Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
химия.docx
Скачиваний:
103
Добавлен:
27.05.2015
Размер:
833.54 Кб
Скачать

1. Модели строения атомов в XIX и начале XX века

Химия - наука о веществах и закономерностях их превращений. Молекула - мельчайшая частица вещества, которая обладает его основными химическими свойствами, состоящая из атомов, связанных между собой химическими связями. А из чего состоят атомы? Сейчас это знают все старшеклассники. Атомы химических элементов состоят из положительно заряженного ядра и электронов. Как же наука пришла к такому выводу?

То, что тела могут приобретать положительный или отрицательный заряд в результате трения, люди узнали очень давно. Если опустить электроды, к которым приложена разность потенциалов, в раствор какой-либо соли, то через раствор может протекать электрический ток и на отрицательном электроде (катоде) будет осаждаться, например медь (если это был раствор медного купороса), а на аноде будет выделяться кислород. Законы электролиза были открыты более 150 лет назад английским ученым Майклом Фарадеем. Изучение физиками в конце прошлого века прохождения электрического тока через разреженные газы привело к открытию катодных лучей и установлению их природы: катодные лучи отклоняются в магнитном поле (потому что несут на себе отрицательный заряд) и представляют собой поток электронов. Результат воздействия катодных лучей на светящийся состав мы наблюдаем на экране телевизора. Из какого бы металла не был изготовлен катод при определенных условиях будут испускаться катодные лучи, следовательно, электроны входят в состав любых атомов. Но кусок металла обычно электронейтрален, поэтому наряду с отрицательно заряженными электронами атомы должны иметь "что-то" положительно заряженное.

Простейшая модель атома была предложена английским ученым Дж.Дж.Томсоном и напоминала сильно уменьшенную "калорийную булочку".

Предполагалось, что положительный заряд равномерно распределен по всему объему атома, а электроны подобны изюминкам, вкрапленным в тело булочки. Атом в целом является электронейтральным, так как положительные и отрицательные заряды уравновешивают друг друга.

В 1895 г. было открыто явление радиоактивности: некоторые вещества (названные радиоактивными) способны излучать невидимые "лучи", которые обладают большой проникающей способностью и могут "засвечивать" завернутую в темную бумагу фотопластинку. Было установлено, что природа этих "лучей" у разных веществ может отличаться, и их классифицировали на a-, b- и g-лучи. Позже было установлено, что a-лучи - это ядра атомов He, b-лучи - поток электронов, а g-лучи - очень "жесткое" рентгеновское излучение. Изучая законы прохождения a-лучей через золотую фольгу (золотая фольга может быть столь тонкой, что становится прозрачной), Эрнст Резерфорд - английский ученый - на основе статистического анализа распределения двух миллионов "вспышек" (сцинцилляций) на экране, покрытом слоем ZnS, пришел к выводу, что вся масса атома, несущая положительный заряд, сосредоточена в очень малом объеме. Так было открыто наличие положительного ядра у атомов химических элементов. Электроны двигаются в пространстве вокруг ядра атома и электронная оболочка определяет пространственные размеры атомов. Иногда говорят о планетарной модели строения атома и называют ее "Моделью Резерфорда". Рассмотрим доводы "за" и "против".

По закону всемирного тяготения Ньютона на планету со стороны Солнца действует сила притяжения:

Все тела, которые не обладали орбитальной скоростью движения по отношению к Солнцу, под действием силы тяготения упали на Солнце. При возникновении Солнечной системы планеты приобрели орбитальную скорость. Если бы не было притяжения со стороны Солнца или если бы эта сила оказалась недостаточной, то планеты ушли бы из Солнечной системы. В Солнечной системе в качестве планет остались лишь те тела, для которых сила тяготения является центростремительной силой, сообщающей планете центростремительное ускорение. При этом изменяется лишь направление орбитальной скорости, а центростремительная сила не производит работы, поэтому такая система может существовать миллиарды лет.

Если теперь рассмотреть простейший одноэлектронный атом - атом водорода, то на электрон со стороны ядра действует не только гравитационная сила:

по закону всемирного притяжения масс, но и кулоновская сила:

Зная массы протона и электрона, зная заряды электрона и протона, легко сравнить эти силы. Кулоновская сила превосходит гравитационную в 1039 раз, поэтому последнюю можно не принимать во внимание. Итак, роль центростремительной силы в атоме играет кулоновская сила и "чтобы не упасть на ядро" электрон должен иметь орбитальную скорость. В отличие от планеты электрон несет чудовищный заряд (в расчете на единицу массы) и при вращении вокруг ядра создает переменное магнитное поле, которое, в свою очередь, порождает переменное электрическое поле. Генерируемое электроном электромагнитное поле невозможно локализовать, распространяясь в пространстве, оно будет уносить кинетическую энергию электрона и за ничтожную долю секунды электрон должен будет упасть на ядро атома ("атомная катастрофа").

Итак, Э.Резерфорд доказал существование ядра атома на основе анализа статистического распределения a-частиц после их прохождения через золотую фольгу. Как доказательство статистические закономерности использовались впервые и поэтому вызывали большие сомнения. Планетарная модель строения атома противоречила законам классической электродинамики. Нужны были новые доказательства.

В 1913 г. в лабораторию к Э.Резерфорду приехал стажер из Дании - Нильс Бор. Он ознакомился с работами Э.Резерфорда и вернулся на родину, ему попался на глаза школьный учебник физики, на обложке которого был изображен спектр атомарного водорода. Более того, школьному учителю физики Бальмеру удалось в аналитической форме выразить закономерность расположения линий в спектре атомарного водорода:

-константа Ридберга, а m - принимает значения 3, 4, 5...

Почему спектр дискретный? К этому времени ученые накопили очень большое количество зарисованных и заснятых на фотопластинку  линейчатых (атомарных) и полосатых (молекулярных) спектров, но никто не знал, как расшифровать эти спектры, какую информацию о строении атомов и молекул они несут.

Где еще ученые встречались с дискретностью? В 1900 г. немецкий ученый Макс Планк вывел формулу, для характеристики излучения абсолютно черного тела (АЧТ - тело, которое поглощает все падающие на него лучи, а все излучение, которое от него исходит, оно генерирует само). Поскольку излучение АЧТ не зависело от материала, из которого оно было сделано, то М.Планк предположил, что генерируют излучение электроны, входящие в состав любых материалов, при этом колеблющиеся с частотой n электроны могут находиться лишь в состояниях, набор которых определяет квантовое число n, принимающее целочисленные значения 1, 2, 3, 4 и т.д.:

,

Поэтому Нильс Бор предположил, что при движении электрона по орбите вокруг ядра его момент количества движения (произведение массы me на скорость v в физике называют импульсом или количеством движения, а при умножении этой величины на радиус окружности r получают момент количества движения) является величиной квантованной:

Решая совместно систему из уравнения всемирного тяготения и последнего уравнения, Н.Бор не только получил "дозволенные" орбиты для электрона в атоме водорода, но и вычислил радиусы этих орбит, орбитальную скорость электрона, потенциальную, кинетическую и полную энергии электрона на этих орбитах. Если электрон перескакивает с одной дозволенной орбиты на другую, то, например, избыток энергии он излучает в виде фотона (электромагнитной волны) с частотой n или длиной волны l=1/n. В результате Н.Бор не только вывел формулу Бальмера, но и получил выражение для константы Ридберга через фундаментальные физические константы.

Конечно, главное противоречие планетарной модели в теории Бора так и не было преодолено, но на ее сторону были привлечены очень точные для того времени спектральные данные для атомарного водорода. Исследуя спектр солнечного света, удалось найти не только линейчатый спектр атомарного водорода, но и обнаружить "смещенные" линии, которые были отнесены к изотопу водорода - дейтерию, масса ядра которого почти в два раза больше, чем у водорода, и к ионизированному гелию He+, масса которого в четыре раза больше, чем у водорода. Когда-то в споре философов о познаваемости окружающего нас мира как пример того, что человек никогда не сможет узнать, приводили качественный и количественный состав Солнца. Сейчас его ученые знают гораздо лучше, чем качественный и количественный состав Земли, особенно ее глубинных слоев - ядра.

