10. Энергия ионизации атомов. Ионизационный потенциал.

1).Энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от атома и переместить его на бесконечно далёкий от него уровень. Причём атом становится полностью заряженным.

Эта энергия называется потенциалом ионизации. Li: 5,39 Эл. Вольт.

Энергия отрыва одного электрона от атома Li –75,6 ЭВ, для второго атома Li – 122,4 ЭВ…

Потенциал ионизации изменяется скачком 1.

Электронные оболочки имеют ступенчатые (слоистые) строения.

2). Энергия сродства к электрону – изменение энергии атома при его присоединении к нейтральному атому с образованием отрицательного иона при 0¹К.

А + е А^-.

Электрон занимает нижнюю орбиталь с соблюдением правила Гунда.

Наиболее высокие энергии сродства у галогенов. Сумма всех энергий ионизации = Е полная.

3). Универсальная характеристика, объединяющая 1,2 электроотрицательность.

• сумма энергии ионизации и энергии сродства. Чем больше электроотрицательность, тем легче атом превращается в заряженный ион.

Электроотрицательность: Li =1, Na =0.9, K = 0.8, Cs = 0.7, Be = 1.5, Mg = 1.2, B = 2, F = 4, p = 2.5.

11. Природа химической связи. Теория валентности. Понятие о степени окисления.

Многочисленными опытами было установлено, что при образовании химической связи энергия сис-мы понижается, поэтому изучение зависимости энергии сис-мы от расстояния между атомами позволяет определить образование хим. связи. Впервые такую зависимость в 1921 г. изучили Гейтлер и Лондон. Они выбрали самую простую сис-му (Н+Н→Н₂). Используя Ур-е Шрёдингера попытались определить от каких факторов зависит энергия сис-мы. Ими было установлено, что энергия сис-мы зависит от двух составляющих. Е=~К+/-О→Е=~К+О; Е=~К-О→ -О<E<O, где К- кулоновский интеграл, включающий все электростатические взаимодействия, О- обменный интеграл, включающий образование общей электронной пары. Условию уменьшения энергии удовлетворяет функция ψ, определяющая состояние электронов с антипараллельными спинами. Таким образом, было установлено, что хим. связь образуется двумя электронами с антипараллельными спинами. Образование молекул водорода графически можно представить в виде взаимодействия электронных облаков. Из данного графика следует: при взаимодействииs-облаков происходит их перекрывание и образуется область с повышенной электронной плотностью. Таким образом были установлены условия, при которых происходит образование хим. связи. Поскольку точное решение ур-я Шрёдингера возможно для двух протонов и электрона, то для сис-мы с большим кол-вом электронов используют приближенные методы расчетов: 1) метод валентной связи, 2) метод молекулярных орбиталей. Основные положения метода ВС. 1) хим. связь образуется двумя электронами с произвольно направленными спинами, причем эта пара принадлежит обоим атомам. 2) при образовании хим. связи происходит перекрывание электронных облаков, что сопровождается понижением энергии сис-мы, и в межядерном пространстве образуется область с повышенной электронной плотностью. 3) хим. связь тем прочнее, чем в большей степени происходит перекрывание электронных облаков, поэтому в пространстве электронного облака располагаются в направлении максимального перекрывания.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, взаимодействие атомов, обусловливающее их соединение в молекулы и кристаллы. Химическая связь имеет в основном электромагнитный характер. При образовании химической связи происходит перераспределение электронной плотности связывающихся атомов. По характеру этого распределения химические связи классифицируют на ковалентную, ионную, координационную, металлическую. По числу электронных пар, участвующих в образовании данной химической связи, различают простые (одинарные), двойные, тройные химические связи, по симметрии электронного распределения - и -связи, по числу непосредственно взаимодействующих атомов — двух-, трех- и многоцентровые

12. Ковалентная связь. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент. Одинарные, двойные и тройные связи.

Ковалентная связь – связь осуществляемая за счет общих электронных пар двух атомов. Образование происходит за счет обобществления электронов. При объединении электроны образуют устойчивую электронную оболочку. Например водород (Н+Н -> Н:H), азот N₂ обобщаются 3 электронные пары. Общие пары электронов обозначаются черточками. Молекулы образованы из двух одинаковых атомов (двойные связи). Если соединяются разные атомы, то один из них более электроотрицательный будет перетягивать общую электронную пару на себя. Возникают положительный и отрицательный полюса. Молекулы с несимметричным распределением заряда называются полярными. Чем больше разница в относительной электроотрицательности атомов тем полярнее связь. Диполи – электрические системы состоящие из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов находящихся на расстоянии друг от друга. Дипольный момент ()– произведение длины диполя на величину электрического заряда. . Свойства ковалентной связи. Она является прочной. Обладает свойством насыщаемости. Имеет направленность в пространстве.