5.Принципы и правила заполнения орбиталей. Принцип минимальной энергии. Принцип запрета Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского.

Область около ядерного пространства, которая наиболее вероятна в нахождении электронов называется атомной орбиталью (орбиталью). Электроны с приблизительно равной энергией находится на приблизительно равном расположении от ядра, образуя электронный слой или энергетический уровень, располагаясь на различных энергетических подуровнях.

Распределение электронов в атоме по энергетическим подуровням основывается на квантовых числах и следующих правилах:

1)принцип минимальной энергии

2)принцип Паули

3)правило Хунда

4)правило Клечковского

1)Принцип минимальной энергии : электроны в атоме распределяются по подуровням в порядке возрастания энергии атомных орбиталей.

2)Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов со всеми одинаковыми квантовыми числами.

_{Следствие: в атоме не может быть в одной орбитали более двух электронов (в орбитали 1 или 2 электрона, либо она свободна)}. магнитное квантовое число;n=2; L=1; =0;=

3)Правило Хунда: в пределах первого подуровня электроны располагаются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был max.

Следствие: при заполнении подуровня размещается сначала по одному в орбитали и только затем в орбитали появляется по два.

4)Правило Клечковского: по орбитали располагаются в порядке возрастания суммы главного и орбитального чисел (n+).

В случае, когда для разных подуровней эта сумма одинакова, размещаются на подуровне с меньшим значением главных квантовых чиселn.

6. Периодический закон и периодическая система

элементов Д. И. Менделеева с точки зрения электронного строения атомов. Периодические свойства элементов: энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, радиус атома

Периодический закон - св-ва элементов, а также св-ва и формы их соединений находящиеся в периодической зависимости от заряда ядер элементов (от атомной массы в формулировке Менделеева).

Графическим отображением периодического закона является периодическая система химических элементов (ПСХЭ)

Структура ПСХЭ

В ПСХЭ все элементы сгруппированы в горизонтальные ряды-периоды, и вертикальные столбцы-группы

Различают 2 формы ПСХЭ- длинную и короткую.

Длинная форма: периоды представлены в один ряд, а каждая подгруппа выделена в один столбец. Недостаток - отсутствие наглядности и компактности, трудно выделить отдельный элемент.

Короткая форма является более наглядной. Недостаток - элементы главной и побочной подгрупп объединены в одну группу, длинные периоды представлены в 2 ряда, причём отдельно выделены f элементы.

В таблице выделяют первых 3 коротких периода (содержат 2; 8;S элементов), и 4 длинных: в 4 и 5 по 18 элементов, в 6- 32 элемента, последний 7- незавершённый.

Каждый период начинается с щелочного металла (с атомами водорода) и заканчивается благородным газом, т.е в периодах свойства элементов изменяется от Ме до неМе.

В группах выделяют главную подгруппу ( начинается с элементов 2 и 3 периодов) и побочных подгрупп. В главных подгруппах располагаются s и p элементы, в побочных d и f элементов. Принципиальной особенностью элементов, расположенных в главных подгруппах, является одинаковое строение внешнего( валентного) энергетического уровня. Для элементов побочных подгрупп это не соблюдается.

Рассмотрим строение d элемента главных подгрупп

Li 2s, Na 3s -ns¹

Be 2s², Mg 3s² - ns²

N 2s²2p³, P 3s²3p³ - ns²np

Ne 2s²2p⁶, Ar 3s²3p⁶ - ns²np⁶

Как видно у электрон одинаковое электронное строение валентных уровней.

Вывод: Периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня обуславливает периодическое повторение химических св-в элементов. Номер периода, в котором стоит элемент, показывает число энергетических уровней в его атоме; для главных подгрупп номер группы показывает число электрон на внешнем энергетическим уровне.

Периодические свойства элементов

1 Энергия(потенциал) ионизации I- энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома. При этом образуется положительно заряженный ион. В периодах с ростом порядкового ионизации увеличивается: при увеличении заряда ядра притяжение электронов к ядру возрастает, в группах с увеличение порядкового номера потенциал убывает из-за большой удалённости внешних электронов от ядра.

2 Энергия средства к электрону E- энергия, которая выделяется при присоединении электронов к атому при этом образуется отрицательно заряженный ион.

Максимальное значение сродства у галогенов O₂ и S, наименьшее у элементов с ns² (гелий, бериллий, магний и т. д.), а т. ж. у элементов с наполовину или полностью заполненной p-подуровнем(благородные газы, N, F и т. д.)

3 Электроотрицательность (ЭО) - способность атомов притягивать к себе электроны. Количество ЭО характеризуется полусуммой энергии ионизации и энергии сродства к электрону

Более часто используют понятие- относительная ЭО: ЭО элемента сравнивают с ЭО Li, чьё значение принимают за 1. По этой шкале макс ЭО обладает F(4), O₂ (3,5), N(3); наименьшее ЭО щелочные и щелочноземельные металлы(среднее значение 0,8-1).

В периодах с ростом порядкового номера ЭО возрастает, в группах незначительно убывает.

