Семинары (2) (791989), страница 8
Текст из файла (страница 8)
9.1. Форма s- (а), p- (б), d- (в) орбиталей.Таким образом, из решения уравнения Шредингера следует число атомных орбиталей, аиз свойств электрона – число электронов, которое может разместиться на этих орбиталях.544. Принципы заполнения электронами атомных орбиталей.4.1. Принцип наименьшей энергии – стабильной является электронная конфигурация, длякоторой достигается минимум полной энергии.4.2. Принцип Паули – каждый электрон в атоме имеет строго индивидуальный наборчетырех квантовых чисел.4.3.
Правило Хунда – на орбиталях с одинаковым значением l электроны располагаютсятаким образом, чтобы суммарный спин системы был максимальным (т.е. максимальноеколичество неспаренных электронов с одинаковым значением s).4.4. Правила Клечковского:1. Сначала происходит заполнение электронами орбиталей с минимальным значениемсуммы n + l.2. При равенстве суммы n + l происходит заполнение орбитали с меньшим значением n.Иллюстрация: порядок заполнения 4s – 3d – 4p1. 4s (n + l = 4 + 0 = 4).K [Ar]4s1Ca [Ar]4s22. 3d (n + l = 3 + 2 = 5, n = 3).Sc [Ar]4s23d1 … Zn [Ar]4s23d103. 4p (n + l = 4 + 1 = 5, n = 4).Ga [Ar]4s23d104p1 … Kr [Ar] 4s23d104p6Важные замечания:1) Наполовину или полностью заполненный подуровень более устойчив, что иногдаприводит к «проскоку» электрона: Cr 3d54s1 вместо 3d44s2, Cu 3d104s1 вместо 3d94s2.2) При образовании ионов d – элеметов первыми удаляются s – электроны (V2+ 3d34s0, а не3d14s2).3) Заполнение подуровня электронами начинается с орбитали, для которой m = max.Задача 1.
В таблице 9.2. приведены возможные наборы квантовых чисел.Таблица 9.2. Возможные наборы квантовых чисел электрона в атоме.n lms3 2 21/22 2 01/23 2 –3 –1/24 1 05501) Среди представленных наборов укажите тот, который корректно определяет орбитальатома.2) Определите химический элемент, имеющий на этой орбитали один электрон.3) Запишите полную электронную конфигурацию атома этого элемента.4. Основные характеристики атома.4.1. Радиус атома. Радиус атома – условное понятие, определяемое как полусуммарасстояний между ядрами соседних атомов.
В зависимости от способа определенияразличают разные типы атомных радиусов (ковалентные, металлические, ионные).Закономерности в изменении радиусов атомов: При движении по группе – рост (увеличение числа электронных оболочек).Замедление роста при появлении d- и f-электронов (появление внутреннихэлектронов, сильнее связанных с ядром). При движении по периоду – в целом уменьшение (рост заряда ядра, усилениепритяжения электронов к ядру при сохранении числа электронных оболочек).Особенно это проявляется для d – элементов (d – сжатие) и f – элементов(лантанидное сжатие).4.2.
Энергия (потенциал) ионизации I – энергия, необходимая для отрыва от атома одноговнешнего электрона и удаления его на бесконечно большое расстояние. Для любого атомаи любой пары потенциалов In+1 > In (закон Кулона). Первый потенциал ионизации – этоэнергия высшей заполненной орбитали атома, взятая с противоположным знаком.4.3. Сродство к электрону (энергия сродства к электрону) Ae – изменение энергии впроцессе присоединения к атому одного бесконечно удаленного от него электрона. Дляатома существует первая, вторая и т.д. энергия сродства к электрону, но наиболееинформативной является первая.
Сродство к электрону, как правило, рассчитывают изцикла Габера-Борна.Энергия ионизациикДж/моль атомов.иэнергиясродствакэлектронуобычноприводятсяв4.4. Электроотрицательность (ЭО) – величина, характеризующая способность атомаоттягивать на себя электроны, участвующие в образовании связи в гетероатомнойчастице. Известно несколько шкал электроотрицательности, но общая тенденция в ееизменении сохраняется: ЭО увеличивается при движении по Периодической системеснизу вверх и слева направо.
Наименьшая ЭО – Fr, наибольшая ЭО – F. Малые значенияЭО – металлы, большие – неметаллы. Большая разница ЭО между атомами – ионная связь,малая – ковалентная связь. Нулевая разница ЭО – ковалентная неполярная связь,ненулевая разница ЭО – ковалентная полярная связь. В дальнейшем при рассмотрениихимииэлементов в настоящемпособиибудут использованывеличиныэлектроотрицательности по Полингу.564.5. Эффективный магнитный момент ( эфф.)–величина, характеризующая взаимодействиеатома с внешним магнитным полем. Для атома эфф. рассчитывается по формуле эфф.
