Главная страница

раздел 7 строение атома. Строение атома. Химическая связь


Скачать 124.79 Kb.
НазваниеСтроение атома. Химическая связь
Анкорраздел 7 строение атома.pdf
Дата26.04.2017
Размер124.79 Kb.
Формат файлаpdf
Имя файлаrazdel_7_stroenie_atoma.pdf
оригинальный pdf просмотр
ТипРешение
#20184
Каталогfilyuza

С этим файлом связано 34 файл(ов). Среди них: Схема ИБ педиатрия.doc, Differentsialny_diagnoz_pri_nefroticheskom_sindrome.pdf, Вопросы. Пракнавыки.doc, Diff_diagnostika_Pulmonologia.pdf, Вопросы экзаменационные.doc, Diff_diagnostika_Gastroenterologia.pdf, Syp_u_detey.pdf, Diff_diagnostika_osnovnykh_klin_sindromov.pdf, Boli_v_oblasti_serdtsa_Kardialgii.pdf, Metodika_obsledovania_detey.pdf и ещё 24 файл(а).
Показать все связанные файлы

РАЗДЕЛ 7
СТРОЕНИЕ АТОМА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Согласно современным представлениям, атом состоит из положи- тельно заряженного ядра и электронов, движущихся около него. В ядре атома сосредоточена практически вся масса атома и в его состав входят протоны и нейтроны. Количество протонов обусловливает положитель- ный заряд ядра, а количество нейтронов влияет на атомную массу. Элек- троны обладают корпускулярно-волновыми свойствами и несут мини- мальный отрицательный заряд.
Волновые свойства электрона
Для трехмерного волнового движения одного электрона в поле про- тона справедливо волновое уравнение Шредингера:

2
Ψ

2
Ψ

2
Ψ
2m
—— + —— + —— + ——— (Е – Е
п
)Ψ = 0

x
2

y
2

z
2
h
2
где Е, Е
п
соответственно полная и потенциальная энергия электрона;
m масса электрона; h постоянная Планка;
Ψ
волновая функция, квадрат модуля которой
Ψ
2
характеризует вероятность нахождения электрона в соответствующей точке пространства.
Решение уравнения Шредингера приводит к тому, что энергия элек- трона в атоме быть представлена как совокупность неких целых чисел n,
l, m (квантовых чисел). Число n называется главным, l орбитальным, а
m магнитным квантовыми числами.
В силу действия принципа неопределенности Гейзенберга в кванто- вой механике не применим термин «орбита электрона», использовавший- ся ранее. Вместо него вводится понятие «атомная орбиталь» (АО). Под атомной орбиталью понимают функцию пространственных координат, определяющую одно возможное состояние электрона в атоме, характери-
95 95
зующееся как своей энергией, так и своей геометрией Орбиталь можно представить как некоторую область вокруг ядра, форма и энергия кото- рой точно определяется функцией
Ψ
Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней происходит в соответствии с принципом минимальной энергии и принци- пом Паули. Чем меньше энергия электрона на данном подуровне, тем выше вероятность нахождения на нем электрона.
Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одина- ковым набором значений всех квантовых чисел.
При определении электронной структуры многоэлектронного атома, возникает необходимость в определении последовательности заполнения энергетических уровней и подуровней. Такая последовательность задает- ся правилами В.М. Клечковского.
1. При увеличении заряда ядра атома заполнение электронных орби- талей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы (n + l) к орбиталям с большим значением суммы (n + l).
2. При одинаковых значениях суммы (n + l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения глав- ного квантового числа.
В пределах энергетического подуровня заполнение идет в соответ- ствии с правилом Гунда. Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина электронов являет- ся максимальным.
Энергия ионизации энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома, называется энергией ионизации.
Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон.
Энергия сродства к электрону – энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому.
Электроотрицательность элемента (ЭО) – относительная способ-
96 96
ность атомов оттягивать на себя электронную пару при образовании хи- мической связи.
Химическая связь
Под химической связью понимают результат взаимодействия двух или более атомов, приводящий к образованию устойчивой многоатомной системы. Условием образования химической связи является понижение потенциальной энергии системы взаимодействующих атомов в составе молекулы, иона или свободного радикала по сравнению с суммой потен- циальных энергий изолированных атомов, ионов и т.д.
Важнейшими видами химической связи являются: ковалентная, ион- ная, металлическая, водородная.
Ковалентная связь
При образовании ковалентной связи между атомами их электроны обобществляются и локализуются между ними. Одной из теорий, объяс- няющих образование ковалентной связи, является метод валентных свя- зей (МВС).
Основные положения МВС.
1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.
2. Связь образуется в том направлении, при котором перекрывание волновых функций электронов, образующих связь, максимально.
3. Из двух орбиталей атома более прочную связь образует та, кото- рая сильнее перекрывается орбиталью другого атома.
Основными характеристиками ковалентной связи являются крат- ность, длина, прочность.
Число общих электронных пар, соединяющих два атома, определяет
кратность химической связи.
97 97

