Краткая характеристика основных видов связи

Строение электронных оболочек атома. Квантовые числа, s-, p-, d-, f- состояния электронов. Принцип Паули. Правило Гунда. Электронные формулы и энергетические ячейки.

Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором 4 квантовых чисел. n – главное квантовое число, l – побочное, m – магнитное, s – спиновое. Главное к.ч. характеризует собой общий запас энергии системы, если уподобить электрон облаку, то главное к.ч. характеризует собой размеры этого облака. Электроны одного и того же энергетического уровня образуют электронную оболочку. Г.к.ч принимает целочисленные значения от 1 до 7 (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). Электроны одного и того же уровня могут различаться по энергетическому состоянию. Электронные уровни подразделяются на подуровни. Электроны одного и того же подуровня различны по величине момента количества движения mvr (m – масса, v - скорость на орбите, r – радиус орбиты). Электроны различных подуровней имеют различную форму облака. Энергетическое состояние электрона на подуровне характеризуется с помощью побочного к.ч. (l=n-1). Max число подуровней-4 (K – s; L – s, p; M – s, p, d; N – s, p, d, f). m – магнитное к.ч. – ориентация электронного облака в пространстве ( –l,0,+l; summa=2l+1 ). Спиновое к.ч. – характеризует направление вращения электрона. Принимает два значения – _0h/2p) и –_ов-h/2p).

Принцип Паули: в атоме не может быть 2 электронов с одинаковым набором всех 4 к.ч. Максимальное число электронов на подуровне – 2(2l+1). Число электронов на уровне – 2n². Максимальное число электронов на уровне - 32.

Распределение электронов по уровням и подуровням изображается с помощью электронных формул или ячеек.

Правило Гунда: суммарный спин данного подуровня должен быть максимален. Электроны стремятся занять max возможное число свободных квантовых состояний.

Понятие о волновых свойствах электрона. Уравнение Л. де Бройля. Электронные облака s- и p- электронов.

О наличии волновых свойств электрона первым высказался французский учёный Л. де Бройль. Уравнение де Бройля: l=h/mV. Если электрон обладает волновыми свойствами, то пучок электронов должен испытывать действие явлений дифракции и интерференции. Волновая природа электронов подтвердилась при наблюдении дифракции электронного пучка в структуре кристаллической решётки. Поскольку электрон обладает волновыми свойствами, положение его внутри объёма атома не определено. Положение электрона в атомном объёме описывается вероятностной функцией, если её изобразить в трёхмерном пространстве, то получим тела вращения (Рис).

Энергия ионизации атомов, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.

Э.о. – энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от нейтрального атома и удалить его на бесконечно большое расстояние (эВ). Атом превращается в + ион. Потенциал ионизации – напряжение, которое необходимо приложить, чтобы оторвать электрон от атома. Существует несколько ионизирующих потенциалов (1-ый = энергии связи, 2-ой > энергии связи). Наиболее важный – 1 (Li 1 – 5,39 B; 2 – 75,62 B; 3 – 122,4 B). Скачкообразный характер потенциалов ионизации указывает на то, что электроны вокруг ядра расположены слоями. Чем больше э.о. тем более выражены неметаллические свойства элемента. Энергия сродства к электрону – энергетический эффект присоединения электрона к атому (атом превращается в – ион). Чем больше э.с.э. тем ярче неметаллические свойства. Электроотрицательность – количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. Сумма энергии сродства к электрону и энергии ионизации. Чем больше электроотрицательность, тем легче его атомы превращаются в – ион.

Порядок заполнения электронных слоев.

1s2а 2s2а2p6а 3s2а3p6а4s2а 3d10а4p6а 5s2а 4d10а 5p6а 6s2а 5d1а 4f14а 5d2а10а 6p6а7s2а6d1а 5f14а 6d2а10а 7p6. C т.з. поступления электрона на тот или иной п/уровень все элементы в системе элементов могут подразделяться на 4 семейства. K S-семейству. отн. гл. п/гр. 1, 2 гр., а также Н и Не. К Р-семейству отн. элементы 3-8 группы (эл. поб. п/групп). d-все трех. элементы. f-28 элементов, лантаниды и актиниды. П.С. отражает порядок заполнения электронами квантовых слоев атомов различных элементов. Причины периодичности повторяемости свойств различных элементов в том, что в ряду элементов, расположеннчх в порядке возрастания зарядов их ядер возникает периодически повторяемый процесс застройки новых электронных оболочек. Чем меньше энергия ионизации, тем ярче проявляются Ме св-ва элементов. Однако по мере возрастания электронов на внешней оболочке атом с трудом теряет электроны и более охотно их приобретает. Если к нейтральному атому присоединить электрон, то атом превратится в положительно заряженный ион. Чем больше энергия сродства, тем ярче выраженны неметаллические св-ва. Сумма Еионизации с Есродства к электрону носит название электроотрицательности элемента.(Li-1, Na-0.9, K-0.8, Al-1.5, Sc-1.8, o-3.5, F-4) Чем больше ЭО, тем легче атомы превращаются в отрицательно заряженные ионы. Т.о. основной характеристикой элементов в системе элементов Менделеева Еи, Еср. к .эл. и ЭО.

Краткая характеристика основных видов связи.

При возникновении химической связи выделяется энергия. Чем больше энергии выделится, тем прочнее связь. Потенциальная энергия образования многоатомных объектов всегда меньше суммарной потенциальной энергии атомов, вступающих в связь.

Длинна связи – кратчайшее межъядерное расстояние в невозбуждённой молекуле 1-2 А, 1А=10^-8см). Энергия связи – кол-во энергии выделившейся при её возникновении. Насыщенность химической связи – ограничение числа валентных связей у атомов в соединениях с ковалентной связью. Ориентация связи – прочность связи зависит от взаимной ориентации электронных облаков валентных электронов. Химическая связь есть результат той или иной перегруппировки электронов. Два основных вида химической связи – передача одного или нескольких электронов от атома к атому или смещение электронов от атома к атому в результате возникновения электронной пары.

Различные виды связи:

Ионная (электровалентность). Преобладают электростатические взаимодействия, возникает между элементами, которые значительно различаются по величинам электроотрицательности.

Атомная (ковалентная, неполярная и полярная). Элементы с одинаковыми или близкими значениями электроотрицательности. Имеет место смещение электронов и возникновение общих электронных пар.

Донорно-акцепторная (координационная). Разновидность ковалентной связи (различают валентно-насыщенную). Различие – в ковалентной участники связи равноправны, в донорно-акцепторной – один участник – пару, др. – орбиту.

Водородная связь – дополнительная связь, осуществляемая атомами водорода, ковалентно соединёнными в молекуле с атомами электроотрицательного элемента.

Металлическая связь. “Коллектив” катионов взаимодействует с “коллективом” электронов.