сверхтонкой структуры атомов показало, что кроме различия размеров, их формы и характера расположения относительно друг к другу, электроны различаются спинами. Упрощенно спин можно представить как собственное вращение электрона вокруг своей оси. Для характеристики спина вводится четвертое квантовое число. m_s – спиновое квантовое число, которое может принимать значение +0,5 и -0,5

(9)

Атомные орбитали. Совокупность мест пространства, где квадрат волновой функции имеет максимальное значение, называется атомной орибаталью или электронным облаком атома.

Познакомимся с некоторыми свойствами решений уравнения Шредингера. (10) Эта функция характеризует основное состояние электрона в атоме на 1S подуровне. Из этого уравнения видно, что вероятность нахождения электрона в какой-либо точке атомного пространства будет определяться только радиус-вектором r и не будет зависеть от угловых координат. (11)

Т.е., выразить распределение электронной плостности можно с помощью функции радиального распределения. Это мера вероятности нахождения электрона в сферическом слое, между расстояниями r и (r+dr) от ядра. (12)

Для 1S атомной орбитали функцию радиального распределение вероятности можно представить следующим образом (13). На некотором расстоянии от ядра вероятность обнаружения электрона имеет максимальное значение. Для атома водорода это расстояние = 0,53А, что соответствует первому боровскому радиусу. Но трактовка этой величины в теории Бора и с точки зрения квантовой механики различны. Согласно теории Бора, электрон в атоме находится на расстоянии 0,53А от ядра, а с позиции квантовой механики, этому расстоянию соответствует максимальная вероятность обнаружения электрона. (14) Для 2S и 3S также обладают сферической симметрей, но функцией радиального распределения будут обладать другой.

Пройдя максимум, радиальная плотность вероятности резко падает с увеличением r. Это означает, что за сферы достаточно большого радиуса полная вероятность нахождения электрона мала. Т.е. сферу можно рассмотреть как граничную поверхность, которая ограничивает область пространства около ядра, где может находиться электрон. Называется она электронным облаком.

Граничная поверхность – это поверхность, внутри которой сосредоточено 90% электронного заряда. Для 1S АО граничная поверхность имеет форму шара. (15) Функция Пси может принимать о трицательное значение для 2S и 3S. Кроме того, при определенных значениях к эти функции обращаются в ноль. То есть, вероятность найти электрон в этих точках равна нулю. Волновая функция при этом тоже равна нулю. Это узловые точки. Геометрическое место точек, для которых пси = 0, называется узловой поверхностью.

Узловые поверхности могут быть плоскими, сферическими, коническими и т.д.

Рассмотрим форму P-орбиталей. Для электронов с l >0 угловая часть волновой функции не постоянна и распределение электронной плостности не обладает сферической симметрией. (16)

Трем значениям магнитного квантового числа соответствуют три фолновые функции, т.е. существует три типа ориентации P-орбиталей. в пространстве. Причем, рассчеты показывают, что область максимального значения квадрата волновой функции p-орбитали имеют форму, напоминающую гантелю. Так как возможно три различных напревлений р-орбиталей в пространстве, то удобно их располагать вдоль координаты (17) максимум электроной плостности угловой функции npz орбитали расположен вдоль оси z. При я больше нуля знак волновой функции положительный, z<0 – отрицательный.

Аналогичной симметрией обладают Px и Py орбиталию

Форма D-облаков значительно сложнее формы Р-орбитали. Для В-орбиталей N =3,M_l = 0, +-1, +-2 (18)

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Граничные поверхности и расположение в пространстве для орбиталей различны. Они имеют одинаковую электронную плотность. Т.е. равную вероятность нахождения электрона на любой из них. Форма орбиталей и их направленность имеют большое значение при образовании химической связи, т.к. определяют характер и степень перекрывания электронных облаков, соединяющихся атомами.

Многоэлектронные атомы

Описанные функции (уравнение Шрейдингера) и расчёт энергии электрона являются точными для водородоподобных ионов. Но для многоэлектронных атомов решение этих уравнений усложняется.