Длина химической связи характеризуется межъядерным расстояни- ем в молекуле (чем меньше расстояние, тем прочнее связь).
Прочность химической связи характеризуется количеством энер- гии, необходимым для ее разрыва.
Способность атомов участвовать в образовании ограниченного чис- ла ковалентных связей получила название насыщаемости ковалентной связи.
Химическая связь, образованная перекрыванием АО, расположен- ных вдоль прямой линии, соединяющей центры взаимодействующих ато- мов, называется
σ
(сигма) – связью. Между двумя атомами в молекуле возможна только одна
σ
связь. Углы между
σ
связями называются ва-
лентными углами.
При перекрывании р-АО, расположенных перпендикулярно или под иными углами к
σ
связи и параллельно друг к другу, происходит об- разование
π
(пи) – связи.
Помимо
σ
- и
π
- связи возможно образование еще одного вида связи

δ
(дельта) – связи. δ – Связь образуется при перекрывании d-АО. Связи располагаются по возрастанию их энергий в следующий ряд:
σ
>
π
>
δ
Гибридизация атомных орбиталей это выравнивание (усредне- ние) энергии и формы различных АО в атоме перед химическим взаимо- действием (или в его процессе), что приводит к образованию равноцен- ных «смешанных» орбиталей.
В результате гибридизации энергии АО с различным значением орбитального квантового числа l выравниваются, что приводит к образо- ванию равноценных
σ
связей. Длина и энергия всех связей в молекулах становятся одинаковыми. В гибридизации могут участвовать вакантные
АО, орбитали с неспаренными электронами и неподеленными электрон- ными парами. В результате гибридизации появляются орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы после их перекры-
98 98
вания с орбиталями других атомов электронные пары оказались макси- мально удаленными друг от друга.
Каждому виду гибридизации АО соответствует определенная гео- метрическая форма молекулы, образованная
σ
связями.
Под полярностью химической связи понимают асимметрию в рас- пределении электронной плотности между атомами, образующими связь.
Двухатомные молекулы, в которых электронная плотность около обоих атомов одинакова являются неполярными и химические связи в них так- же неполярны. Если же молекула образована различными атомами, то, вследствие различных значений электроотрицательностей элементов, об- щая электронная пара, образующая связь, смещается в сторону более электроотрицательного атома, который приобретает частично отрица- тельный заряд, а другой частично положительный. Такая ковалентная связь называется полярной.
Ионная связь
Ионной химической связью называют связь, которая образуется между катионом и анионом в результате их электростатического взаимо- действия.
Ионную химическую связь можно рассматривать как предельный случай сильно полярной химической ковалентной связи, которому отве- чает значительное смещение пары электронов связи к наиболее электро- отрицательному атому (аниону).
Ионная связь, в отличие от ковалентной, не направлена и не насыща- ема, так как создаваемое ионами электрическое поле обладает сфериче- ской симметрией и в любом направлении сохраняется способность элек- тростатического взаимодействия с другими ионами.
99 99

Металлическая связь
Металлическая химическая связь является особым видом химиче- ской связи.
При образовании металлической кристаллической решетки валент- ные электроны, осуществляющие химическую связь, принадлежат не двум или нескольким определенным атомам, а всему кристаллу металла.
Образованную подобным образом химическую связь называют металли- ческой связью. Металлическая связь характерна для металлов, их сплавов и интерметаллических соединений.
Металлическая связь сильно делокализована, т. е. электроны, осуще- ствляющие связь, обобществлены («электронный газ») и перемещаются по всему объему металла, в целом электронейтральному.
Водородная связь
Водородная связь химическая связь, характерная для соединений, содержащих атом водорода, непосредственно связанный с наиболее элек- троотрицательными элементами (F, O, N). Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. В первом случае водородная связь возникает между водородом и электроотрицательным элементом другой молекулы, а внутримолекулярная между элементами одной мо- лекулы.
Энергия водородной связи значительно меньше энергии ковалентной связи.
В результате появления водородной связи происходит ассоциация молекул и связывание их в димеры, тримеры, тетрамеры, что приводит к заметному изменению физических свойств веществ с водородной связью.
100 1

