I Реакционная способность веществ

Атом представляет собой сложную микросистему, состоящую из ядра и движущихся вокруг него электронов. Число электронов в атоме равно заряду его ядра и отвечает порядковому номеру этого элемента в Периодической системе. Свойства атомов определяются зарядом их ядер, числом электронов и их состоянием в атоме. Пространство, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называют атомной орбиталью. Энергетическое состояние электрона в изолированном атоме описывается четырьмя квантовыми числами: главным n, орбитальным l, магнитным m_l, спиновым m_s.

Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Главное квантовое число принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, …- и характеризует оболочку или энергетический уровень. Чем больше n, тем выше энергия. Переходы электронов с одной оболочки (уровня) на другую сопровождаются выделением квантов энергии.

Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Орбитальные квантовые числа принимают целочисленные значения от 0 до (n-1). Электроны с орбитальным квантовым числом 0 называются s-электронами. Орбитали и электронные облака имеют сферическую форму.

Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются р-электронами. Орбитали и соответствующие электронные облака имеют форму, напоминающую гантель.

Электроны с орбитальным квантовым числом 2 называют d -электронами. Орбитали имеют более сложную форму, чем р-орбитали.

Электроны с орбитальным квантовым числом 3 получили название f- орбиталей. Форма их орбиталей ещё сложнее, чем у d- орбиталей.

Магнитное квантовое число m характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от – l до + l, включая 0. Соответственно, для s-подуровня имеется одна орбиталь (m_l=0), у р-подуровня – три орбитали (m_l=-1, 0, +1), у d-подуровня – пять орбиталей (m_l=-2, -1, 0, +1, +2).

Каждый электрон характеризуется также собственным механическим моментом движения, называемым спином.

Спиновое квантовое число m_s имеет только два значения +1/2 и -1/2. Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением.

Запись распределения электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям называют электронной конфигурацией элемента. Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома. В случае, когда один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, то и электронная конфигурация характеризует возбужденное состояние атома.

Заполнение энергетических уровней электронами в многоэлектронных атомах подчиняется трём принципам:

1. Принцип Паули. В любой атомной или молекулярной системе не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

2. Принцип наименьшей энергии. Электроны при заполнении орбиталей занимают прежде всего те орбитали, энергия которых меньше (энергия же орбиталей определяется значением главного n и орбитального l квантовых чисел). Последовательность заполнения атомных орбиталей очередными электронами в соответствии с принципом наименьшей энергии следующая:

1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→5d¹→+4f→ 5d^2-10→ 6p→7s→6d¹→5f→6d²…

3. Правило Гунда. Все орбитали заполняются электронами по возможности по одному, и только после этого электроны спариваются.

В соответствии с тем, какое состояние заполняется очередным электроном, отличающим данный элемент от предыдущего в периодической системе, все элементы делятся на s-, p-, d- и f- семейства. К s- семейству относятся элементы главных подгрупп I и II групп периодической системы, а также водород и гелий; к p - семейству – элементы главных подгрупп III – VIII групп, к d- семейству – элементы побочных подгрупп, к f- семейству – лантаноиды и актиноиды.

Для составления электронной формулы атома данного элемента необходимо знать положение его в периодической системе. Порядковый номер указывает на заряд ядра его атома, а, следовательно, и на общее число электронов в атоме. Номер периода соответствует количеству энергетических уровней в атоме. Номер группы отвечает числу валентных электронов (электронов, участвующих в образовании химических связей). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны заполняют наружный энергетический уровень (s- или s- и p- состояния). В атомах элементов побочных подгрупп валентные электроны находятся в s- состоянии внешнего энергетического уровня и в d- состоянии предыдущего уровня.

Электронными аналогами называются элементы, у которых валентные электроны расположены на орбиталях, описываемых общей для всех элементов формулой. В периодической системе элементов электронные аналоги входят в состав одной подгруппы.

Пример 1. Составить электронную формулу атома магния Mg (элемент s-семейства).