Чаще всего, для качественного описания используется одноэлектронное приближение. Т.е. можно мысленно построить многоэлектронный атом в основном состоянии, последовательно помещая на атомную орбиталь по одному электрону.

Основные факторы, влияющие на энергию орбиталей многоэлектронных атомов:

1) Заряд ядра. Чем больше заряд ядра, тем больше сила притяжения электрона к ядру. Поэтому энергия связи будет больше, а энергия орбитали меньше, т.к. максимум электронной плотности при постоянстве других факторов будет располагаться ближе к ядру.

2) С возрастанием n увеличивается среднее расстояние электрона от ядра. Тем самым уменьшается сила притяжения. Поэтому энергия орбитали повышается

3) Экранирование заряда ядра электроном. Электроны, расположенные на внутренних атомных орбиталях ослабляют электронное поле ядра. Поэтому на внешние электроны действует меньший заряд, чем положительный заряд ядра, что приводит к ослаблению кулоновского притяжения и повышению энергии орбитали.

4) Эффект проникновения (противоположный эффекту экранирования). Как известно, вероятность обнаружить электрон в любой точке атомного пространства отлично от нуля. Поэтому существует вероятность того, что внешние электроны могут проникать ближе к ядру, что приводит к увеличению кулоновского взаимодействия и снижению энергии орбиталей. Этот эффект максимальный для s-электронов, меньше для p-электронов, слабо выражен для d-электронов и отсутствует для f-электронов.

Поэтому для различных многоэлектронных атомов энергия одних и тех же орбиталей существенно отличается.

Рассмотрим принципы и последовательности заполнения атомных орбиталей электронами.

1) В атоме не может быть электронов, имеющих одинаковое значение всех четырех квантовых чисел. Принцип Пауля. Т.е. на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов. Должны быть с разными спинами.

2) Атомные орбитали заполняются в порядке возрастания их энергии.

3) Правило Хунда. Наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспаренных электронов.

4) Наиболее просто порядок заполнения электронами орбиталей демонстрирует правило Кличковского. Орибатали заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел. При равенстве суммы электрон заполняет орбиталь с меньшим n.

Фотка.

Периодический закон и периодическая система Менделеева

В основе периодической системы были положены атомная масса и химические свойства элемента. Менделеев расположил все 63 известных элемента в порядке возрастания их атомных масс и пришел к открытию периодического закона: свойства элементов, а поэтому свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса.

Г.Мозме в результате исследования рентгеновских спектров элемента показал, что положительный заряд атомов элементов численно равен порядковому номеру периодической системы. Т.е. химическая природа элемента определяется не атомным весом, а новой величиной. Это заряд ядра или порядковый номер.

Т.е. в современной формулировке закон звучит следующим образом: свойства простых веществ, а также свойства и форма соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.

Под свойствами простых веществ понимают первый потенциал ионизации атомов, температура кипения и плавления, магнитные свойства, радиусы атомов.

Первый период (n=1). Состоит из двух элементов. В невозбужденном атоме водорода электрон находится на первом энергетическом уровне с самой низкой энергией. На орбитали 1S по принципу Пауля может находиться еще один электрон с противоположным спином. Гелием заканчивается заполнение первого электронного уровня и первый самый короткий период периодической системы. Химическая инертность гелия обусловлена большой энергией связи электронов с ядром. Для отрыва одного электрона затраты энергии составляют 2340 кДж.

Второй период (n=2)/ Неспаренный электро находится на 2sподуровне. Он экранирован от ядра гелиевой оболочкой и поэтому слабо связан с ядром. (518 кДж).

Хотя у берилия нет неспаренных электронов <…> b незначительные затраты энергии достаточны для перевода одного 2S электрона на 2P подуровень. При этом возникает возбужденное состояние берилия. Валентные возможности атома при этом повышаются.

Валентными называются электроны, которые могут участвовать в образовании химической связи.

Начиная с бора происходит последовательное заполнение орбитали 2 p, но в ольшинстве случаев бор трехвалентен.

