Файл: Неорган.химия.Орехова. уч.мет.пос.2006.pdf

Запись электронной конфигурации атома может быть полной или сокращенной. В случае записи полной электронной конфигурации указывают распределение всех электронов, имеющихся в атоме, по уровням и подуровням. В случае записи сокращенной электронной конфигурации указывают распределение электронов только внешнего электронного уровня. Например, полная электронная конфигурация

атома мышьяка с порядковым номером 33 записывается: 1s22s22p63s23p64s23d104p3, сокращенная электронная конфигурация

включает информацию только о внешнем электронном уровне: 4s24p3. Из этой записи следует, что элемент находится в 4-м периоде (арабская цифра 4), в 5-й группе (5 электронов на внешнем четвертом энергетическом уровне) и в главной подгруппе, так как внешний электронный слой содержит только s-и p-электроны.

1.4. Энергия ионизации

Экспериментальным доказательством наличия уровней в электронной оболочке атома являются величины энергий ионизации атомов.

Энергия ионизации I: энергия, необходимая для удаления 1 моля электронов от 1 моля атомов какого-либо элемента в газовой фазе. Энергия ионизации характеризует процесс А → А+ + е– .

От атома можно оторвать один электрон, в результате чего образуется однозарядный катион, энергия ионизации в таком случае называется первой и обозначается I1. Можно последовательно удалить второй, третий и т. д. электроны от соответствующих ионов, и тогда энергия ионизации будет называться второй (I2), третьей (I3), и т. д. Значение каждой последующей энергии ионизации значительно превышает величину предыдущей (In > In– 1). Для каждого атома число энергий ионизации равно порядковому номеру атома. Экспериментальное определение энергии ионизации осуществляется на основании атомных спектров атомов различных элементов. В периодической системе энергии ионизации атомов уменьшаются сверху вниз в главных (А) подгруппах и остаются практически неизменными или слегка увеличиваются сверху вниз в побочных (В) подгруппах элементов. Максимумы наблюдаются у атомов благородных газов, а минимумы − у атомов щелочных металлов. Энергии ионизации в целом увеличи-

14

ваются по периоду при переходе от типичных металлов к типичным неметаллам. Изменение энергии ионизации в периоде немонотонно, что объясняется особенностями электронного строения атомов, находящихся в периоде.

Элементы – электронные аналоги, имеющие одинаковую электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня, составляют группы периодической системы. В главных (А) подгруппах периодической системы расположены атомы элементов, у которых заполняются электронами s- и p-подуровни внешнего энергетического уровня. Номер группы совпадает с числом электронов, находящихся на внешнем энергетическом уровне. В побочных (Б) подгруппах расположены атомы элементов, у которых валентными электронами являются электроны внешнего подуровня s и незаполненного предвнешнего подуровня d, общее число которых также совпадает с номером группы.

Повторение электронных структур атомов через некоторые промежутки в периодической системе и повторение химических свойств элементов через такие же промежутки позволило сформули-

ровать новую редакцию периодического закона Д. И. Менделеева:

периодическое изменение свойств элементов и их соединений зависит от периодически повторяющейся структуры электронной оболочки их атомов.

15

2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Атомы объединяются в молекулы при возникновении между ними химических связей.

Образование химического соединения (молекулы, сложного иона и др.) происходит потому, что оно более энергетически устойчиво, чем состояние отдельных атомов. Природа химической связи объясняется взаимодействием электрических полей, электронов и ядер атомов, участвующих в образовании химического соединения. В зависимости от характера распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Для описания химических связей в любых молекулах в настоящее время наибольшее распространение получили полуэмпирические методы – метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). В основе этих методов лежат представления квантовой механики.

Химическая связь характеризуется следующими параметрами: длиной, прочностью, валентным углом.

Длина связи – это расстояние между ядрами химически связанных атомов.

Валентный угол – угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов.