Порядковый номер магния 12, значит, в атоме двенадцать электронов. Магний – элемент III периода – три энергетических уровня в атоме. Элемент главной подгруппы II группы, следовательно, два валентных электрона в s-состоянии находятся в наружном, третьем, энергетическом уровне. Отсюда электронная формула атома магния:

1s²2s²2p⁶3s².

Пример 2. Составить электронную формулу атома углерода С (элемент p- семейства).

Порядковый номер 6 – 6 электронов. Период II – два энергетических уровня. Главная подгруппа IV группы – 4 валентных электрона в s- и p- состояниях внешнего энергетического уровня. Электронная формула атома С:

1s²2s²2p²

Пример 3. Составить электронную формулу титана (элемент d- семейства).

Порядковый номер 22 – двадцать два электрона. IV период – четыре энергетических уровня. Побочная подгруппа IV группы - четыре валентных электрона (два в s-состоянии наружного четвёртого энергетического уровня и два в d-состоянии третьего энергетического уровня). Электронная формула атома титана:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s².

Пример 4. Составить электронную формулу атома гадолиния (элемент f- семейства).

Порядковый номер 64 – шестьдесят четыре электрона. VI период – шесть энергетических уровней. Побочная подгруппа III группы – три валентных электрона (два в s-состоянии шестого энергетического уровня и один в d-состоянии пятого энергетического уровня). Очередной электрон, отличающий атом гадолиния от атома предыдущего элемента, заполняет 4f-орбитали:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f⁷5s²5d¹6s².

Пример 5.

На каком основании хлор и марганец помещают в одной группе периодической системы элементов? Почему их помещают в разных подгруппах?

Р е ш е н и е. Электронные конфигурации атомов:

Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ ; Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s²

Валентные электроны хлора - 3s²3p⁵ , а марганца - 3d⁵4s² ; таким образом, эти элементы не являются электронными аналогами и не должны размещаться в одной и той же подгруппе. Но на валентных орбиталях атомов этих элементов находится одинаковое число электронов – 7. На этом основании оба элемента помещают в одну и ту же седьмую группу периодической системы, но в разные подгруппы.

Вариант 1.

1. Запишите краткую электронную конфигурацию элементов с порядковыми номерами №2 и №89.

2. Назовите элементы – электронные аналоги с формирующим электроном 5p⁶ и 6s².

Вариант 2.

1. Запишите краткую электронную конфигурацию элементов с порядковыми номерами №54 и №17.

2. Назовите элементы – электронные аналоги с формирующим электроном 4f⁷ и 2p³.

Вариант 3.

1. Запишите краткую электронную конфигурацию элементов с порядковыми номерами №77 и №21.

2. Назовите элементы – электронные аналоги с формирующим электроном 2s¹ и 3d²

Вариант 4.

1. Запишите краткую электронную конфигурацию элементов с порядковыми номерами №12 и №46.

2. Назовите элементы – электронные аналоги с формирующим электроном 3d⁵ и 6s¹.

Вариант 5.

1. Записать электронные формулы атомов элементов с зарядом ядра: а) 8; б) 15. Составить графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих атомов.

2. Указать особенности электронных конфигураций атомов меди и хрома. Сколько 4s-электронов содержат невозбуждённые атомы этих элементов?

Вариант 6.

1. Записать электронные формулы атомов элементов с зарядом ядра: а) 18; б) 23; д) 53. Составить графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих атомов.

2. Структура валентного электронного слоя атома элемента выражается формулой: а) 5s²5p⁴; б) 3d⁵4s¹. Определить порядковый номер и название элемента.

Вариант 7.

1. Записать электронные формулы атомов элементов с зарядом ядра: а) 53; б) 20. Составить графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих атомов.

2. Назовите элементы – электронные аналоги элементу с формирующим электроном: 4s² и 5d³.

Вариант 8.

1. Сколько неспаренных электронов содержат невозбуждённые атомы: а) В; б) S?

2. Назовите элементы – электронные аналоги элементу с формирующим электроном: 5d¹ и 3p⁶.

Вариант 9.

1. Сколько неспаренных электронов содержат невозбуждённые атомы: а) As; б) Cr?

2. Назовите элементы – электронные аналоги элементу с формирующим электроном: 4d³ и 2p².

Вариант 10.