Электрон у атому углерода в соответствии с правилом Кунта вступает на другую p орбиталь, т.е.

Уровень n=0 полностью сформирован электронами, т.к. завершается второй период. Литий и берилий называются S-элементами, а остальные - p

Третий период. Наинается с Натрия. Натрий, имея один электрон на 3sподуровне открывает третий период в системе Менделеева. Далее идет магний Далее у аллюминия, кремния, фосфора, серы и хлора идет заполнение 3P. Завершает период аргон.

Элементы третьего периода отличаются от элементов второго периода тем, что на третьем уровне имеется свободный d-подуровень, который является не использованным.

Из-за леса, из-а гор

Показал мужик топор.

Да не просто показал –

Его к хую привязал!

А-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла-ла, какая-то поебень, я ничего не понимаю!!!!!

Для переходных элементов каждый новый электрон появляется не во внешнем, а в предпоследнем электронном слое. Поэтому химические свойства переходных элементов изменяются не так сильно с увеличением порядкового номера, как свойства s и p элементов. Все d-элементы – металлы.

^{--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------}

Полярность связи.

При образовании химической связи между атомами разных видов, например HF, электронная плотность смещается к одному из атомов, в данном случае ко фтору. На атоме фтора возникает частичный отрицательный заряд, на атоме водорода частично положительный. Этот заряд называется эффективным (измеряется в единицах заряда электрона) и представляет собой сумму заряда ядра и электронов связанного атома. Молекула HF представляет собой электрический диполь фаллической формы. Диполем называется система из двух разноименных электрических зарядов одинаковой абсолютной величины q, расположенных на расстоянии l. Произведение величины заряда на длину диполя называется электрическим дипольным моментом ню. Электрический дипольный момент ню измеряется в Кл*м или в Дебаях. Дебай – 3,33*10^-30 кл*м.

Химическая связь называется полярной, если дипольный момент отличен от нуля. Чем больше ню, тем полярней связь. Если связываются атомы одного и того же типа, электронная плотность симметрична относительно ядре и дипольный момент равен нулю. Такая связь называется неполярной. Дипольный момент – величина векторная, направление вектора условно принято изображать от плюса к минусу. Дипольный момент многоатомной частицы равен векторной сумме всех дипольных моментов химических связей в этой частице. В соответствии с правилами сложению викторов дипольный момент в молекуле будет зависеть от направления линий связи в пространстве, т.е. определяться геометрией молекулы.

Рассмотрим на примере молекулу BF3. Рассмотрели, да, все хорошо.

И воду рассмотрели… Но я сфотографировать не успел. Пичалька.

В молекуле BF3 моменты связей направлены от атома бора к атому фтора, расположены в углах равностороннего треугольника. Сумма момента связи в этом случае равна нулю, т.е. молекула неполярная.

Для молекулы воды дипольные моменты связей направлены от атома водорода к кислороду. Их векторная сумма (дипольный момент) равна 1,85Д.

Свойства связанных атомов. Это эффективный заряд; электроотрицательность.

Электроотрицательностью называется свойство связанного атома притягивать электронную плотность другого атома. Понятие «электроотрицательность ввел полинг. Количественная характеристика электроотрицательности весьма условна. Предложено несколько методов количественной оценки этой величины. Например, электротрицательность атома обозначается буквой Фи (по Малекену) может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства электронов.

Наиболее часто используют относительную электроотрицательность, считая при этом электроотрицательность лития равной единице. Нельзя приписать элементу постоянную электроотрицательность, поскольку она зависит от многих факторов, например валентное состояние элемента, тип соединения. Чем больше электроотрицательность, а точнее разность электроотрицательности связанных атомов, тем более полярной является связь и тем больше ее дипольный момент.

Степень окисления. Алалалала, предполагая, что все молярные связи в молекуле являются чисто ионными. Алалалала, следует определить разность числа валентных электронов свободного и связанного атома с учетом полного смещения электронной плотности к более электроотрицательному атому. Если связаны одинаковые атомы, то электроны делятся между ними поровну.