Прочность связи определяется энергией связи – количеством энергии, которое затрачивается на ее разрыв или выделяется при ее образовании.

Например, энергия связи О– О в молекуле О2 составляет 494 кДж/моль. Это означает, что при образовании из изолированных атомов 1 моля газообразного кислорода выделяется 494 кДж. Такое же количество энергии потребуется на разрыв связи О– О в молекуле О2.

2.1. Метод валентных связей

Модель метода валентных связей (или метод локализованных электронных пар) основана на положении, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Согласно методу ВС, химическая связь локализована между двумя атомами, т. е. она двухцентровая и двухэлектронная.

16

Основные положения метода ВС:

1.Ковалентная связь образуется между двумя атомами за счет взаимодействия электронных орбиталей с антипараллельными спинами электронов.

2.Связь располагается в направлении, обеспечивающем наибольшую степень перекрывания электронных орбиталей.

3.Ковалентная связь тем прочнее, чем более полно перекрываются электронные орбитали.

Ковалентная связь обладает насыщаемостью, направленностью

иполяризуемостью.

Вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав и существуют в виде частиц с определенной структурой. Насыщаемость связи тесно связана с понятием валентности, которая подразумевает способность атома данного элемента присоединять определенное число атомов другого элемента.

В представлении метода ВС численное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образует рассматриваемый атом.

Различают следующие механизмы образования ковалентной связи: спин-валентный и донорно-акцепторный.

Спин-валентный механизм образования химической связи

осуществляется парой электронов и предполагает взаимодействие орбиталей валентных электронов разных атомов с антипараллельными спинами. Например, образование молекулы водорода из атомов:

↑ Н + ↓ Н → Н -↓ Н или более упрощенно:

Н × + × Н → Н : Н.

Поскольку пребывание двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем нахождение каждого электрона в поле действия своего ядра, в образовании ковалентных связей принимают участие все одноэлектронные облака. Например, атомы кислорода и азота могут соединяться с двумя и тремя атомами водорода соответственно:

В этом случае для образования связи каждый из атомов предоставляет по одному электрону.

17

Число неспаренных электронов в атоме может быть различным. Так, у атома фосфора в нормальном состоянии три неспаренных электрона. При возбуждении атома фосфора 3s-электроны распариваются, а атом Р проявляет бó льшую валентность. Распаривание возможно в том случае, когда затраты энергии, необходимые для возбуждения, невелики и окупаются энергией, выделяющейся при образовании соединения, в котором элемент проявляет бó льшую валентность.

элемента, осуществляемой двумя или тремя парами электронов, связь является кратной и называется двойной или тройной соответственно. Например:

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи возможен при взаимодействии частиц (атомов), одна из которых имеет свободную орбиталь, другая – пару электронов:

Частица, предоставляющая для связи двухэлектронное облако, называется донором, частица со свободной орбиталью, принимающая электронную пару, называется акцептором. В рассмотренном случае молекула аммиака за счет пары электронов азота – донор, а ион водорода Н+, имеющий свободную орбиталь, – акцептор.

Электронные облака атомов имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами. В зависимости от способа перекрывания и симметрии образующегося облака различают сигма (σ), пи (π) и дельта (δ) связи.

18

σ-связи образуются при перекрывании облаков по линии, соединяющей ядра атомов (рис. 5).

Рис. 5. Пример σ-связи

π-связи образуются при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов (рис. 6).

Рис. 6. Пример π-связи

δ-связи образуются при перекрывании всех четырех лопастей d- электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

Степень перекрывания электронных облаков определяет прочность любой связи. Максимальное число σ-связей, образованных атомами одного элемента, определяется числом связанных с ним соседних атомов. Так как гантелевидные р-орбитали расположены в атомах под углом 90о друг к другу, то и образующиеся в молекулах π-связи должны располагаться перпендикулярно относительно друг друга (рис. 7).

Рис. 7. Схема связей в молекуле N2

19