1. Сколько неспаренных электронов содержат невозбуждённые атомы: а) Hg и б) С?

2. Назовите элементы – электронные аналоги элементу с формирующим электроном: 3d¹⁰ и 6s¹.

Описание химической связи в любой молекуле – это описание распределения в ней электронной плотности. По характеру этого распределения химические связи подразделяют на ковалентные, ионные и металлические.

Ковалентная связь

При рассмотрении природы ковалентной связи используются два подхода: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

В основе МВС лежат следующие положения:

1. Химические связи между атомами осуществляются за счёт общих электронных пар в поле обоих ядер. Образование пары электронов возможно за счёт перекрывания облаков электронов с противоположными спинами.

Такая электронная пара может быть образована как в результате спаривания двух неспаренных электронов, принадлежащих разным атомам (обменный механизм), так и за счёт пары электронов одного атома – донора и вакантной орбитали второго атома – акцептора (донорно-акцепторный механизм образования связи).

Например, три ковалентные связи в молекуле аммиака образуются по обменному механизму за счёт перекрывания электронных облаков трёх атомов водорода и трёх p-электронов атома азота:

Пара s-электронов атома азота не участвует в образовании связи. При образовании иона аммония четвёртая ковалентная связь между атомом азота и протоном образуется по донорно-акцепторному механизму – за счёт неподеленной пары электронов атома азота (донора электронов) и свободной орбитали иона водорода (акцептора электронов):

В ионе аммония все четыре ковалентные связи равноценны несмотря на различные механизмы образования.

2. Ковалентная связь может быть полярной и неполярной. Связь между атомами одного элемента всегда неполярна. Связь между атомами различных элементов всегда полярна. Для характеристики способности атома данного элемента оттягитвать к себе электроны, образующие связь, пользуются значением относительной электроотрицательности. Полярность связи обусловлена смещением связующего электронного облака в сторону более электроотрицательного атом.

Например, в молекуле HCl связующее электронное облако смещено в сторону атома хлора. Вследствие этого атом водорода в молекуле HCl поляризован положительно, а атом хлора – отрицательно.

Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μ_св, равный произведению эффективного заряда δ на длину диполя связи l_д связи.

Полярность молекул характеризуется значением электрического момента диполя μ_м, который равен векторной сумме электрических моментов диполей связей, имеющихся в молекуле.

В линейных молекулах АВ₂,треугольныз АВ₃, тетраэдрических и квадратных АВ₄ дипольные моменты связей А-В взаимно компенсируют друг друга, суммарные дипольные моменты молекул равны нулю. Подобные молекулы неполярны, несмотря на полярность отдельных связей.

3. Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью, направленностью и поляризуемостью.

Насыщаемость ковалентной связи проявляется в том, что атом каждого элемента может образовывать ограниченное число ковалентных связей. Максимальная валентность (способность образовывать определенное количество ковалентных связей) определяется числом валентных одноэлектронных облаков (для образования связей по обменному механизму), а также числом свободных валентных орбиталей и двухэлектронныхоблаков (для образования связей по донорно-акцепторному механизму).

Число неспаренных электронов в атоме в процессе образования связей может увеличиваться за счёт возбуждения атома, при котором двухэлектроннные облака распадаются на одноэлектронные и электроны промотируют на свободную орбиталь того же энергетического уровня.

Например, электронная конфигурация и валентность углерода в основном и возбуждённом состояниях следующее:

В=2 В=4

Направленность ковалентной связи обусловлена различием формы и взаимной направленностью в пространстве электронных облаков. Если у атома, вступающего в химическую связь, участвуют разные атомные орбитали (s-, p-, d- и f-), то при образовании химической связи происходит гибридизация (смешение, выравнивание по форме) этих орбиталей, т.е. из разных атомных орбиталей образуются одинаковые атомные орбитали. Гибридизация происходит у орбиталей, имеющих энергетическую близость. Гибридное облако имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра, поэтому при взаимодействии её с атомной орбиталью другого атома происходит максимальное перекрывание. Гибридизация связана с энергетическим выигрышем за счёт образования более прочных связей и более симметричного распределения электронной плотности в молекуле.