Например, найти степени окисления в молекуле HCN.

Можно сформулировать ряд правил для нахождения степени окисления элемента.

1) Степень окисления указывают цифрами сверху со знаком плюс или минус перед цифрой.

2) Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю.

3) В нейтральных молекулах сумма степеней окисления элементов равна нулю. Для ионов эта сумма равна заряду иона.

4) Степень окисления щелочных металлов всегда равна +1

5) Водород во всех соединениях (кроме гидридов металлов) имеют степень окисления +1, в гидридах -1.

6) Степень окисления кислорода равна -2. Исключая пероксиды, фторид кислорода, хлорид кислорода. Если рассмотреть ряд соединений одного и того же элемента в различных степенях окисления, можно выделить среди них соединения, которые проявляют окислительные или восстановительные свойства. Например, в соединениях серы сера имеет степени окисления -2; 0; +4; +6. Сероводород может выступать только в роли восстановителя, т.е. отдавать электроны, т.к сера имеет низшую степень окисления, а оксид серы (6) наоборот – в окислительно-восстановительных реакциях будет выступать только в качестве окислителя, т.е. принимать электроны и понижать степень окисления. Соединения с промежуточными степенями окисления могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от других участников реакции.

Понятие валентности было введено в 1853 году Франклендом. Валентность является сложным понятием, поэтому существует несколько определений валентности, выражающей различные стороны этого понятия.

Валентность - свойство атомов элемента образовывать химические связи с другими атомами. Первоначально за единицу валентности была принята валентность атома водорода. В этом случае валентность атома равна числу атомов водорода, способных соединяться с данным атомом или замещать его соединения. Определенная таким образом валентность называется валентностью по водороду. Например в соединениях Hcl, H2O, NH3, CH4 валентность по водороду хлора, кислорода, азота и углерода равны соотвественно 1, 2, 3, 4.

Между валентностью элемента, молярной массой и эквивалентной массой существует простое соотношение, которое вытекает из определения эквивалентной массы. Частное от деления мольной массы атомов на эквивалентную массу называется валентностью элемента. Эта так называемая стехиометрическая валентность.

Для оценки валентных возможностей атомов кристаллов, а также металлов и координационных соединений используется так называемая координационное число или координационная валентность.

Я прослушал, что такое координационное число, блин.

Алалалалалалала.

Т.е. валентность атома равна числу двухэлектронных химических связей с атомами ближайшего окружения. Это связевая валентность.

Метод валентных связей.

1) Химическая связь образуется парой электронов, имеющих противоположный спин и принадлежащих двум атомам, т.е. химическая связь является двуэлектронной и еще какой-то. Химическая связь образуется в том направлении, где возможность перекрывания атомных орбиталей наибольшая. Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем прочнее связь.

В 1928 году Гейтлер и Лондон впервые объяснили химическую связь в молекуле водорода на основании квантовой механики. Они определили зависимость потенциальной энергии системы, состоящей из двух атомов водорода от расстояния между ядрами этих атомов. При этом оказалось, что результаты рассчета зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины взаимодействующих электронов.

При совпадающем направлении спинов кривая один сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. В этом случае для сближения атомов требуется затрата энергии, так что такой процесс оказывается энергетически невыгодным и химическая связь между атомами не возникает. при противоположных направленых спинах кривая 2 сближение атомов до некоторого расстояния r0 сопровождается уменьшением энергии системы. При r =r0 система обладает наименьшей потенциальной энергией, т.е. находится в наиболее устойчивом состоянии. Дальнейшее сближение атомов приводит к возрастанию энергии, поскольку резко возрастает сила отталкивания. Таким образом в случае антипараллельного спина Алалалала система атома водорода, находящаяся на определенном расстоянии, что приводит к образованию молекулы H2.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ Изменение электронной плотности при взаимодействии атомов водорода с сонаправленными и противоположно направленными спинами.