= 2 S (S 1) =n(n 2) (в единицах В – магнетон Бора).S – суммарный спин атома, n – число неспаренных электронов в атоме.5. Домашнее задание.1. Охарактеризуйте каждый из d – электронов атома железа набором четырех квантовыхчисел. Запишите электронную конфигурацию атома железа и иона Fe3+.2. Сопоставьте радиусы следующих частиц. Ответ поясните.а) F–, Cl–, Br–.б) Cl–, Ar, K+.в) Nd3+, Gd3+, Ho3+, Yb3+.г) V2+, V3+, V4+, V5+.57Семинар 10.
Электронное строение атома и химическая связь-2.План семинара.1. Основные положения модели Гиллеспи (ОЭПВО).2. Предсказание пространственного строения молекул и ионов на основе моделиГиллеспи.3. Основные положения метода молекулярных орбиталей (ММО).4. Применение ММО для описания строения двухатомных гомоядерных молекул.5. Характеристики молекул, оцениваемые из энергетической диаграммы МО.6.
Домашнее задание.1. Основные положения модели Гиллеспи (ОЭПВО).1.1. Модель Гиллеспи (ОЭПВО) – отталкивания электронных пар валентной оболочки)исходит из следующих положений.1) Геометрия молекул определяется взаимным отталкиванием электронных парцентрального атома, относящихся к валентной оболочке.2) Электронные пары центрального атома (как поделенные, так и неподеленные)располагаются вокруг центрального атома таким образом, чтобы их взаимноеотталкивание было минимальным, т.е. на максимальном удалении друг от друга.3) Неподеленная электронная пара занимает больший объем, чем поделенная.4) Две электронные пары двойной связи занимают больший объем, чем одна электроннаяпара одинарной связи.5) Чем больше электроотрицательность центрального атома, тем больше объемподеленной электронной пары, посредством которой он связан с соседним атомом.1.2. Ограничения модели Гиллеспи.1) Применима в основном для соединений s- и p-элементов.2) Применима только для соединений с преимущественно ковалентным типом связи.3) Плохо работает для «особых» частиц: молекул с многоцентровыми связями, свободныхрадикалов, молекул, строение которых описывается резонансными структурами.584) Ограниченно применима для соединений, в которых центральный атом имееткоординационное число выше 6.2.
Предсказание пространственного строения молекул и ионов на основе моделиГиллеспи.Представим молекулу в виде AXnEmA – центральный атом.Х – связанные с ним атомы.Е – неподеленные электронные пары центрального атома.Таблица 10.1 Координация электронных пар и форма молекул.Базовыйn+mполиэдр2Линия3Правильныйтреугольник456ТетраэдрТригональнаябипирамидаОктаэдрУголмеждусвязямиnmТипмолекулыФормамолекулыПример180°20АХ2ЛинейнаяBeCl230АХ3ПравильныйтреугольникBF321АХ2ЕУгловаяSnCl240АХ4ТетраэдрCF431АХ3ЕТригональнаяпирамидаNH322АХ2Е2УгловаяH2O50АХ5ТригональнаябипирамидаPF541АХ4ЕДисфеноидSF432АХ3Е2Т-образнаяClF323АХ2Е3ЛинейнаяXeF260АХ6ОктаэдрSF651АХ5ЕКвадратнаяпирамидаIF542АХ4Е2ПлоскийквадратXeF4120°109.5°120° и180°90°59Примечание: обратите внимание, что для случая n + m = 5 реализуется не квадратнаяпирамида, а тригональная бипирамида. Это связано с тем, что во втором случаеминимальный угол между связями больше (120° вместо 90°).Рис.
10.1. Формы молекул, основанные на координации от двух до шести электронных парв валентной оболочке.60Алгоритм расчета m и n: молекула AXnEmn – видно из молекулярной формулы,n + m = [(N вал. e (А) + N связ. e (Х) ± z) / 2] – dСокращения:N вал. e (А) – число валентных электронов атома А (с учетом электронов как поделенных,так и неподеленных пар).N связ. e (Х) – число электронов атомов Х, которые они используют для образованияковалентной связи с атомом А.z – заряд частицы (если заряд отрицательный, то знак «+», если заряд положительный, тознак «-»).d – число двойных связей в частице.Задача 1.
Используя модель Гиллеспи, определите тип молекулы и ее геометрию.CO2, Cl2O, BrF5, ICl2+, NF3, SOCl2.Указание: для SOCl2n = 3 (O + 2 Cl)N вал. e (А) = 6 (S)N связ. e (Х) = 4 (2(O) + 2(Cl))z=0d = 1 (S = O)m + n = [(6+4)/2] – 1 = 4n = 3, m = 1: тип АВ3Е – тригогальная пирамида.3. Основные положения метода молекулярных орбиталей (ММО).1) Взаимодействовать с образованием молекулярных орбиталей (МО) могут атомныеорбитали (АО), обладающие следующими свойствами: а) одинаковостью по симметрии;б) близостью по энергии.2) Число МО равно сумме числа АО составляющих молекулу атомов, а числосвязывающих орбиталей равно числу разрыхляющих.3) Все электроны молекулы находятся на молекулярных орбиталях, единых для всейсистемы ядер и электронов молекулы.4) Действуют те же правила, что и при заполнении электронами атомных орбиталей.614. Применение ММО для описания строения двухатомных гомоядерных молекул.4.1.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