4 Радиус атома-это половина межъядерного расстояния между соседними атомами для в-в в кристаллическом состоянии

В периодах с ростом порядкового номера радиус атома убывает; в группах- возрастает.

7. Химическая связь и ее характеристики. Ковалентная связь – полярная и неполярная, механизмы ее образования – обменный и донорно-акцепторный. Гибридизация атомных орбиталей.

Под химической связью понимают различные взаимодействия, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных молекул, ионов, радикалов. Основным признаком химической связи можно считать снижение энергии образовавшейся структуры в сравнении с суммой энергии изолированных частиц, образовавших донорную систему. В основе образований химических связей лежит взаимодействие положительно заряженных атомов с чужими электронами, а так же электроны друг друга. Выделяют следующие виды химических связей: ковалентная, ионная, водородная, металлическая.

Характеристики связей:

Энергия связей – энергия, которую необходимо затратить для разрыва связей(кДж/моль);

Длина связи – расстояние между ядрами взаимодействующих атомов в молекуле; чем меньше длина связи, тем она прочнее, тем больше ее энергия. Длина связи уменьшается с увеличением ее кратности;

Для ковалентной связи так же важными характеристиками являются: насыщаемость – максимальное число связей, которое может образовывать данный атом; направленность – взаимное расположение атомов в молекуле относительно друг друга, характеризующиеся валентным углом.

При образовании как ковалентной, так и ионной связи, конфигурация внешнего энергетического уровня взаимодействующих атомов стремится к конфигурации инертных газов – ns²np^6, т.е. на внешнем уровне 8 электронов. Ковалентную связь обозначают в виде пары точек, либо каждой паре электронов ставят в соответствии черточку.

Ковалентная связь. Это химическая связь, образованная обобщенными электронными парами. При образовании выделяют 2 механизма: обменный и донорно-акцепторный. По обменному механизму каждый из взаимодействующих атомов предоставляет свои неспаренные электроны для образования обобщенных пар.

При образовании молекулы BeCl₂ у атома Be принимал участие 1s и 1р электрон, однако обе связи Be-Cl абсолютно равноценны (одинаковая длина, энергия), что объясняется гибридизацией валентных орбиталей Be в момент образования BeCl₂. Взаимное отталкивание двух sp орбиталей определяет линейную конфигурацию молекулы BeCl₂ с валентным углом 180˚.

Гибридизация – процесс смещения и выравнивания по форме и энергии атомных орбиталей. Тип гибридизации определяет пространственное строение молекулы: sp - линейное, sp² - плоскостное, sp³ - тетраидрическое.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Механизм образования ковалентной связи, когда один атом предоставляет не поделенную электронную пару (донор) свободную орбиталь другого атома(акцептор), называется донорно-акцепторным. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи играет важнейшую роль при образовании комплексных соединения, в том числе и биокоплексы.

Валентность – число связей , который атом в молекуле связан с другими атомами. Максимальная валентность равна числу неспаренных электронов(с учетом возбужденного состояния) + число связей , образованных по донорно-акцепторному механизму. Максимальная валентность не может превышать число орбиталей на внешнем энергетическом уровне.

Полярность ковалентной связи.

Если молекула образована атомами одного химического элемента, то обобщенные электронные пары находятся строго посередине между ядрами взаимодействующих атомов – ковалентная неполярная связь(H₂, N₂, Cl₂). Если молекула образована атомами разных химических элементов, то электронные пары смещены к атому с большей электроотрицательностью, на котором появляется частичный отрицательный заряд – ковалентная полярная связь. Процесс смещения электронной пары к атому с большей электроотрицательностью, называется поляризуемостью молекулы. А полярные молекулы называются диполем и изображаются в виде эллипса с разноименно заряженными полюсами. Различают ơ и π связи.

Ơ-связь – валентные орбитали перекрываются вдоль линии, соединяющей центры, образуется s и p электроны. Π-связь – валентные электроны над и под линией, соединяющей центры атомов. Образуются p и d электроны. Характерна для соединений с кратной связью(СН₂=СН₂).

Ионная связь.

Характерна для соединений типичных металлов с типичными неметаллами. Может рассматриваться как частный случай ковалентной неполярной связи, при которой обобщенные электронные пары практически полностью смещены к атому неметалла. При таком разделении электрических рядом атомы металлов превращаются в положительный ион. При этом электронная конфигурация ионов стремится к конфигурации инертных газов. Связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов называется ионной (NaCl).

Водородная связь.

Это связь между положительно поляризованным атомом Н и атомом с высокой ЭО(F, O, N). Образование водородной связи обусловлено следующими 2 факторами:

Между атомом Н. несущим положительный заряд, и электроотрицательным атомом, несущим отрицательный заряд, возникает электростатическое напряжение.

За счет освободившегося атома Н и готовых неподеленных электронных пар атома с большой ЭО возникает образование прообраза ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

Различают межмолекулярную(между разными молекулами) и внутримолекулярную(в пределах одной молекулы) водородную связь. Наличие у веществ водородных связей приводит к аномальному изменению физических свойств: возрастает вязкость, температура кипения и плавления, парообразование). Энергия водородной связи в 1-20 раз меньше энергии ковалентной связи.