Образование химической связи между атомами водорода является результатом перекрывания при сближении атомов. Это происходит потому что электронная плотность стягивается, энергия системы понижается.

Электронная плотность выталкивается, энергия системы увеличивается, связь не образуется (в случае с противоположными спинами).

Механизмы образования общих электронных пар ковалентной связи.

1) Обобществление неспаренных электронов двух атомов (обменный механизм);

2) Обобществление неподеленной электронной пары одного из атомов (донорно-акцепторный механизм).

BeF₂

Be + 2F = BeF₂

Be 2S² Be^* 2S¹2P¹

Донорно-акцепторный механизм.

Образование связи возможно при взаимодействии частиц, одна из которых имеет пару электронов, а другая – свободную орбиталь.

Частица, которая предоставляет для связи пару электронов называется донором, а частица со свободной орбиталью – это акцептор.

Рассмотрим образование частицы H₃O⁺

Донор – кислород, акцептор – водород.

Все три связи равноценны.

Валентные возможности элементов.

Рассмотрим валентные возможности атомов бора, углерода и азота. Это элементы второго периода, следовательно их валентные электроны распределяются по четырем орбиталям внешнего слоя.

Поскольку у бора и у углерода имеются энергетическиблизкие свободные 2Р орбитали, при возбуждении эти элементы могут приобрести новые электронные конфигурации. В соответствии с числом неспаренных электронов атомы бора, углерода и азота могут образовывать соответственно 3,4 и 3 ковалентные связи соответственно.

Атом бора имеет свободную орбиталь, поэтому в молекуле BH3 дефицит электронов. В молекуле же NH3 при атоме азота имеется неподеленная электронная пара. Таким образом, молекула BH3 может выступать как акцептор, а молекула NH3 как донор электронной пары. Т.е. центральные атомы в этих молекулах способны к образованию четвертой ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

Простейший донор электронной пары – H^- Присоединение этого гидрид-иона к молекуле BH3 приводит к образованию сложного комплексного иона BH4^-

Простейший акцептор электронной пары – протон. Его присоединение к молекуле NH3 тоже приводит к образованию комплексного иона NH4⁺

Следует отметить, что в этих сложных ионах все четыре связи равноценны и неразличимы, следовательно в ионах заряд распределен по всему комплексу. Таким образом, способность атомов образовывать ковалентные связи обусловлена не только одноэлектронными, но и двухэлектронными облаками и наличием свободных орбиталей

В третьем периоде наряду с орбиталями 3S и 3P валентной может быть и 3D. Ее участие повышает возможности атома образовывать больше четырех локализованных пар. Рассмотрим механизмы образования молекул на примере SF4 и SF5^-

Электрон с 3Р подуровня может перейти на свободную В орбиталь, в результате чего, сера в возбужденном состоянии будет иметь такую-то конфигурацию. И в таком состоянии атом серы образует четыре двуэлектронные связи со фтором.

Кроме того, имеется возможность образования связи по донорно-акцепторному механизму с фторид-анионом.

С увеличением главного квантового числа значительно увеличиваются валентные возможности элемента, поскольку увеличивается число валентных орбиталей. Характерным свойством атомов D элементов является образование связи по донорно-акцепторному механизму¸ что приводит к образованию комплексных соединений.

Одинарная и кратная связи.

Поскольку граничные поверхности атомных орбиталей имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами. В зависимости от способа перекрывания и симметрии образующегося облака различают сигма-, пи- и дельта-связи.

Сигма – связь, образуемая одной электронной парой. Сигма-связи образуются при перекрывании облаков вдоль линий соединений атомов.

Для атомной орбитали указан знак волновой функции, поскольку эффективное перекрывание возможно только при одинаковом знаке волновой функции.

Сигма связь – это химическая связь, характеризующаяся осевой симметрией электронной области. Она образуется при перекрывании атомных орбиталей каких-то там.

Осевая симметрия электронной плотности сигма-связи допускает свободное вращение связанных атомов вокруг линии связи. Этим объясняется отсутствие пространственной цис- и транс-изомерии в молекулах предельных углеводородов.

