Главное квантовое число

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Главное (радиальное) квантовое число — целое число, обозначающее номер энергетического уровня. Характеризуетэнергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Является первым в ряду квантовых чисел, который включает в себя главное, орбитальное и магнитное квантовые числа, а также спин. Эти четыре квантовых числа определяют уникальное состояние электрона в атоме (его волновую функцию). Главное квантовое число обозначается как  . При увеличении главного квантового числа возрастают радиус орбиты и энергия электрона.Главное квантовое число равно номеру периода элемента.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне с учётом спина электрона определяется по формуле 

19 Орбитальное квантовое число

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

s-, p- и d-орбитали атома водорода соответствуют орбитальным квантовым числам ℓ = 0, 1, 2. 1, 2 и 3 справа — главные квантовые числа.

Орбитальное квантовое число — в квантовой физике квантовое число ℓ, определяющее форму распределения амплитуды волновой функции электрона в атоме, то есть форму электронного облака. Определяет подуровень энергетического уровня, задаваемого главным (радиальным) квантовым числом n и может принимать значения

Является собственным значением оператора орбитального моментаэлектрона, отличающегося от момента количества движения электронаj лишь на оператор спина s:

Разность орбитального квантового числа и квантового числа полного момента не превосходит, по абсолютной величине,   (спин электрона). Азимутальное квантовое число определяет ориентацию электронного облака в пространстве.

20 Магнитное и спиновое квантовые числа

Установлено, что при помещении атома во внешнее магнитное илиэлектрическое поле спектры атомов становятся еще более мультиплётными. С физической точки зрения это означает, что различные электронные облака находящиеся даже на одном подуровне, по разному реагируют на внешнее магнитное поле. Для обозначения этих подподуровней введено третье, магнитноеквантовое число т_l, принимающее значения всех целых чисел от   -l через 0 до +l.

т_l = -l,...-2,-1,0,+1.+2,...,+ l

То есть: магнитное квантовое число (т_l) показывает реакцию орбит на внешнее магнитное или электрическое поле, зависит, от орбитального квантового числа и обозначается целыми числами от -l до +l.

Электрон помимо движения "вокруг ядра" вращается и вокруг собственной оси. Для обозначения направления этого вращения введено четвёртое квантовое  число – cnuнoвoe (m_s). Собственный момент вращения -(спин) имеет два значения, условно обозначенные как +1/2 и -1/2.

Упрощенно иногда указывают: по часовой или против часовой стрелки; или изображают в виде стрелки, направленной остриём вверх или вниз.

Следует помнить, что обозначения и числовые значения всем квантовым числам даны условно. Все квантовые числа являются энергетическимихарактеристиками электрона, т.е. условным образом указывают на различия в энергетическом состоянии электрона. В целях более удобного восприятия мы и придаём квантовым числам определенный физический смысл.      

21 Многоэлектронные атомы 

имеют целые наборы энергии ионизации. [1]

Многоэлектронные атомы - В сложных атомах на данный электрон влияет не только ядро, но все остальные электроны. Каждый электрон отталкивается от всех остальных электронов в соответствии с законом Кулона, а потому все волновые функции взаимозависимы. [2]

Многоэлектронные атомы могут в особых случаях только отдаленно напоминать атом водорода, имея в слое данного квантового числа наборы орбиталей, отличающихся по энергиям, но имеющие недалекие по своему значению гмакс ( рис. 2 - 5), а потому и заметно возмущающих друг друга. [3]

Одноэлектронные и многоэлектронные атомы и ионы. [4]

Многоэлектронными атомами называются атомы с двумя и более электронами. [5]

Рассмотрим многоэлектронный атом, в котором у электронов имеются спиновые и орбитальные моменты, и пусть магнитные взаимодействия между магнитными моментами и приложенным магнитным полем малы по сравнению с электростатическими взаимодействиями внутри атома. [6]

Рассмотрим многоэлектронный атом, заряд ядра которого равен Ze; вокруг ядра движется Z электронов. Электроны будут занимать, в соответствии с запретом Паули, различные орбиты. Еще раз подчеркнем, что слово орбиты не следует понимать слишком буквально. [7]

Спектры многоэлектронных атомов возникают при переходах валентных электронов. Атомы с более чем одним валентным электроном имеют несколько систем термов различной мультиплетности. [8]

Для многоэлектронных атомов уравнение Шредингера не может быть решено точно; в этом случае используется одноэлектронное приближение, когда движение каждого электрона рассматривается как происходящее в самосогласованном поле ядра и всех остальных электронов. При этом для описания многоэлектронных атомов используются такие же атомные орбитали и тот же набор квантовых чисел, что и для атома водорода. [9]

Для многоэлектронных атомов он имеет более сложную форму, однако в наинизшем приближении по параметру перекрытия волновых функций соседних атомов ( перекрытие определяет величину обменных интегралов) сводится к гайзенберговскому виду. [10]

У многоэлектронных атомов встречаются невозбужденные состояния с нулевыми значениями полного спина и с небольшими значениями магнитного момента, вызванного орбитальным движением электронов. Если и орбитальный момент нулевой, как это имеет место, например, у инертных газов, то вещество диамагнитно. [11]

Для многоэлектронного атома nso и Hss содержат члены трех тиров: взаимодействие электронов заполненных оболочек, взаимодействие электронов заполненных оболочек с электронами незаполненных оболочек и взаимодействие электронов незаполненных оболочек. [12]

Для многоэлектронных атомов значительно более эффективным оказался метод самосогласованного поля. В этом методе класс варьируемых функций ограничивается только одним условием - искомая функция предполагается построенной из одноэлектронных. Никаких предположений об аналитическом виде искомых функций не делается. Эти функции находятся в результате численного интегрирования системы интегро-дифференциальных уравнений. [13]

22 Принцип Паули. Электронная структура атомов и периодическая система элементов.

Соответствие принципа Паули эксперименту было подтверждено огромным числом спектроскопических наблюдений, а также многочисленными данными электронной теории металлов, физики ядерных процессов, низкотемпературных явлений. Это один из наиболее фундаментальных объединяющих принципов физики, открывший путь к пониманию электронной структуры сложных атомов. Правда, принципом Паули определяется лишь возможность заполнения различных электронных оболочек, а для проверки фактического заполнения тех или иных состояний необходимы данные, полученные на основе оптических и рентгеновских спектров. Но в атомах вплоть до аргона с Z = 18 каждый дополнительный электрон просто добавляется в низшую из незаполненных подоболочек. Отступления от этого порядка наблюдаются у более сложных атомов, оболочки которых частично перекрываются. Квантовая механика объясняет это отступление тем, что в первую очередь заполняются состояния с самой низкой энергией.

Детальный анализ электронной структуры и распределения электронов с точки зрения квантовой механики и принципа Паули в более тяжелых атомах весьма сложен. Для состояния 1s (n = 1, l = 0) возможно только сферически симметричное распределение (причем наиболее вероятным оказывается положение электрона в центре атома). В состоянии 2p (n = 2, l= 1) момент импульса электрона уже не равен нулю, и поэтому масимум плотности находится на ненулевом расстоянии от ядра. Распределение электронной плотности зависит от квантового числа m_l в соответствии с требованием квантования компонент момента импульса вдоль направления магнитного поля.

23 Энергия ионизации и сродство к электрону.

Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э⁻ (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).

Э + e⁻ = Э⁻ + ε

Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).

В отличие от ионизационного потенциала атома, имеющего всегда эндоэнергетическое значение, сродство атома к электрону описывается как экзоэнергетическими, так и эндоэнергетическими значениями 

Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² (Be, Mg, Zn) и s²p⁶ (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As):

24 Строение атомных ядер. Изотопы.

