С.К. Пискарёва - Аналитическая химия (1110124), страница 6
Текст из файла (страница 6)
5. По схеме можно определить чи«р ело электронов иа каждом уровне ьг и подуровне. При этом те состояиия электрола, которые характеризуются одииаховой энергией, называют вырожденными, а число 3» таких состояиий — кртпностькг вырождения. Из рис. 5 видио, что зр р-орбитали имеют трехкратное вырождение, г1-орбита»и — лятикратиое, а у-орбитали — семикратное вырождение. Максимальное число электродов иа различных подуров- Ф иях равно:, иа з-подуровие — 2, иа р-подуровне — 6, иа г1-полуровие— 10, па у-подуровне — 14. ' В миогозлектроииом атоме зиергетические;, уровни атомиых орбиталей располагаются в такой последовательиости (в порядке воз; Р 3 Р в 'э в р1~стаиия энеРгии): 1з<2з<2Р<Зз~ по Р~вв,згг и ао Р~н <ЗР<4з<ЗЫ,<4Р<5з<4И< <5р<бз<5й<43<бр<7з<611<5Я Эта последовательность отвечает правилу, предложенному В.
М. Клечковским. Правило Клеисовеиого. Из двух даииых состояний электрона меньшей энергии соответствует состояние, которое характеризуется меньшей суммой главного и орбитального квантовых чисел. Например, идеальиая поеледовательиость состояиий электронов записывается тах: <Зз<Зр<ЗЫ<4з, а фактическая <Зз<Зр<Зс1< с4з; 'так как сумма и+1 для состояния 4з=4+0=4, а для состояииа Зг1 оиа равна 3+2=5; последовательность «заселеиияь электролами сложного атома отступает от строгой идеальиой ' последовательности. Эиергия электроиа выше тогда, когда больше сумма главного и орбитального квантовых чисел. Правило Клечковского позволяет судить об электронных структурах сложиых атомов.
.' Формулы злевтровиого состояиия атомов. В формулах 'электронного состояния цифра обозиачает главиое'кваитовое число, а латйиская буква эа ией — орбитальпое число. Индекс иад бухвой указывает число злектроиов. В атоме водорода едииствеииый электрол занимает одно из двух возможиых состояний и его электронная формула: 1з'. В атоме гелия оба электрона заиимают 1з-орбиталь, а его электроииая формула имеет вид 1зг. В атоме 1л иачинается заполиеиие второго уровня: 1з г 2з '. Электронную оболочку атома каждого следующего элемента можно представить как оболочку атома предшествующего элемеита, к которой нужно добавить еще один электрон. Атом лития включает электронную формулу гелия 1зг с добавлением еще одного згэлектрая», что и дает формулу 1з'2з'.
Для атомов В6 будем иметь формулу 1з22з2 з-Орбиталь может иметь только 2 электрола, поэтому в атоме бора пятый электрон будет иаходиться иа р-орбита»и: 1з г 2з '2р '. р-Подуровеиь может удерживать 6 электронов, поэтому в эле'ктроииых формулах от углерода до неона идет заполнение этого подуровия: !гг2гг2рг Р 1згазг2рг ь !ггзгг2рг 1Че !гг2гг2рг Π— 1гг2г'2р" Начиная с натрия, заполияется третий уровень; 1ча и' Мй являются з-элемеитвми и их злектроипые формулы имеют вид: 1гг2гг2ргзгг Мя 1гг2гг2ргзгг 1"ледующие за Мй шесть элементов являются р-элемеитами и их злектроииые формулы имеют вид: А1 — 1зг2гг2ргЗггЗр' 8 — 1гг2гг2ргЗггЗр Б! — !гг2гг2ргЗггЗрг С! — 1гг2гг2ргЗггЗрг Р 1гг2гг2ргЗггзрг Аг 1гг28г2ргЗггЗрг Восемь элехтроиов атома Аг находятся иа третьем 'уровне. Максимальиое число свободных мест иа каждом уровне определяется формулой 2нг, поэтому иа третьем уровне может находиться 2" 3'=18 электроиов.
'Йягм ХИМВЧЕЕКОй СВВЗИ При взаимодействии 'атомов между ними может возникать химическая связь. Химическая связь осуществляется валеитиыми зле»тропами. Например, у з«и р-злемеитов внешними электролами. По современным представлеииям химическая связь имеет электрическую природу и возникает благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атемов. Оиа осуществляется по-раз иому.
Различают основные тгПЗы химической связи: ковалеитиую, ионную, доиорио-акцепториую, водородную и металлическую. Ковалеитиая свазь. В 1916 г. америкаиский физико-химик Г. Н. Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает в результате образования электр оииой пары, одновременно принадлежащей двум атомам. Это послужило основой для разработки современной теории ковалентной связи.
Особенность ковалентной связи состоит в том, что электронные пары, сформированные из неспаренных электронов свободных атомов, обобществляются атомными ядрами одинаковых или различных атомов. Ковалентная связь хара хтерн» для большинства химических соединений и прежде всего для многих простых веществ. Одной из простых молекул с ковалеитной связью является молекула водорода. При образовании молекулы электроны, ранее принадлежавшие двум разным ядрам, «обобществляются», образуя единое электронное облако.
Ковалентную связь условно обозначают черточкой, например Н вЂ” Н (Нз), ХжХ (Хз). Каждой черточке соответствует электронная пара. Число электронных пар определяет валентность. По Льюису, внешние электроны обозначают точками: Н., Не:,:Ё.,:Хе:. У гелия и неона все.электроны спаренные, поэтому атомы этих элементов не взаимодействуют друг с другом. Атомы фтора, как и атомы водорода, стремятся реагировать между собой: н.+ н н:н :Ё + Ё; — ~ :Ё:Ё: Пара электронов, поделенная атомами водорода и фтора, достраивает их внешние орбитали до конфигуращш благородного газа. Полярная связь. Отдельные атомы в молекуле могут быть не только одинаковыми, как в Нз, Хз, С1м Р„О„но и раэлнчнымиу например НС1у НзО1 ХНзр СОз СН4 н Молекулы, состоящие из разнородных атомов, могут быль полярными, т. е. 'обладать электрическим днпольным моментом. Диполи можно рассматривать как системы из двух зарядов, равных по абсолютной величине, но противоположных по знаку и находящихся на определенном расстоянии друг от друга.
Это означает, что общая электронная пара смещена, в сторону одного из них. В результате возникает асимметрия в распределении заряда. В этом случае связь называют прлярной илн гетерополярной в отличие от неполярной, или гомеополярной, как у молекул Нз, Рз, Хз, С14 и т. п. Молекула тем более полярна, чем больше смещена общая электронная пара к одному из атомов.
Многоатомпые молекулы могут быть и неполярнымн, если у рих симметрично расположены заряды. Например, молекула СО~ неполярна, а молекула БОг — полярна. Молекула СОз имеет линейное строение, а молекула ЗОз угловое: о — с —.о о~ ~~о Вещества, образованные полярными молекулами, имеют более высокие температуры плавления и кипения, чем вещества, образованные неполярнымн молекулами.
24 Гибридизация атомных ербнталей. При образовании молекулы вместо исходных з-, р- и Форбиталей атомов образуются смешанные или гибридные деформированные молекулярные орбитали, что приводит к образованию более прочной химической связи. Вместо исходных з- и р-орбиталей образуются две равноценные гибридные орбитали (зр-орбитали), Это явление называется зр-гибридизацией.
При гибридизации одной з- и двух р-орбиталей образуется три зрз-орбитали (зрР-гибридизация). В этом случае гибридные орбитали лежат в одной плоскости и ориентированы под углом 120'. Примером может служить молекула ВРз. Если в гибридизации участвуют одна з- и три р.орбптали (зрз-гибридизация), то в результате образуются четыре гибридные зрз-орбитали, вытянутые в направлениях к вершинам тетраэдра, т.
е. ориентированные под углом 109 28' друг к другу. Такая гибридизация характерна для молекул метана СН„. При образовании молекул воды также имеет место' зрзгибрилизацня атомных орбиталей кислорода, но валентный угол отличается от тетраэдрического (104,5' вместо тетраэдрического 109,5'). Это связано с неравноценностью состояния электронов, окружающих атом кислорода в молекуле воды. Изобразим формулы метана и воды по Льюису: н Н:С:Н НОЗ5 . » «НО: Й н Атомы водорода симметрично расположены вокруг ' углерода в молекуле метана.
В молекуле воды две электронные пары остаются неподеленными, т. е. принадлежат атому кислорода. Это приводит к асимметрии в распределении электронного заряда и к отклонению угла связи Π— Н от тетраэдрического угла 109,5 . Доварив-инвентарная связь. Ковалентная связь может возникать за счет обобществления двумя ядрами пары электронов, которые принадлежат одному из атомов. Для понимания этого вида ковалентной связи рассмотрим фррыулу ХНз, в которой электроны, принадлежащие азоту, обозначим точками, а электроны, принадлежащие водороду, крестиками: Н .х. нхн: х и Из восьми внешних электронов шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для Н и Х. Два электрона принадлежат только атому азота.
Ови составляют неподеленпую электронную пару. Такая пара электронов может вступать в связь с атомом, у которого есть во внешнем слое свободная орбнталь, как, например, у иона водорода. Поэтому при взаимодействии ХНз с ионом водорода образуется ХН4-ион 25 НхЙ:н Атом азота как бы дает электронную пару для образования свюи и является поэтому донором электронной пары, а ион водорода принимает зту пару и является акцептором электронной пары.
Поэтому данный вид ковалентной свюи называют донорноалцепторной связью. Все четыре связи в ионе аммония равноценны. Донорно-акцепторную связь называют также координациоииой ковалеитиой свюью. . Иоииая связь. В 1916 г. В. Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один из иих может отдавать, э ны, а другой — принимать их. Атом, отдавший электрон, приобретает положительный заряд и становится катионом; а атом, прийявший электрон, приобретает отрицательный заряд и становится алиоиом. Электрическое взаимодействие положительного и отрицательного ионов приводит к образованию нового соедине-, ния. Эти идеи легли в основу учеиия о ионной связи. ' Ионная связь характерна прежде всего для галогенидов, 'ппчзоксидов, типичпых металлов, например КОН, ХаОН, КЬОНе многих солей кислородсодержащих.КИСЛОТ.'Но даже в типичных, ионных соединениях иет полного разделения отрицательпогои положитепъного зарядов.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