Если связь образована более чем одной электронной парой, она называется кратной. Крастность или порядок связи определяется числом общих электронных пар, образующих связь между двумя атомами. При этом одна пара будет принадлежать сигма-связи. Связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей по обе стороны от линии соединения атомов, называется Пи-связью. В данном случае ее могут образовывать орбитально расположенные в плоскостях Х, У и Й, для которых значение m_l = 0 или -1. Алалалалалалала. Поэтому максимальное число таких связей равно двум. Они располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях, что обеспечивает максимальное отталкивание П-электронов друг от друга и от сигма-электронов.

Рассмотрим образование П-связей в молекуле азота…

Область перекрывания П-связи расположена на некотором расстоянии от линии связи и препятствует вращению связанных атомов вокруг оси Х. Этим обусловлена пространственная изомерия соединений, имеющих кратную связь между атомами.

Дельта-связь. Обязана перекрыванием всех четырех лопастей д-электронных облаков, расположенных параллельно плоскостям. Эта связь образуется между атомами металла в сложных соединениях, называемых кластерами.

Гибридизация атомных орбиталей. Обычно химические связи образуются за счет электронов разных энергетических состояний атома. Так у атома берилия, бора, углерода в образовании связей одновременно принимают участия как S, так и P электроны. Несмотря на различие форм электронных облаков, связи, образованные с их участием, оказываются равноценными и расположены симметрично. При образовании молекулы вместо неравноценных атомных орбиталей образуются равноценные, одинаковые по энергии, симметричные электронные облака. Гибридные орбитали. Т.е, гибридизация – это процесс перераспределения электронной плотности близких по энергии орбиталей, которое приводитк их полной равноценности. Замена исходных атомных орбиталей на гибридные подчиняется сделующим законам: 1) атомные орбитали, участвующие в гибридизации, должы иметь близкие по энергии значения. 2) Число гибридных атомных орбиталей должно быть равно числу исходных атомных орбиталей 3) Процесс гибридизации компенсирует затраты энергии, которые необходимы для перехода атомов в возбужденное состояние

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------SP-гибридизация.

BeF2

Атомы берилия, находясь в возбужденном состоянии, имеют 1S и 1P электрон на втором энергетическом уровне. При комбинации 1S и 1P орбитали возникают две гибридные орбитали SP, расположенные симметрично под углом 180⁰. Причем число гибридных орбиталей равно числу исходных. Гибридная орбиталь более вытянута по одну сторогу, чем по другую. Т.е. электронная плотность более сконцентрирована с одной стороны. Степень перекрывания в этом случае будет больше и соответственно связь должна быть более прочной.

При перекрывании гибридных орбиталей берилия с P-атомами фтора образуется линейная молекула. Образуются равноценные связи, валентный угол 180⁰

SP2-гибридизация

BF3

Атом бора, находясь в возбужденном состоянии, имеет 1S и 2P электрона на втором энергетическом уровне. Если в гибридизации принимает участие одна S и две P орбитали, то число гибридных орбиталей должно быть равно трем. Они будут располагаться под углом 120⁰, чтобы обеспечить минимальное отталкивание. Это SP2 гибридизация и она характерна для атома бора.

SP3

CH4

При гибридизации одной s b трех Р орбиталей имеет место SP3 гибридизация. В результате образуется четыре SP3 гибридные атомные орбитали, направленные в пространстве к вершинам правильного тетраэдра под углом 109⁰28’ Такой тип гибридизации характерен для атома углерода.

SP3D

В гибридизации могут принимать участие и В орбитали.

PF5

В атоме фтора один неспаренный электрон на 2P энергетическом подуровне. В результате образуется 5 локализованных электронных пар, связывающих атомы. В перекрывании участвует 5 гибридных атомных орбиталей, напревленных к вершинам би-пирамиды. Тип гибридизации должен соответствовать числу исходных атомных орбиталей.

Поиск по сайту: