Валентные свойства атомов

Валентность

• показывает число химических связей, которое может образовать данный атом

• зависит от числа неспаренных е^- на внешнем и незавершенных энергетических подуровнях

• в большинстве случаев совпадает с № группы, в которой находится элемент

• различают валентность атома в основном (В) и возбужденном (В*) состояниях

• ! Распаривание е^- при образовании возбужденных валентностей атома происходит в пределах одного энергетического уровня

Валентность: s- элементы

₁₁Na [Ne] 3s¹ …3s¹

₁₂Mg [Ne] 3s² …3s²

р- элементы:

О и F: возбужденного состояния нет.

Cl …. 3s²3p⁵ – электронный аналог фтора.

Валентности:

В = 1,

В*= 3, 5, 7, т.к. имеются свободные 3d – орбитали.

d- элементы

Для большинства d-элементов валентность в основном состоянии равна 0, т.к. на внешнем уровне нет неспаренных е^-.

При переходе в возбужденное состояние s-электроны распариваются. При этом, кроме внешних валентными становятся неспаренные d-электроны предвнешнего подуровня.

₂₇Cо [Ar]3d⁷4s² …3d⁷4s²

Элементы одной подгруппы – аналоги е^- - структуры.

19. и р – элементы находятся в главных подгруппах.

d- и f- элементы – в побочных.

Характер изменения свойств атомов и образованных ими простых соединений

в периоде:

• количество квантовых слоев одинаково

• заряд ядра ↑слева направо

в этом же направлении:

• Е ионизации (I) валентных е^- ↑

• орбитальный радиус атомов (с. 333) ↓

• ↑ окислительные свойства атомов

• ↑ неметаллический характер простых веществ

в подгруппах (вниз по подгруппе):

• ↑ заряд ядер

• ↑количество квантовых слоев

Эти тенденции действуют противоположно на величину энергии ионизации I.

Важным фактором становится степень экранирования заряда ядра (предыдущими слоями)

– уменьшение воздействия положительно заряженного ядра на валентные е^-.

у атомов элементов главных подгрупп:

• квантовые слои предыдущие валентным е^- заполнены,

• эффект экранирования сильный

вниз по подгруппе (А):

• энергия ионизации ↓

• орбитальный радиус ↑

• ↑ восстановительные свойства атомов

• ↑ металлический характер простых соединений

у атомов элементов побочных подгрупп (Б) :

• d-оболочка предвнешнего слоя не завершена

• эффект экранирования относительно слабый

Таким образом,

• энергия ионизации валентных е^- у атомов d- и f- элементов в 1.5 – 2 раза выше, чем у атомов s- и p- элементов, стоящих с ними в одном периоде;

• самым сильным восстановителем в этих подгруппах является 2 –ой (сверху) элемент.

Лекция 4. Химическая связь

Химическая связь – совокупность сил, действующих между частицами и обусловливающих образование устойчивых структуры: молекул, ионов, кристаллов и других систем.

! при образовании химической связи всегда выделяется Е

Основные типы химической связи

1. ионная

2. ковалентная

3. металлическая

Основные параметры химической связи

Энергия связи Е_св, кДж/моль - количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи в расчете на 1 моль вещества.

Длина связи l_св, нм - расстояние между ядрами химически связанных атомов.Зависит от размеров е^--оболочек и степени их перекрывания

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Химическая связь, образованная путем обобществления пары е^- двумя атомами называется ковалентной.

Сопровождается образованием:

- общей пары е^- ,

- повышенной е^- - плотности между атомами;

Образуется:

- только при взаимодействии е^- с антипараллельными спинами (принцип Паули);

Зависимость энергии систем из 2-х атомов водорода с антипараллельным (1) и параллельными (2) спинами от расстояния между ядрами.

Е – энергия связи, l – длина связи

При сближении двух атомов Н с параллельными спинами е^- (↑↑) с ↓расстояния между ними, Е системы возрастает → связь не образуется

Если спины е^- противоположно направлены (↑↓), на определенном расстоянии Е системы из двух атомов минимальна (Е _min) → образуется молекула

+

+

+

Н Н Н₂

Е_св = Е _{образования молекулы} n_связей

N + 3H = NH₃

Е _{образования молекулы} =1170 кДж/моль, Е_{св N-H} =1170/3 = 390 кДж/моль

связь	Есв, кДж /моль	lсв, нм	Вывод
F – F	159,0	0,142	Rат↓, lсв↓ Есв ↑
H – H	436,0	0,074

связь	Есв, кДж /моль	lсв, нм	Вывод
H – Cl	427,0	0,128	Rат (галогена) ↑, lсв↑ Есв ↓
H - Br	361,0	0,162
H – I	294,0	0,412

ВЫВОДЫ:

! Чем ↑ Е_св , тем она прочнее

! Чем ↓l_св, тем ↑ Е_св и устойчивее молекула

Механизмы образования ковалентной связи

1. обменный

2. донорно-акцепторный

Обменный механизм - каждый из двух связываемых атомов выделяет для обобществленной пары по одному неспаренному е^-

Донорно-акцепторный механизм - из двух связываемых атомов один (донор) выделяет неподеленную пару е^-, а другой (акцептор) – свободную орбиталь

Обменный Донорно-акцепторный

А –акцептор, D – донор

Ион аммония:

Механизмы образования связей:

три связи - по обменному механизму,

одна связь - по донорно-акцепторному: ‘N’-донор,‘H^+’-акцептор

Схема образования молекулы оксида углерода (II) СО

C O

Механизмы образования связей:

две связи по обменному механизму,

одна связь по донорно-акцепторному: ‘O’-донор,‘C’-акцептор.

! Валентности ‘C’ и ‘O’ в молекуле СО равны 3

В _атома = В_обм + В _д-а

Частный случай д-а взаимодействия: дативные связи – образуются, когда АО одного атома, могут выступать одновременно в роли и донора и акцептора неподеленных пар е^-.

С хема образования молекулы Cl₂

! Е_св(Сl₂) = 243 кДж/моль и ↑ , чем Е_св(F₂) = 159 кДж/моль,

несмотря на то, что l_св (Сl₂) > l_св(F₂)

СВОЙСТВА КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

1.Насыщаемость

В образовании связи могут участвовать только валентные е^-

! Атом образует не любое, а ограниченное число связей

2.Направленность

• АО пространственно ориентированы

• Перекрывание орбиталей происходит в определенных направлениях Þ молекулы имеют определенную пространственную структуру

Типы ковалентной связи

σ – связь π – связь δ - связь

s - связь образуется при перекрывании АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов

Молекула Cl₂ Cl …3s²3p⁵

Cl …3s²3p⁵

р-р – перекрывание, σ- связь, механизм образования - обменный

структура молекулы - линейная

Молекула Н₂

H …1s¹

H …1s¹ s-s – перекрывание σ- связь

механизм образования - обменный

структура молекулы -линейная

! Любая одинарная связь в молекуле - s - связь

угол между s - связями – валентный угол (Ð)

π – связь – образуется при боковом перекрывании двух р – облаков, расположенных перпендикулярно линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов

Если у взаимодействующих атомов имеются дополнительные неспаренные е, наряду с s - связью м.б. образованы дополнительные π – связи.

(=), ( ≡) - кратные связи

Кратность связи - число хим. св. между двумя взаимодействующими частицами

О₂ N₂

О = О N ≡ N

Кратность связи = 2 Кратность связи = 3