Атом является сложной системой, в состав которой входят определенные частицы. Английский физик Э. Резерфорд предложил ядерную (планетарную) модель строения атома. Основные положения ядерной модели атома.  1. Атом имеет форму шара, в центре которого находится ядро.  2. Ядро имеет очень маленький размер (диаметр атома 10^-10 м, диаметр ядра ~10^-15 м).  3. Ядро имеет положительный заряд.  4. Почти вся масса атома находится в ядре.  5. Вокруг ядра движутся электроны.  6. Электроны движутся вокруг ядра, как планеты вокруг Солнца.  Все положения модели Резерфорда, кроме последнего — шестого, современная наука считает правильными. Г. Мозли (Англия) установил, что положительный заряд ядра атома (в условных единицах) равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Положительный заряд ядра атома (в условных единицах) равен порядковому номеру элемента в периодической системе Менделеева. Каждый протон имеет заряд +1, поэтому заряд ядра равен числу протонов. Атом — это электронейтральная частица, поэтому положительный заряд ядра численно равен сумме отрицательных зарядов всех электронов, или числу электронов (т. к. заряд электрона равен —1) Следовательно: Порядковый номер элемента = Заряд ядра атома = Число протонов в ядре = Число электронов в атоме. Например, элемент железо Fe имеет порядковый номер 26. Следовательно, заряд ядра атома железа равен +26, т. е. ядро содержит 26 протонов, а вокруг ядра движутся 26 электронов. Элементарные частицы имеют следующие абсолютные и относительные массы: Масса протона, как и масса нейтрона, приблизительно в 1840 раз больше массы электрона. Протоны и нейтроны находятся в ядре, поэтому масса атома почти равна массе ядра. Масса ядра, как и масса атома, определяется суммой числа протонов и числа нейтронов. Эта сумма называется массовым числом атома. Массовое число атома (A) = Число протонов (Z) + Число нейтронов (N) A=Z+N  Атомы одного элемента, которые имеют разные массовые числа, называются изотопами. Атомы изотопов одного элемента имеют одинаковое число протонов (Z) и отличаются друг от друга числом нейтронов (N). Изотопы обозначаются символами соответствующих элементов, слева от которых вверху записывают массовое число изотопа, а внизу — порядковый номер (заряд ядра атома) элемента. Например:12 6C — изотоп углерода с массовым числом 12; Иногда в символах изотопов записывают только массовые числа (12С, 18О, 27Al и т. д.)  Элемент водород имеет три изотопа, каждый из которых имеет свое название: 1 1H 2 1H (D) 3 1Н (Т) протий дейтерий тритий 1протон, нейтронов нет 1 протон, 1 протон, 1 нейтрон 2 нейтрона В названиях изотопов других элементов указываются их массовые числа. Например: 12 6С — углерод-12; В природе различные элементы имеют разное число изотопов с разным процентным содержанием каждого из них. Относительная атомная масса элемента Аr , которая приводится в периодической системе, — это средняя величина массовых чисел природных изотопов этого элемента с учетом процентного содержания каждого изотопа. Например, в природе все атомы хлора представляют собой два вида изотопов: 35Cl (процентное содержание 75,5%) и 37Сl (24,5%). Относительная атомная масса хлора: 

25 Радиоактивные элементы и их распад.

Радиоакти́вный распа́д (от лат. radius «луч» и āctīvus «действенный») — спонтанное изменение состава нестабильных атомных ядер (заряда Z, массового числа A) путём испускания элементарных частиц или ядерных фрагментов^[1]. Процесс радиоактивного распада также называют радиоакти́вностью, а соответствующие элементы радиоактивными. Радиоактивными называют также вещества, содержащие радиоактивные ядра.

Установлено, что радиоактивны все химические элементы с порядковым номером, большим 82 (то есть начиная с висмута), и некоторые более лёгкие элементы (прометий итехнеций не имеют стабильных изотопов, а у некоторых элементов, например индия, калияили кальция, одни природные изотопы стабильны, другие же радиоактивны).

