Лекции МЭИ по химии (2015), страница 2

энергетически болеевыгодно заполнение простой 4s – орбитали.Только после этого начинается заселение 3d – подуровня.21Sc1s22s22p6 3s23p63d 14s2 или [Ar]3d 14s2 - d-элемент.Краткая формула любого элемента …(n-1)d 1÷ 10 ns1÷2формирующий е21Sc…3d 14s23d4sквантовые числа формирующего е :n = 3, l = 2, ml = -2,-1, 0, +1,+2 (одно из значений), ms = + 1/2 или - 1/2Начиная с 4 – го периода между s и р – элементами находятся десять d элементов, у которых формируется предвнешний энергетический уровень(опоздание на 1 период).[Ar] 3d104s2d - элементы исключения: «провал» е- с подуровня ns в (n-1)dСr … 3d 54s1 Ru … 4d 75s130ZnCu … 3d104s1Ag … 4d105s1Nb … 4d 45s1Rh … 4d 85s1Pd … 4d105s0Pt … 5d 96s1Mo …4d 55s1Au … 5d106s1Причина - более низкая Е экспериментально установленной конфигурации посравнению с теоретической.29Cu29Cu…3d 94s2теоретическая…3d 104s1экспериментальнаяВ атомах f-элементов в последнюю очередь заполняется предпредвнешнийэнергетический уровень (опоздание на 2 периода).6 период55Cs…6s11 2…6s257La …5d 6sформирующий е-58Ce…4f 15d 16s2 - f-элемент (семейство лантаноидов)56Baквантовые числа формирующего е-:n = 4, l = 3, ml = -3,-2,-1,0, +1,+2,+3 (одно из значений), ms = + 1/2 или - 1/2В 6 и 7 периодах между (n-1)d 1ns 2 (n-1d) 2ns2 находятся 14 f-элементов:лантаноиды и актиноиды.Теоретическая краткая формула f-элемента …(n-2)f 1÷14(n-1)d 1ns 2Экспериментальные е- - конфигурации многих f-элементов отличаются оттеоретических вследствие эффекта «провала» е-.Группа – совокупность элементов, атомы которых имеют одинаковое число е–на внешних и формирующихся подуровнях (валентных е -)IV группаГлавная подгруппа (А)Побочная подгруппа (Б)Сокращенная е - формулаС … 2s22p2Si …3s23p2Ge …4s24p2Sn …5s25p2p - элементы… ns22p2Ti …3d24s2Zr …4d25s2Hf …5d26s2Rf …6d27s2d – элементыВалентная конфигурация… (n-1)d2ns2Валентные свойства атомовВалентность показывает число химических связей, которое может образоватьданный атом зависит от числа неспаренных е- на внешнем и незавершенныхэнергетических подуровнях в большинстве случаев совпадает с № группы, в которой находитсяэлемент различают валентность атома в основном (В) и возбужденном (В*)состояниях ! Распаривание е- при образовании возбужденных валентностей атомапроисходит в пределах одного энергетического уровняВалентность: s- элементы[Ne] 3s1 …3s12212Mg [Ne] 3s …3sр- элементы:О и F: возбужденного состояния нет.Cl ….

3s23p5 – электронный аналог фтора.Валентности:В = 1,В*= 3, 5, 7, т.к. имеются свободные 3d – орбитали.11Nad- элементыДля большинства d-элементов валентность в основном состоянии равна 0,т.к. на внешнем уровне нет неспаренных е-.При переходе в возбужденное состояние s-электроны распариваются. Приэтом, кроме внешних валентными становятся неспаренные d-электроныпредвнешнего подуровня.7 27 227Cо [Ar]3d 4s …3d 4sЭлементы одной подгруппы – аналоги е- - структуры.s- и р – элементы находятся в главных подгруппах.d- и f- элементы – в побочных.Характер изменения свойств атомов и образованных ими простыхсоединенийв периоде: количество квантовых слоев одинаково заряд ядра ↑слева направов этом же направлении:Е ионизации (I) валентных е- ↑орбитальный радиус атомов (с.