Таким образом, переход от модели строения атома, предложенной Дж.Дж.Томсоном, к планетарной модели большой вклад внесли Э.Резерфорд и Н.Бор. Эту модель называют "Моделью Резерфорда-Бора". Попытки Н.Бора расшифровать атомные спектры многоэлектронных атомов не увенчались успехом.

 

2. 1.5. Квантовые числа и атомные орбитали

Атомы характеризуются определенным значением заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по энергетическим уровням. Поведение электронов в атоме можно охарактеризовать четырьмя квантовыми числами.

Главное квантовое число n - определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия зависит от расстояния между электроном и ядром: чем ближе к ядру электрон, тем меньше его энергия. Т.е. главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Установлено, что n совпадает с номером периода, принимает численные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞. и имеет, соответственно, буквенные обозначения К L M N O P Q.

Орбитальное квантовое число l (называемое также побочным или азимутальным) - определяет форму электронного облака и расщепление энергетического уровня на подуровни. Принимает целочисленные значения от 0 до (n - 1) и обозначается строчными буквамиl = 0 ( s ), 1( p ), 2 ( d ), 3 ( f ).

Пусть n = 1, l = 0. Таким значением l характеризуются электронные облака, имеющие сферическую симметрию. Такие электроны называются s – электронами

Пусть = 2, = 0, 1.Согласно квантовомеханическому расчету орбитальному квантовому числу = 1 соответствует гантелевидная форма электронного облака (объемная восьмерка). Электроны, у которых = 1, называются p-электронами. Электроны 2-го энергетического уровня образуют два подуровня: 2s и 2p.

Если n = 3, l = 0, 1, 2. Орбитальному квантовому числу = 2 соответствует более сложная форма электронных облаков. Электроны, орбитальное квантовое число которых равно 2, называются d-электронами. Третий энергетический уровень содержит три подуровня: 3s, 3p, 3d.

Если = 4, = 0, 1, 2, 3.Орбитальному квантовому числу = 3 соответствует еще более сложная форма электронных облаков, а электроны с = 3, называются - электронами. Четвертый энергетический уровень содержит четыре подуровня: 4s, 4p, 4d, 4f.

Магнитное квантовое число ml. Характеризует ориентацию облаков в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения 0, 1, 2, ..., ± l.

l = 0(s), m= 0 соответствует одной атомной орбитали на s-подуровне;  = 1(p), m= ±1, 0 – три возможных ориентации соответствуют трем атомным орбиталям на p – подуровне; l = 2(d), m= ±2, ±1, 0 (5) – пять атомных орбиталей на d- подуровне; = 3, m= ±3, ±2, ±1, 0 –семь атомных орбиталей на f –подуровне.

Спиновое квантовое число ms. Изучение атомных спектров показало, что каждый электрон характеризуется собственным механическим моментом движения, который называется спин. Проекция спина на физически выделенное направление z, например, магнитным полем равна: Спиновое квантовое число имеет только два значения + 1/2 и -1/2. Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками.

3. Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений. Количество электронов в отдельном атоме равно количеству протонов. Так как электроны являются фермионами, принцип Паули запрещает им принимать одинаковые квантовые состояния. В итоге, все электроны не могут быть в одном квантовом состоянии с наименьшей энергией (для невозбуждённого атома), а заполняют последовательно квантовые состояния с наименьшей суммарной энергией (при этом не стоит забывать, что электроны неразличимы, и нельзя сказать, в каком именно квантовом состоянии находится данный электрон). Примером может служить невозбуждённый атом лития (Li), у которого два электрона находятся на 1S орбитали (самой низкой по энергии), при этом у них отличаются собственные моменты импульса и третий электрон не может занимать 1S орбиталь, так как будет нарушен запрет Паули. Поэтому, третий электрон занимает 2S орбиталь (следующая, низшая по энергии, орбиталь после 1S).

[править]Литература

Принцип наименьшей энергии: электроны в первую очередь заполняют свободные орбитали с наименьшей энергией.

Атомные орбитали располагаются в порядке увеличения их энергии следующим образом: 1s2 <2s2 <2p6<3s2<3p6<4s2<3d104p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<5d10<6p6<7s2<5f14<6d10.

                В многоэлектронных атомах энергия орбиталей определяется не только взаимодействием электронов с ядром, но и взаимодействием  электронов между собой. Это проводит к появлению ряда нарушений вышеприведенной последовательности у отдельных d и f-элементов. Явление носит название провал электрона; проявляется в заполнении орбиталей  с более высокой энергией  при наличии  незаполненных орбиталей с более низкой энергией.

Правило Клечковского: Заполнение орбиталей происходит в порядке увеличения суммы квантовых чисел n+l; при постоянной сумме n+l заполнение происходит в порядке возрастания n. Применение правила Клечковского дает последовательность возрастания энергии орбиталей.

4-6. Электронные конфигурации атомов химических элементов

Гипермаркет знаний>>Химия>>Химия 11 класс>> Химия: Электронные конфигурации атомов химических элементов

Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского «веретено»), то есть обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемой оси: по часовой или против часовой стрелки. Этот принцип носит название принципа Паули. Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, то есть электроны с противоположными спинами.

На рисунке 5 показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни. s-Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода (s = 1) располагается на этой ор-битали и неспарен. Поэтому его электронная формула или электронная конфигурация будет записываться так: 1s1. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой (1 ...), латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа вверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне. Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной s-орбитали, эта формула: 1s2. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий — это благородный газ. На втором энергетическом уровне (n = 2) имеется четыре орбитали: одна s и три р. Электроны s-орбитали второго уровня (2s-орбитали) обладают более высокой энергией, так как находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны 1s-орбитали (n = 2). Вообще, для каждого значения n существует одна s-орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения n. р-Орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки. Все три р-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с n = 2, имеет три р-орбитали. С увеличением значения n электроны анимают р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, г. У элементов второго периода (n = 2) заполняется сначала одна в-орбиталь, а затем три р-орбитали. Электронная формула 1л: 1s22s1. Электрон слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион Li+. В атоме бериллия Ве0 четвертый электрон также размещается на 2s-орбитали: 1s22s2. Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются — Ве0 при этом окисляется в катион Ве2+. У атома бора пятый электрон занимает 2р-орбиталь: 1s22s21. Далее у атомов С, N, О, Е идет заполнение 2р-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: 1s22s26. У элементов третьего периода заполняются соответственно Зв- и Зр-орбитали. Пять d-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными: 11Nа 1s22s2Зв1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6. Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, то есть записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул. У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно 4я- и 5я-орбитали: 19К 2, 8, 8, 1; 38Sr 2, 8, 18, 8, 2. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие 3d- и 4d- орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): 23V 2, 8, 11, 2; 26Tr 2, 8, 14, 2; 40Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43Тг 2, 8, 18, 13, 2. Как правило, тогда, когда будет заполнен предыдущий d-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно 4р- и 5р ) р-подуровень. У элементов больших периодов — шестого и незавершенного седьмого — электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступят на внешний в-подуровень: 56Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следующий один электрон (у Nа и Ас) на предыдущий (p-подуровень:57Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 и 89Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2. Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4f- и 5f-орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов. Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп: 73Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, — и, наконец, только после полного заполнения десятью электронами сйгоду-ровня будет снова заполняться внешний р-подуровень: 86Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8. Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек — записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули, согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда, согласно которому электроны занимают свободные ячейки (орбитали), располагаются в них сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными. В заключение еще раз рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева. Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

В атоме гелия первый электронный слой завершен — в нем 2 электрона. Водород и гелий — s-элементы, у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь. Элементы второго периода У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен и электроны заполняют е- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s-, а затем р ) и правилами Паули и Хунда (табл. 2). В атоме неона второй электронный слой завершен — в нем 8 электронов. Таблица 2 Строение электронных оболочек атомов элементов второго периода

Окончание табл. 2

Li, Ве — в-элементы. В, С, N, О, F, Nе — р-элементы, у этих атомов заполняются электронами р-орбитали. Элементы третьего периода У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать Зs-, 3р- и Зd-подуровни (табл. 3).

Таблица 3 Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода

У атома магния достраивается Зs-электронная орбиталь. Nа и Mg— s-элементы.

В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) 8 электронов. Как внешний слой, он завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными Зd-орбитали. Все элементы от Аl до Аг — р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень (табл. 4), так как он имеет меньшую энергию, чем Зй-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода: 1) обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: Аr; 2) не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.

Таблица 4 Строение электронных оболочек атомов элементов четвертого периода

К, Са — s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sс до Zn заполняется электронами Зй-подуровень. Это Зй-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам. Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4я- на Зй-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций Зd5 и Зd10:

В атоме цинка третий электронный слой завершен — в нем заполнены все подуровни 3s, Зр и Зd, всего на них 18 электронов. У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень: Элементы от Gа до Кr — р-элементы.

У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f- подуровни. У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке:  5s->  4d -> 5р. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у 41Nb, 42MO и т.д. В шестом и седьмом периодах появляются элементы, то есть элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя. 4f-Элементы называют лантаноидами. 5f-Элементы называют актиноидами. Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55Сs и 56Ва — 6s-элементы; 57Lа... 6s25d1 — 5d-элемент; 58Се — 71Lu — 4f-элементы; 72Hf — 80Нg — 5d-элементы; 81Тl— 86Rn — 6р-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f подуровней, то есть nf7 и nf14. В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства или блока (рис. 7). 1)    s-Элементы; заполняется электронами в-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп; 2)    р-элементы; заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня атома; к р элементам относятся элементы главных подгрупп III—VIII групп; 3)    d-элементы; заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I—VIII групп, то есть элементы вставных декад больших периодов, расположенные между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами; 4)    f-элементы, заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.

7.

 Периодичность изменения свойств элементов. Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.

Так как электронные конфигурации атомов элементов изменяются периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, которые определяются их электронным строением: размерами атомов, энергетическими характеристиками, окислительно-восстановительнымим свойствами.

Главным химическим свойством атомов элементов является их окислительная или восстановительная способность, которая определяется положением элемента в ПСЭ. В периодах от начала к концу ослабляется восстановительная активность атомов и возрастает окислительная, т. е. наблюдается переход от атомов с типичными свойствами металлов к атомам с типичными свойствами неметаллов, электроотрицательность атомов при этом возрастает. В пределах группы элементов (главной подгруппы) с ростом заряда ядра атомов увеличивается количество энергетических уровней атомов. Таким образом, восстановительная активность атомов по группам сверху вниз возрастает, а окислительная – снижается, уменьшается и величина ЭО атомов. Самые сильные окислители (неметаллы) находятся в правом верхнем углу ПСЭ: F, Cl, O. Самые сильные восстановители (металлы) находятся в левом нижнем углу: Fr, Ba, Ra.

 8.

Свойства ковалентной связи

Ковалентная связь обладает рядом важных свойств. К их числу относятся:насыщаемость и направленность.

НАСЫЩАЕМОСТЬ — характерное свойство ковалент­ной связи. Она проявляется в способности атомов образо­вывать ограниченное число ковалентных связей. Это свя­зано с тем, что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной хими­ческой связи. Данное свойство определяет состав молеку­лярных химических соединений. Так, при взаимодейст­вии атомов водорода образуется молекула Н2, а не Н3. С точки зрения МВС третий атом водорода не может присо­единиться, так как спин его электрона окажется парал­лельным спину одного из спаренных электронов в молеку­ле. Способность к образованию того или иного числа кова­лентных связей у атомов различных элементов ограни­чивается получением максимального числа неспаренных валентных электронов.

НАПРАВЛЕННОСТЬ — свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы. Причина направленности связи заключается в том, что перекрывание электронных орбиталей возможно только при их определенной взаимной ориентации, обеспечиваю­щей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания. В этом случае образуется наиболее проч­ная химическая связь.         

 

9. Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

Содержание

  [убрать] 

  • 1 Концепция гибридизации

  • 2 Виды гибридизации

    • 2.1 sp-гибридизация

    • 2.2 sp2-гибридизация

    • 2.3 sp3-гибридизация

  • 3 Гибридизация и геометрия молекул

  • 4 Ссылки

  • 5 Литература

  • 6 См. также

  • 7 Примечания