Естественная радиоактивность — самопроизвольный распад ядер элементов, встречающихся в природе.

Искусственная радиоактивность — самопроизвольный распад ядер элементов, полученных искусственным путем через соответствующие ядерные реакции.

Энергетические спектры α-частиц и γ-квантов, излучаемых радиоактивными ядрами, прерывистые («дискретные»), а спектр β-частиц — непрерывный.

Распад, сопровождающийся испусканием альфа-частиц, назвали альфа-распадом; распад, сопровождающийся испусканием бета-частиц, был назван бета-распадом (в настоящее время известно, что существуют типы бета-распада без испускания бета-частиц, однако бета-распад всегда сопровождается испусканием нейтрино или антинейтрино). Термин «гамма-распад» применяется редко; испускание ядром гамма-квантов называют обычноизомерным переходом. Гамма-излучение часто сопровождает другие типы распада.

В настоящее время, кроме альфа-, бета- и гамма-распадов, обнаружены распады сэмиссией нейтрона, протона (а также двух протонов), кластерная радиоактивность,спонтанное деление. Электронный захват, позитронный распад (или  -распад), а также двойной бета-распад (и его виды) обычно считаются различными типами бета-распада.

Некоторые изотопы могут испытывать одновременно два или более видов распада. Например, висмут-212 распадается с вероятностью 64 % в таллий-208 (посредством альфа-распада) и с вероятностью 36 % в полоний-212 (посредством бета-распада).

Образовавшееся в результате радиоактивного распада дочернее ядро иногда оказывается также радиоактивным и через некоторое время тоже распадается. Процесс радиоактивного распада будет происходить до тех пор, пока не появится стабильное, то есть нерадиоактивное ядро, а последовательность возникающих при этом нуклидов называется радиоактивным рядом. В частности, для радиоактивных рядов, начинающихся с урана-238, урана-235 и тория-232, конечными (стабильными) нуклидами являются соответственно свинец-206, свинец-207 и свинец-208.

26Искусственная радиоактивность — весьма распространенное явление: в настоящее время получено по нескольку искусственно-радиоактивных изотопов для каждого из элементов периодической системы. Общее число известных искусственно-радиоактивных изотопов превышает 1500, тогда как естественно-радиоактивных изотопов существует лишь около 40, а число устойчивых (нерадиоактивных) изотопов равно 260. Все три типа излучений — a, b и g, характерные для естественной радиоактивности,— испускаются также и искусственно-радиоактивными веществами. Однако среди искусственно-радиоактивных веществ часто встречается еще иной тип распада, не свойственный естественно-радиоактивным элементам. Это — распад с испусканием позитронов — частиц, обладающих массой электрона, но несущих -положительный заряд. По абсолютной величине заряды позитрона и электрона равны. В качестве примера образования позитронно-активного вещества приведем реакцию, открытую Жолио-Кюри: При облучении алюминия a-частицами испускается нейтрон и образуется изотоп фосфора с массовым числом 30. Естественный фосфор содержит только один изотоп с массовым числом 31. Получаемый по приведенной реакции изотоп фосфора 3015P является радиоактивным и распадается с испусканием позитронов (символ е+) и нейтрино по схеме Период полураспада фосфора 3015P равен 2,5 мин; продуктом его распада является устойчивый изотоп кремния 3014Si.

27 Теория химического строения.

Основные положения теории химического строения А.М. Бутлерова

1. Атомы в молекулах соединены друг с другом в определенной последовательности согласно их валентностям. Последовательность межатомных связей в молекуле называется ее химическим строением и отражается одной структурной формулой (формулой строения).

2. Химическое строение можно устанавливать химическими методами. (В настоящее время используются также современные физические методы).

3. Свойства веществ зависят от их химического строения.

В начале девятнадцатого века среди западных химиков безраздельно господствовала электрохимическая теория Дэви — Берцелиуса. Согласно теории Йенса Берцелиуса (1779—1848), в каждом химическом соединении отличали две его части: одну часть, заряженную электроположительно, другую — электроотрицательно. Соответственно сказанному все элементы Берцелиус располагал в ряд, причем кислород самым электроотрицательным элементом, калий самым электроположительным. Наиболее электроотрицательные элементы Берцелиус назвал металлоидами, наиболее электроположительные — металлами.

4.  

5. В тридцатых годах своими работами французский химик Ж. Б. Дюма нанес удар по теории Дэви — Берцелиуса, выдвинув для органических соединений свою, так называемую, теорию типов. Дюма утверждал, что не столько природа сложного тела, сколько расположение в нем атомов, одинаковость типа, обуславливают химические свойства соединения. Однако эти воззрения Дюма скоро в свою очередь натолкнулись на целый ряд затруднений и противоречий.

6.  

7. В дальнейшем огромным шагом вперед в проблеме развития основных химических понятий явилась так называемая унитарная система, или теория французских химиков, Ш. Жерара и О. Лорана. Наиболее существенной чертой этой теории было последовательное приложение к химическим соединениям нового учения. Лорану и Жерару принадлежит заслуга разграничения понятий о частице, атоме и эквиваленте. Однако наиболее принципиальным вопросом, вызвавшим бурные споры между ведущими химиками Запада, был вопрос о возможности выражать формулами строение химических соединений.

8.  

10. По свойствам данного вещества можно определить строение его молекулы, а по строению молекулы - предвидеть свойства.

11. Атомы и группы атомов в молекуле оказывают взаимное влияние друг на друга.

Теория Бутлерова явилась научным фундаментом органической химии и способствовала быстрому ее развитию. Опираясь на положения теории, А.М. Бутлеров дал объяснение явлению изомерии, предсказал существование различных изомеров и впервые получил некоторые из них.

28 Ковалентная связь. Метод валентных связей.

бразование ковалентной связи можно рассматривать в рамках двух методов квантовой химии:метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей.

В 1916 г. американский ученый Льюис высказал предположение о том, что химическая связь *образуется за счет обобществления двух электронов. При этом электронная оболочка атома стремится по строению к электронной оболочке благородного газа. В дальнейшем эти предположения послужили основой для развития метода валентных связей. В 1927 г. Гайтлером и Лондоном был выполнен теоретический расчет энергии двух атомов водорода в зависимости от расстояния между ними. Оказалось, что результаты расчета зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины * взаимодействующих электронов. При совпадающем направлении спинов сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. При противоположно направленных спинах на энергетической кривой имеется минимум, т.е. образуется устойчивая система – молекула водорода Н₂ (рисунок 3.4).

Рисунок 3.4 – Зависимость энергии от расстояния между атомами водорода при однонаправленных и противоположно направленных спинах.

Межъядерное расстояние r₀, соответствующее минимуму, называется длиной связи, а энергия связи равна глубине потенциальной ямы E₀–E₁, где Е₀ – энергия двух невзаимодействующих атомов, находящихся на бесконечном расстоянии друг от друга.

Образование химической связи между атомами водорода является результатом взаимопроникновения (перекрывания) электронных облаков. Вследствие этого перекрывания плотность отрицательного заряда в межъядерном пространстве возрастает, и положительно заряженные ядрапритягиваются к этой области. Такая химическая связь называется ковалентной.

Представления о механизме образования молекулы водорода были распространены на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). В основе метода ВС лежат следующие положения:

1) Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Комбинации двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. Примеры построения валентных схем:

В валентных схемах наиболее наглядно воплощены представления Льюиса об образовании химической связи путем обобществления электронов с формированием электронной оболочки благородного газа: для водорода– из двух электронов (оболочка He), для азота – из восьми электронов (оболочка Ne).

Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность и поляризуемость.

Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е. их способностью к образованию строго определенного числа связей, которое обычно лежит в пределах от 1 до 6. Общее число валентных орбиталей в атоме, т.е. тех, которые могут быть использованы для образования химических связей, определяет максимально возможную валентность элемента. Число ужеиспользованных для этого орбиталей определяет валентность элемента в данном соединении.

Направленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, которая совпадает с ихсобственной. Исключение составляют s-электронные облака, поскольку их сферическая форма делает все направления равноценными. Для p- и d-электронных облаков перекрывание осуществляется вдоль оси, по которой они вытянуты, а образующаяся при этом связь называется σ-связью. σ-Связь имеет осевую симметрию, и оба атома могут вращаться вдоль линии связи, т.е. той воображаемой линии, которая проходит через ядра химически связанных атомов.

После образования между двумя атомами σ-связи для остальных электронных облаков той же формы и с тем же главным квантовым числом * остается только возможность бокового перекрывания по обе стороны от линии связи. В результате образуется π-связь. Она менее прочна, чем σ-связь: перекрывание происходит диффузными боковыми частями орбиталей. Каждая кратная связь (например, двойная или тройная) всегда содержит только одну σ-связь. Число σ-связей, которые образует центральный атом в сложных молекулах или ионах, определяет для него значение координационного числа. Например, в молекуле NH₃ и ионе NH₄⁺ для атома азота оно равно трем и четырем. Образование σ-связей фиксирует пространственное положение атомов относительно друг друга, поэтому число σ-связей и углы между линиями связи, которые называются валентными углами, определяют пространственную геометрическую конфигурацию молекул.

При оценке степени перекрывания электронных облаков следует учитывать знаки волновых функций * электронов. При перекрывании облаков с одинаковыми знаками волновых функций электронная плотность в пространстве между ядрами возрастает. В этом случае происходит положительное перекрывание, приводящее к взаимному притяжению ядер. Если знаки волновых функций противоположны, то плотность электронного облака уменьшается (отрицательное перекрывание), что приводит к взаимному отталкиванию ядер.

Поляризуемость рассматривают на основе представлений о том, что ковалентная связь может бытьнеполярной (чисто ковалентной) или полярной *.

Важными характеристиками химической связи являются также ее длина и кратность. Длина связиопределяется расстоянием между ядрами связанных атомов в молекуле. Как правило, длина химической связи меньше, чем сумма радиусов атомов, за счет перекрывания электронных облаков. Кратность связиопределяется количеством электронных пар, связывающих два атома, например:

этан              H₃C–CH₃        одинарная связь (σ-связь)

этилен         H₂C=CH₂        двойная связь (одна σ-связь и одна π-связь)

ацетилен     HC≡CH          тройная связь (одна σ-связь и две π-связи).