333) ↓↑ окислительные свойства атомов↑ неметаллический характер простых веществв подгруппах (вниз по подгруппе): ↑ заряд ядер ↑количество квантовых слоевЭти тенденции действуют противоположно на величину энергии ионизацииI.Важным фактором становится степень экранирования заряда ядра(предыдущими слоями)– уменьшение воздействия положительно заряженного ядра на валентные е-.у атомов элементов главных подгрупп: квантовые слои предыдущие валентным е- заполнены, эффект экранирования сильныйвниз по подгруппе (А):энергия ионизации ↓орбитальный радиус ↑↑ восстановительные свойства атомов↑ металлический характер простых соединенийу атомов элементов побочных подгрупп (Б) : d-оболочка предвнешнего слоя не завершена эффект экранирования относительно слабыйТаким образом, энергия ионизации валентных е- у атомов d- и f- элементов в 1.5 – 2раза выше, чем у атомов s- и p- элементов, стоящих с ними в одномпериоде; самым сильным восстановителем в этих подгруппах является 2 –ой(сверху) элемент.ЛЕКЦИЯ 4.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬХимическая связь – совокупность сил, действующих между частицами иобусловливающих образование устойчивых структуры: молекул, ионов,кристаллов и других систем.! при образовании химической связи всегда выделяется ЕОсновные типы химической связи1. ионная2. ковалентная3. металлическаяОсновные параметры химической связиЭнергия связи Есв, кДж/моль - количество энергии, выделяющееся приобразовании химической связи в расчете на 1 моль вещества.Длина связи lсв, нм - расстояние между ядрами химически связанныхатомов.Зависит от размеров е--оболочек и степени их перекрыванияКОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬХимическая связь, образованная путем обобществления пары е- двумяатомами называется ковалентной.Сопровождается образованием:- общей пары е- ,- повышенной е- - плотности между атомами;Образуется:- только при взаимодействии е- с антипараллельными спинами (принципПаули);Зависимость энергии систем из 2-х атомов водорода с антипараллельным (1)и параллельными (2) спинами от расстояния между ядрами.Е – энергия связи, l – длина связиПри сближении двух атомов Н с параллельными спинами е- (↑↑) с↓расстояния между ними, Е системы возрастает → связь не образуетсяЕсли спины е- противоположно направлены (↑↓), на определенномрасстоянии Е системы из двух атомов минимальна (Е min) → образуетсямолекулаНН2НЕсв = Е образования молекулыnсвязейN + 3H = NH3Е образования молекулы =1170 кДж/моль, Есв N-H =1170/3 = 390 кДж/мольсвязьF–FH–HсвязьH – ClЕсв,кДж /моль159,0436,00,1420,074Есв,кДж /моль427,0Выводlсв,нмlсв,нм↓, lсв↓Есв ↑RатВывод0,128Rат (галогена)↑lсвH - Br361,00,162H–I294,00,412ВЫВОДЫ:! Чем ↑ Есв , тем она прочнее! Чем ↓lсв, тем ↑ Есв и устойчивее молекулаЕсв↓↑,Механизмы образования ковалентной связи1.

обменный2. донорно-акцепторныйОбменный механизм - каждый из двух связываемых атомов выделяет дляобобществленной пары по одному неспаренному еДонорно-акцепторный механизм - из двух связываемых атомов один (донор)выделяет неподеленную пару е-, а другой (акцептор) – свободную орбитальОбменныйДонорно-акцепторныйА –акцептор,D – донорИон аммония:Механизмы образования связей:три связи - по обменному механизму,одна связь - по донорно-акцепторному: ‘N’-донор,‘H+’-акцепторСхема образования молекулы оксида углерода (II) СОCМеханизмы образования связей:две связи по обменному механизму,одна связь по донорно-акцепторному: ‘O’-донор,‘C’-акцептор.! Валентности ‘C’ и ‘O’ в молекуле СО равны 3В атома = Вобм + В д-аOЧастный случай д-а взаимодействия: дативные связи – образуются, когда АОодного атома, могут выступать одновременно в роли и донора и акцепторанеподеленных пар е-.Схема образования молекулы Cl2! Есв(Сl2) = 243 кДж/моль и ↑ , чем Есв(F2) = 159 кДж/моль,несмотря на то, что lсв (Сl2)  lсв(F2)СВОЙСТВА КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ1.НасыщаемостьВ образовании связи могут участвовать только валентные е! Атом образует не любое, а ограниченное число связей2 .

Направленность АО пространственно ориентированы Перекрывание орбиталей происходит в определенных направлениях молекулы имеют определенную пространственную структуруТипы ковалентной связиσ – связь π – связь δ - связь - связь образуется при перекрывании АО по линии, соединяющей ядравзаимодействующих атомовМолекула Cl2Cl …3s23p5Cl …3s23p5р-р – перекрывание, σ- связь, механизм образования - обменныйструктура молекулы - линейнаяМолекула Н2H …1s1H …1s1s-s – перекрывание σ- связьмеханизм образования - обменныйструктура молекулы -линейная! Любая одинарная связь в молекуле -  - связьугол между  - связями – валентный угол ()π – связь – образуется при боковом перекрывании двух р – облаков,расположенныхперпендикулярнолинии,соединяющейядравзаимодействующих атомовЕсли у взаимодействующих атомов имеются дополнительные неспаренные е,наряду с  - связью м.б.