Ответы (1106637), страница 2
Текст из файла (страница 2)
Графическое представление АО водорода.
Для наглядности волновые функции, описывающие состояние электрона в атоме водорода, полезно представить графически. Чтобы создать представление о пространственном распределении электронной плотности , используют так называемы граничные поверхности. для их построения берут совокупность точек, в которых функция принимает некоторое выбранное значение. Соединив все эти точки получают замкнутую поверхность. Обычно их строят так, чтобы вероятность обнаружения электрона внутри них составляла 90 или 95 процентов. Граничная поверхность s-орбитали представляет собой сферу. 2p-орбитали напоминают по форме гантели, вытянутые вдоль координатной оси. В плоскости перпендикулярной этой оси квадрат функции принимает нулевое значение, поэтому две часть гантели не соприкасаются друг с другом. 4 из 5 d-орбиталей одинаковы по форме, но по-разному ориентированы. Четыре области АО 3d x^2-y^2 расположены на координатных осях, а АО 3d xy, xz и yz на диагоналях координатных плоскостей. Граничная поверхность 3dz^2 внешне выглядит иначе, она состоит из «гантели» вытянутой вдоль ои z и кольца, расположенного в плоскости xy.
Порядок заполнения АО в многоэлектронных атомах.
В атомах, содержащих два и более электронов, необходимо учитывать их взаимодействие между собой. Это усложняет уравнение шредингера и его точное решение становится невозможным. Поэтому чаще сего используют одноэлектронное приближение, когда состояние каждого элактронного задается отдельной функцией.
В отличие от атома водорода, энергия АО многоэлектронного атома зависит не только от главного квантового числа. Но и от орбитального. Поэтому начиная со второго уровни распадаются на подуровни. Их энергия возрастает в ряду E(s) < E(p) < E(d) <E(f). Распределение электронов по АО представляют с помощью энергетических диаграмм, в более краткой форме это записывают в виде электронных конфигураций. За нуль отсчета энергии АО принимают энергию свободного электрона, т.е. электрона, находящегося на бесконечном удалении от ядра. Чем сильнее электрон связан с ядром, тем более отрицательное значение принимает его энергия, и тем ближе он находится к ядру. Электроны, которые занимают уровни с наибольшей энергией, называются внешними. Принцип наименьшей энергии: атомы распред. По АО таким образом, чтобы энергия атома была минимально возможной. Часто этот минимум достигается при заполнении орбиталей с наиболее низкой энергией. Принцип паули: в атоме не может быть более двух элетронов, состоянии которых описывается одной и той же волновой функции, или, что тоже самое, имеющих три одинаковых квантовых числа. При этом эти два электрона должны отличаться спином. Правило хунда: электроны расплагаются на орбиталях, близких по энергии так, чтобы суммарный спин был максимальным.
39. Диаграммы атомов свойства.
ИЮПАК рекомендует использовать длиннопериодную форму периодической системы. Она содержит семь периодов, в каждом из которых начинается заполнение нового энергетиеского уровня, главное квантовое число которого равно номеру периода. Заканчивается каждый приод инертным газом у которого полностью заполнены ns и np – орбитали (у гелия только 1s орбиталь).
Первый период содержит 2 элемента: водород и гелй. Это согласуется с существоваием на первом энергетическом уровне только одной орбитали 1s? на которой не может нахоиться больше двух электронов. Так как заряд атома гелия в два раза больше чем водорода, его электроны гораздо сильнее притягиваются к ядру. Поэтому электроны в атомах гелия находятся гораздо ближе к ядру чем в атомах водорода. Таким образом при увеличении заряда 1s-орбитль как бы «сжимается». Эта закономерность справедлива и для ругих обитале.
Во второ периоде происходит заполнение второго энергетического уровня, на котором имеется одна s-орбиталь и три p-орбитали. Соответственно на нем нахоятся 8 элементов. Первы – литий. Его атом содержит три электрона, два и которых занимают 1s-орбиталь и ретий 2s-орбиталь. У берилли на 2s орбитали 2 электрона противоположными спинами. С атома бора до неона идет заполнение p-орбиталей. Оно происходит в соответствии с правилом Хунда: сначала на каждю орбиталь поступает по одному электрону, а затем образуются их пары. По мере роста заряда атомного дра притяжение электронов к нему усиливается и как4 следствие, энергии орбиталей уменьшаютс. Соответственно в этих атомах 1s-электроны всегда находятся вблизи ядер. А в образовании хим. Связей участвуют только электроны со второго уровня, которые называаются валентными.
Третий период. Как и второй, содерит восемь элементов. Хотя на энергетическом уровне с n=3 имеется три подуровня, у его элементв заполяются только s и p орбитали. Орбитли 3d-типа имеют более высокую энергию, поэтому электроны поступают туда только в четвертом периоде. При записи электронных конфигураций элементов третьего и последующих периодов вместо полностью занятых электронами внутренних подуровней приодят заключенный в квадратные скобки символ инертного газа, имеющего такое же число заполненных АО. Например, у неона 1s2 2s2 2p6, поэтому электр. Конфигурацию натрия можно записать: [Ne]3s1.
У калия и кальция, открывающих четвертый период, электроны поступают на 4s, а не на 3d. причиной такого невыгодного на первый взгляд размещения электронов являются силы межэлектронного отталкивания. Электроны, находящиеся на одном и том же энергетическом уровне. Отталкиваются дрг от друга намного сильнее, чем на разных. Поэтому полная энергия атома оказываетс меньше при заполнении 4s. далее, ачиная со скандия и до цинка, происходит заполнение свободных АО 3d-типа. В некоторых случаях при увеличении заряда ядра на единицу у атома появляется не один а сразу два d-электрона. Это связано с тем, что электронные конфигурции d5 и d10 обладают высокой устойчивостью и формируются, например, у хрома [Ar]3d5 4s1 и у меди [Ar]3d10 4s1 за счет того, что один из внешних s-электронов «проваливается на 3d-подровень. После аполнения 3d электоры поступают на 4p. это начинается у галлия и заканчивается криптоном.
Заполнение орбиталей пятого периода происхоит аналогичным образом. Несмотря на то, что на четвертом уровне свободны 4d и 4f подуровни, электроны занимают сначала 5s орбиталь, потом 4d и 5p.
Шестой приод начиается с заполнения 6s АО, затем у атома лантана одинэлектрон поступает на 5d подуровень. Но далее с церия заполняютс орбитали 4f-подуровня. Семейство элементвов, начинающееся церием и оканчивающимя лютецием называется лантаноидами. После заполнения 4f электроны последовательно занимают 5d и 6p – орбитали.
Седьмо период, завершенный после сравнительно недавнего синтеза элемента номер 118 аналогичен по строению шстому. В нем электроны последовательно заполняют 7s, 5f, 6d и 7p-подуровни. Однако этот порядок часто нарушается из-за «провалов» электронов. Эти нарушения практически невозможно предсказать. По строению внешних электронных подуровней все элементыы делят на s, p, d и f элементы.
Свойства атомов:
Размеры и атомные рдиусы. Строго определить азмеры невозможно. Так как нет физически обусловленных границ. Поэтому использую эмпириески определенные величины, например, ковалентные радиусы атомов. Которые равны половине длины одинарной ковалентной связи между одинаковыми атомами в простых веществах или молекулах. При сопоставлении радиусов наблюдаетс я ряд закономерностей. При движении по периодам слева направо радиус уменьшается, потому что заряд ядра растет, а число уровней остается неизменным. В итоге возрастает сила притяжения внешних электронов к ядру. При движении по группе сверх вниз радиус увеличивается, так как увеличивается число энергетич. Уровней. У d-элементов более сложная зависимость: при переходе от 4 к 5 периоду возрастает, а от 5 к 6 или очень мало, или даже умеьшается. Это эффект лантаноидого сжатия. Он состоит в том, что в семействе латаноидов заряд ядра увеличивается на 14 единиц, а число энергетич. Уровней не меняется, из-за чего при переходе от 5 к 6 периоду рот заряда ядра оказыывается более важным фактром, чем увеличение чсила эн. Уровней.
Энергия ионизации (I) – энергия необходимая для отрыва электрронов от атома. Если удаляется наиболее слабо удрживаемый элктрон, то соответствующая энергия называетя первым потенциалом ионизации. На отрыв второго всегда нужно болше энергии, для третьего – еще больше. Отрыв элетктронов с орбиталей d-элементов происходит в порядке, обратом их заполнению: сначала теряются s-электроны, потом d. потенциал ионизации в группах s и p элементов при движении сверху вниз за редким исключением убывает, а у d-элементов как правило возрастает, хот и немонотонно. Эти изменения, как и изменение радиуса атома происходят в результате увеличения заряда ядра и номера внемнего энергетич. Уровня. Существует тенденция к увеличению энергии ионизации при движении по периодам слева направо, но немонотонно.объянить эту немонотонность можно вспомнив поряок заполнения орбиталей. Например, во втором периоде у лития и бериллия электроны последовательно занимают 2s-АО и потенциал растет, у бора начинается заполнение 2p, электрон на котором связан с атомом слабее и легче отрывается. Поэтому потенциал умеьшается. Далее он опять возрастает. У кислорода на одной из АО появлятся второй электрон, что приводит к усилению межэлектронного расталкивания, поэтому энергия опять уменьшается. Далее опять увеличение.
Сродством к электрону (А) называется энергия, которая выделяется или поглощается при присодинении электрона к атому, т.е. при превращении его в анион. Если выделяется – то сродство положительно, если поглощается – отрицательно. В группах сверху вниз сродство уменьшается, но немонотонно. Например, при переходе от фтора к хлору – увеличивается, а потом последовательо уменьшается. Это можно объясить тем, что в образующемся при присоединении электрона к атому фтора фторид-ионе, вследствие его малого размера, очень велики силы взаимного отталкивания электронов. Закономерности изменения сродства к электрону во втором и третьем периодах, так же как и потенциала ионизации, объясняются порядком заполнения электроны оболочек соответствующих атомов. Например, 2s-электрон атома лития слабо связан с ядром, поэтому сродство к электрону этого атома имеет хотя и положительную, но очень малую величину. Электрон, присоединяющийся к атому бериллия должен попасть на 2p-подуровень, заселение которого еще не началось, поэтом его сродство отрицательно. Также отрицательными являются сродство к электрону азота (присоединяемый электрон оказывается вторым на уже занятой АО) и неона ( присоединяемый электрон попадет на третий эн.уровень). от бериллия до углерода и от азота до фтора сродтво к электрону понотонно увеличивается.
Электроотрицательность (Х) является суммарной характеристикой, которая определяет способность атома сохранять свои электроны и присоединять чужие. Простейший способ определения- среднее арифметическое мжду потенциалом ионизации и сродством к электрону. Чаще всего используется условная шкала Поллинга. Среди s, p элементов электроотрицательность возрастает при движении по группам снизу вверх, а по периодам слева направо. Самые электроотрицательные – типичные неметаллы, а наименее электроотриц. – тяжелее щелочные металлы. Закономерности изменения Х среди d-элементов носят более сложный характер.
\\\\Химическая связь между атомами обусловлена взаимным притяжением электронов и атомных ядер, т.е. имеет электростатическую природу. Однако в раз¬ных веществах у нее есть свои особенности, поэтому химики обычно выделяют три типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую связь.
Ковалентная связь образуется за счёт обобществления валентных электронов различных атомов. Если эти электроны в равной мере принадлежат соединившимся атомам, то такая связь называется неполярной. Смешение валентных электронов в сторону одного из атомов приводит к образованию полярной ковалентной связи.
Между атомами элементов, сильно отличающихся по электроотрицательности, возникает ионная связь. При этом валентные электроны практически полностью переходят от одного атома к другому, в результате чего образуется положительно заряженный катион и отрицательно заряженный анион.
При образовании металлической связи валентные электроны принадлежат уже не каким-либо конкретным атомам, а всему кристаллу, и приобретают подвижность, придающую металлам электропроводящие свойства. Металлическая связь может существовать только в веществах, но не в отдельных молекулах.
Теория химическом связи, так же как и теория строения атома, основана на законах квантовой механики. Развитие квантовой механики продолжается уже более восьмидесяти лет и за это время были созданы различные методы описания химической связи, различающиеся как по исходным положениям, так и по своим возможностям предсказывать состав, строение и свойства химических веществ, основные из них – метод электронных пар и метод молекулярных орбиталей.
40. Образование химической связи. Причина образования ковалентной химической связи
Химическая связь образуется тогда, когда энергия вещества, получающего в результате соединения атомов, оказывается ниже, чем суммарная энергия же числа атомов в свободном состоянии. Какие же именно взаимодействия ведут, этому понижению энергии? Постараемся объяснить это на простейшем примере образования молекулы водорода Н2 из атомов. При сближении двух атомов водорода образуется единая квантовомеханическая система из двух протонов и двух электронов. Как и любая другая микросистема, она может быть описана уравнением Щредингера, решение которого даст распределение электронной плотности в молекуле Н2. Напомним еще раз, что получить решение уравнения Шредингера для молекулы в виде аналитических функций невозможно. Однако для таких простых молекул, как молекула водорода, удается вычислить практически точные значения волновых функций электронов и, соответственно, их квадратов, в различных областях пространства. На рис 8. 1 рассчитанное распределение электронной плотности в молекуле Н2 показано с помощью сгущения точек (рис. 8.1,а) и с помощью изолиний электронной плотности (рив, 8.1,6). Оба рисунка наглядно свидетельствуют о том, что вблизи линии, соединяющей атомные ядра (линии связи), электронная плотность значительно больше, чем на таком же расстоянии от атомных ядер в других направлениях. В этой области электроны притягиваются одновременно к обоим ядрам, поэтому энергия молекулы Н2 оказывается меньше, чем энергия отдельных атомов водорода, из которых она образуется. Таким образом9 причиной образования химической связи является усиление электростатического притяжения электронов к атомным ядрам из-за перераспределения электронной плотности.
Если рассчитать и представить графически энергию молекулы водорода как функцию расстояния между атомами, получается кривая, представленная на рис8.2. За нуль отсчета принимается энергия двух свободных атомов водорода, т.е разнесенных на бесконечно большое расстояние. По мере сближения атомов и появления в межъядерном пространстве области повышенной электронной плотности полная энергия системы понижается и при определенном расстоянии между атомами достигает минимума. При очень малых межатомных расстояниях силы межэлектронного и межъядерного отталкивания приводят к повышению энергии системы, Энергия и расстояние между атомами водорода, соответствующие минимуму полной энергии (рис. 8.2), представляют собой энергию и длину связи в
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