29 Неполярная и полярная ковалентная связь

Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, их сходство и различие.      Химическая связь — это взаимодействие частиц (атомов, ионов), осуществляемое путем обмена электронами. Различают несколько видов связи.           При ответе на данный вопрос следует подробно остановиться на характеристике ковалентной и ионной связи.           Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов.           Различают две основные разновидности ковалентной связи: а) неполярную и б) полярную.           а) Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того лее химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О2; N2; C12. Можно привести схему образования молекулы водорода:   (на схеме электроны обозначены точками).           б) Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.           Схематично образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1 можно изобразить так:             Общая электронная плотность оказывается смещенной в сторону хлора, в результате чего на атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд  , а на атоме водорода — частичный положительный   . Таким образом, молекула становится полярной:                       Ионной называется связь между ионами, т. е. заряженными частицами, образовавшимися из атома или группы атомов в результате присоединения или           отдачи электронов Ионная связь характерна для солей и щелочей. Сущность ионной связи лучше рассмотреть на примере образования хлорида натрия. Натрий, как щелочной металл, склонен отдавать электрон, находящийся на внешнем электронном слое. Хлор же, наоборот, стремится присоединить к себе один электрон. В результате натрий отдает свой электрон хлору.            В итоге образуются противоположно заряженные           частицы — ионы Na+ и Сl-, которые притягиваются друг к другу. При ответе следует обратить внимание, что вещества, состоящие из ионов, образованы типичными металлами и неметаллами. Они представляют собой ионные кристаллические вещества, т. е. вещества, кристаллы которых образованы ионами, а не молекулами.           После рассмотрения каждого вида связи следует перейти к их сравнительной характеристике.           Для ковалентной неполярной, полярной и ионной связи общим является участие в образовании связи внешних электронов, которые еще называют валентными. Различие же состоит в том, насколько электроны, участвующие в образовании связи, становятся общими. Если эти электроны в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, то связь ковалент-ная неполярная; если эти электроны смещены к одному атому больше, чем другому, то связь ковалент-ная полярная. В случае, если электроны, участвую щие в образовании связи, принадлежат одному атому, то связь ионная.           Металлическая связь — связь между ион-атомами в кристаллической решетке металлов и сплавах, осуществляемая за счет притяжения свободно перемещающихся (по кристаллу) электронов (Mg, Fe).           Все вышеперечисленные отличия в механизме образования связи объясняют различие в свойствах веществ с разными видами связей.

30 Способы выражения ковалентной связи.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ - это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар (Например, H₂, HCl, H₂O, O₂).

 

По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

А) КОВАЛЕНТНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КНС) - образуют атомы одного и того же химического элемента - неметалла (Например, H₂, O₂, О₃).

 

Механизм образования связи.

      Каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому наружные не спаренные электроны. Образуются общие электронные пары. Электронная пара принадлежит в равной мере обоим атомам.

     

Рассмотрим механизм образования молекулы хлора:

Cl₂ – кнс.

Электронная схема образования молекулы Cl₂:

  

Структурная формула молекулы Cl₂:

     σ

Cl – Cl ,  σ (p – p) - одинарная связь

 

Демонстрация образования молекулы водорода

Рассмотрим механизм образования молекулы кислорода:

О₂ – кнс.

Электронная схема образования молекулы О₂:

 

 

Структурная формула молекулы О₂:

     σ

О = О   

    π

В молекуле кратная, двойная связь:

Одна σ (p – p)

 и одна  π (р – р)

Демонстрация образования молекул кислорода и азота

Б) КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КПС) - образуют атомы разных неметаллов, отличающихся по значениям электроотрицательности (Например, HCl, H₂O). 

 

Встречаются исключения, когда ковалентную связь образуют атом неметалла и металла!

Например, AlCl₃, разница в электроотрицательности ∆<1.7,  т.е.  ∆ = 3,16 (Cl) – 1,61(Al) = 1,55

 

Электроотрицательность (ЭО) - это свойство атомов одного элемента притягивать к себе электроны от атомов других элементов.

     Самый электроотрицательный элемент – фтор F

Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют ряд электроотрицательности элементов, предложенный американским химиком Л. Полингом. 

Таблица. Электроотрицательности (ЭО) некоторых элементов (приведены в порядке возрастанияЭО).

Элемент	K	Na	Ca	Al	H	Br	N	Cl	O	F
ЭО	0.82	0.93	1	1.61	2.2	2.96	3.04	3.16	3.44	4.0

 

Механизм образования связи.

Каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому свои наружные не спаренные электроны. Образуются общие электронные пары. Общая электронная пара смещена к более электроотрицательному элементу.

Рассмотрим механизм образования молекулы хлороводорода:

НCl – кпс.

Электронная схема образования молекулы НCl:

 

Структурная формула молекулы НCl:

     σ

Н → Cl ,

 σ (s – p)

 - одинарная связь σ, смещение электронной плотности в сторону более электроотрицательного атома хлора (→)