Главная страница Случайная страница КАТЕГОРИИ: АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Квантовые числа.
1. Главное квантовое число - характеризует энергию электрона в атоме или определяет энергетический уровень электрона в атоме. n- 1, 2, 3, 4… энергетические уровни K L M N энергия электрона возрастает 2. Орбитальное квантовое число – определяет форму орбитали в пространстве. l = 0, 1, 2….(n-1) если n=3, то l = 0, 1, 2 форма орбитали – s p d
одна или несколько орбиталей с одинаковым значением главного и побочного квантового числа называется подуровнем. Если n =1, орбиталь обозначается 1s, (и говорят, что 1-й энергетический уровень состоит из 1s – подуровня) Если n= 2, то орбитали 2s и 2p (второй энергетический уровень состоит из 2s и 2p подуровней)
3. Магнитное квантовое число - определяет ориентацию орбитали в пространстве. ml = + l, 0, - l если l =1, ml = +1, 0, -1 (всего 3-и ориентации Px; Py; Pz;)
4. Спиновое квантовое число - характеризует угловой момент импульса электрона, поскольку ему характерно вращение вокруг собственной оси (спин)
ms= +1/2 и - 1/2 Спин электрона Если, то суммарный спин электронов = 0, т.к. +1/2 - 1/2
∑ = = 3/2
Принципы заполнения атомных орбиталей 1. Запрет Паули: в атоме не может быть 2х электронов с одинаковым значением всех квантовых чисел.
2. Правило Гунда: электроны в пределах данного подуровня располагаются так, чтобы суммарное спиновое число их было максимально.
3. Принцип наименьшей энергии: электроны на атомных орбиталях размещены в порядке возрастания их энергии, до тех пор, пока на данном энергетическом уровне не разместится максимальное число электронов. S= 2ē
P= 6ē
d= 10ē
f= 14ē
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
4. Правило Клечковского: заполнение подуровней происходящих в порядке увеличения суммы (n+ l) сначала 4s (4+0) затем 3d (3+2). Если (n+ l) одинаковы, то сначала заполняется с меньшим значением n.
Написание электронных формул: 1 энергетический уровень = 2ē № периода совпадает с числом энергетического уровня. 1H электронная формула 1S1 , графическая формула
Существует проскок электрона у следующих d – элементов: Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd (двойной проскок), Ag, Pt, Au.
Лекция №2 Тема: Химическая связь и строение молекул. План: 1. Виды химической связи: а) ковалентная связь и механизм ее образования. б) ионная связь в) водородная связь г) металлическая связь 2. Характеристики химической ковалентной связи. 3. Типы кристаллических решеток.
Все многочисленные химические процессы в результате перегруппировки атомов, сопровождающихся разрывом старых химических связей и образованием новых.
Химическая связь - это совокупность сил, действующих между атомами или группой атомов. При рассмотрении химической связи используют понятие «валентность» Валентность – это способность атома элемента образовывать химическую связь.
Химическая связь осуществляется за счет валентных ẽ (тех, которые участвуют в образовании связи = № группы).
У s - и р – элементов – валентным являются электроны внешней оболочки, у d элементов – это S – электроны внешней и d – электроны предвнешней оболочек.
Описать химическую связь, значит выяснить, как распределяется электронная плотность в молекуле. В зависимости от этого различают ковалентную, ионную, металлическую и (водородную) связи.
Ковалентная связь - (атомная) – это химическая связь, осуществляемая за счет образования общих электронных пар, принадлежащим обоим атомам. HMe – HMe. Сущность ковалентной связи заключается в том, что соединяющиеся атомы восполняют свои наружные электронные слои до завершения электронной оболочки.
Пример:
Молекула Cl2 17Cl 3s23p3 (в наружной оболочке 7 ē)
• • • • • • • • : Cl • + • Сl: →: Cl • • Cl: образуется 1 общая электронная пара • • • • • • • •
Молекула N2 7N 2s22p3 (в наружной оболочки 5 ē)
• • • • : N • + • N: →: N • • N: образуется 3 общие электронные пары • • • •
Ковалентную связь в зависимости от электроотрицательности атомов подразделяют на полярную и неполярную.
Ковалентная неполярная вязь – между атомами одинаковыми по значению электроотрицательности. (N2, O2, Cl2, H2, BCl3, CCl4, CS2) Ковалентная полярная - между атомами, у которых электроотрицательность неодинакова и связующая электронная пара смещается к боле электроотрицательному атому. (H2O, H2S, HCl, N2O5, NH3 и все кислоты)
Пример:
HCl H • + • Cl → H: Cl Hδ + → Clδ -
• • • • NH3 • N • + 3H • → H: N: H Hδ + → Nδ - ← H • • • ↑ H H Механизмы образования ковалентной связи: а) обменный (N2, HCl) б) донорно-акцепторный (NH4+, H3O+) Пример: NH3 + H+Cl- → NH4+Cl- H1s1 ↑ -ē → H+ H + H 1s H + • • • • l • • l H: N: H + H+ → H: N: H H – N – H HOH + H+ → HOH • • донор акцептор • • l H H H ион аммония ион гидроксония При образовании ковалентной химической связи перекрывание орбиталей может осуществляется разными способами. (Это и определяет пространственную направленность ковалентной связи) В зависимости от способа перекрывания орбиталей и симметрии образующегося электронного облака, различают и П - связи.
Характеристики ковалентной связи:
1. Направленность - обуславливает пространственную структуру молекулы. (HCl- линейная, NH3 - пирамидальная, H2O - угловая)
2. Насыщаемость - способность атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. (Зависит от числа неспаренных электронов в возбужденном состоянии атома).
Пример: Н-О-Н О=2 S=2 (H2S) SO2 (4) SO3 (6)
нормальное состояние (ІІ) Валентная возможность S S* (ІV) и (VІ)
3. Длина связи - межъядерное расстояние между химически связанными атомами.
4. Энергия связи – та энергия, которая необходима для разрушения связи или ее образования.
Форма молекулы (пространственная структура или геометрия), зависит от гибридизации орбиталей атома. Гибридизация – смешение валентных орбиталей и выравнивание их по форме и энергии. Различают sр3, sр2, sр гибридизацию.
Пример:
Ионная связь – химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением.
Ион - частица заряженная «+» или «-» (NaCl, AlCl3, CaF2, Al2 (SO4)3 - Me-HMe)
В отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает ни направленностью, ни насыщаемостью. Ионная связь и ковалентная полярная – схожи, но будем считать, что ионная связь образуется, если электроотрицательность атомов элемента больше 1, 7
Металлическая связь – химическая связь, которая образуется между относительно свободным электроном и ионами Ме+.
Пример:
Ме0 – ē → Ме+ атом ион • - ē + - ион - атом
Водородная связь (межмолекулярная) - это связь, которая образуется между атомами водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (N, O, F) другой молекулы.
Типы кристаллических решеток. В зависимости от природы составляющих частиц решетки делятся на ионные, атомные (ковалентные или металлические) и молекулярные.
Ионная решетка состоит из ионов противоположного знака (NaCl, KNO3, CaCl2) (высокая температура плавления)
Атомно-ковалентная решетка (прочность высокая температура плавления)– пример алмаз (С), SiO2 атомы С в состоянии sр3 гибридизации связаны еще с четырьмя соседними атомами.
Металлическая кристаллическая решетка – атомы металлов, соединенные металлической связью. (ковкость, пластичность, электро- и теплопроводимость)
Молекулярная решетка (самая прочная) – в узлах кристаллической решетки молекулы. N2, H2; Благородные газы Ne, Ar, CO2
|