Примеры решения задач
Пример 1. Комбинация каких атомных орбиталей и в каком количестве возможна, если значение главного квантового числа для электронов равно 4?
Каково максимально возможное число электронов на данном энергетическом уровне?
Решение.Главное квантовое число n = 4 – это четвертый энергетический уровень. На четвертом энергетическом уровне электроны могут находиться на четырех подуровнях: s, p, d и f. На s-подуровне одна орбиталь (орбитальное квантовое число l = 0, магнитное квантовое число m = 0), на р-подуровне три орбитали (l = 1, m= –1, 0, +1), на d-подуровне – пять орбиталей (l = 2, m= –2, –1,
0, +1, +2), на f -подуровне – семь орбиталей (l = 3, m= –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3).
Так как по принципу запрета Паули на каждой орбитали может быть не более двух электронов, максимальное число электронов на четвертом уровне соста- вит: 1·2ē + 3·2ē + 5·2ē + 7·2ē = 32ē.
Пример 2. Составьте электронные формулы атома элемента с поряд- ковым номером 20, находящегося в нормальном и возбужденном состояниях.
Укажите значения всех квантовых чисел валентных электронов.
Решение. Всего у атома данного элемента 20 электронов. Они расположе- ны согласно энергетической последовательности атомных орбиталей в много- электронном атоме следующим образом:
в нормальном состоянии – 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2
;
в возбужденном состоянии – 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
1 4p
1
Квантовые числа валентных электронов:
n l m s
4s
1
4 0 0 1/2 (или – 1/2)
4p
1
4 1 –1 1/2 (или – 1/2)
(или 0, или +1)
Пример 3. Составьте электронную формулу иона хрома, содержащегося в соединении Сr
2
(SO
4
)
3
101 1

Решение. В сульфате хрома (III) хром находится в виде иона Сr
3+
. Поло- жительный заряд иона свидетельствует о том, что заряд ядра не полностью компенсируется электронами, т.е. в ионе содержится на три электрона меньше, чем в атоме. Электронная формула атома хрома: 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 3d
5 4s
1
. Так как при образовании иона уходят наиболее слабо связанные (внешние) электроны, электронная формула иона хрома Сr
3+
будет следующей: 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 3d
3 4s
0
Пример 4.
Сера образует химические связи с калием, водородом, бромом и углеро- дом. Какие из связей наиболее и наименее полярны? Укажите, в сторону какого атома происходит смещение электронной плотности связи.
Решение.Используя значения относительных электроотрицательностей элементов, находим разности относительных электроотрицательностей серы и элементов, образующих с нею химическую связь:
а) сера–калий: 2,6 – 0,91 = 1,69, смещение в сторону атома серы;
б) сера–водород: 2,6 – 2,1 = 0,5, смещение в сторону атома серы;
в) сера–бром: 2,6 – 2,74 = –0,14, смещение в сторону атома брома;
г) сера–углерод: 2,6 – 2,5 = 0,1, смещение в сторону атома серы.
Чем больше по абсолютному значению разность относительных электро- отрицательностей, тем более полярна связь. В данном примере наиболее поляр- ной является связь сера–калий, а наименее полярной – связь сера–углерод.
Пример 5.
Покажите характер связей в молекуле СО
2
и их взаимное расположение.
Решение. Запишем электронные формулы атомов кислорода и углерода
(в нормальном и возбужденном состояниях):
O 1s
2 2s
2 2p
4
; С 1s
2 2s
2 2p
2
; С* 1s
2 2s
1 2p
3
Так как каждая связь между атомами О и С двойная (одна
σ
и одна
π
), для образования двух
π
-связей потребуется участие двух p-орбиталей атома углеро- да. Оставшиеся s- и p-орбитали дают две sp-гибридные орбитали, образующие угол в 180 0
. Молекула СО
2
имеет линейное строение, а дипольный момент мо- лекулы равен нулю.
102 1

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1. Укажите значения всех квантовых чисел для валентных электронов ато- ма германия.
2. Составьте электронную формулу иона кобальта, содержащегося в соеди- нении [Сo(H
2
O)
6
]Cl
3 3. В каких из указанных соединений СН
4
, N
2
, С
2
Н
2
, SО
2
имеет место
π−
связь?
4. Определите тип гибридизации орбиталей атома индия в молекуле InBr
3
и изобразите геометрическую форму этой молекулы.
5. Сколько
σ−
и
π−
связей имеется в молекулах C
2
H
2
и АsН
3
?
6. Определите тип гибридизации орбиталей атома кремния в молекуле SiH
4 и изобразите геометрическую форму этой молекулы.
7. Опишите с позиций метода ВС электронное строение молекулы NН
3
и иона NН
4
+
8. Какой атом или ион служит донором электронной пары при образовании иона ВF
4

?
9. Какова пространственная структура молекулы СS
2
, дипольный момент которой равен нулю?
10. Укажите значения всех квантовых чисел для следующего состояния электронов третьего энергетического уровня:
↑↑

11. Как и почему изменяются длина и прочность связи в ряду SiF
4
, SiСl
4
,
SiВг
4
?
12. Энергия ионизации атомов Мg, Аl, Nа, Сlимеют значения (эВ): 5,77;
4,96; 12,55; 7,37. Атому какого элемента соответствует значение энергии иони- зации 12,55?
103 1

перейти в каталог файлов
связь с админом