Не только энергия электрона в атоме (и связанный с ней размер электронного облака) может принимать лишь определенные значения. Произвольной не может быть и форма электронного облака. Она определяется орбитальным квантовым числом l (его называют также побочным, или азимутальным), которое может принимать целочисленные значения от 0 до (n-1), где n - главное квантовое число. Различным значениям n отвечает разное число возможных значений l. Так, при n=1 возможно только одно значение орбитального квантового числа - нуль (l=0), при n=2 l может быть равным 0 или 1, при n=3 возможны значения l, равные 0, 1 и 2, вообще, данному значению главного квантового числа n соответствуют n различных возможных значений орбитального квантового числа.

Вывод о том, что формы атомных электронных облаков не могут быть произвольными, вытекает из физического смысла квантового числа l. Именно, оно определяет значение орбитального момента количества движения электрона; эта величина, как и энергия, является квантованной физической характеристикой состояния электрона в атоме.

Напомним, что орбитальным моментом количества движения частицы, движущейся вокруг центра вращения по некоторой орбите, называется произведение , где - масса частицы, - ее скорость, - радиус-вектор, соединяющий центр вращения с частицей (рис. 7). Важно отметить, что -векторная величина; направление этого вектора перпендикулярно плоскости, в которой расположены векторы и .

Определенной форме электронного облака соответствует вполне определенное значение орбитального момента количества движения электрона . Но поскольку может принимать только дискретные значения, задаваемые орбитальным квантовым числом l, то формы электронных облаков не могут быть произвольными: каждому возможному значению l соответствует вполне определенная форма электронного облака.

Мы уже знаем, что энергия электрона в атоме зависит от главного квантового числа n. В атоме водорода энергия электрона полностью определяется значением n.

рис. 7. К понятию об орбитальном моменте количества движения.

Рис. 8. К понятию о размерах и форме электронного облака.

Однако в многоэлектронных атомах энергия электрона зависит и от значения орбитального квантового числа l, причины этой зависимости будут рассмотрены в § 31. Поэтому состояния электрона, характеризующиеся различными значениями l, принято называть энергетическими подуровнями электрона в атоме. Этим подуровням присвоены следующие буквенные обозначения:

В соответствии с этими обозначениями говорят об s-подуровне, р-подуровне и т. д. Электроны, характеризующиеся значениями побочного квантового числа 0, 1, 2 и 3, называют соответственно s-электронами, р-электронами, d-электронами и f-электронами. При данном значении главного квантового числа n наименьшей энергией обладают s-электроны, затем и f-электроны.

Состояние электрона в атоме, отвечающее определенным значениям n и l, записывается следующим образом: сначала цифрой указывается значение главного квантового числа, а затем буквой - орбитального квантового числа. Так, обозначение 2p относится к электрону, у которого n=2 и l=1, обозначение 3d - к электрону, у которого n=3 и l=2.

Электронное облако не имеет резко очерченных в пространстве границ. Поэтому понятие о его размерах и форме требует уточнения. Рассмотрим в качестве примера электронное облако 1s-электрона в атоме водорода (рис. 8). В точке а, находящейся на некотором расстоянии от ядра, плотность электронного облака определяется квадратом волновой функции . Проведем через точку а поверхность равной электронной плотности, соединяющую точки, в которых плотность электронного облака характеризуется тем же значением . В случае 1s-электрона такая поверхность окажется сферой, внутри которой заключена некоторая часть электронного облака (на рис. 8 сечение этой сферы плоскостью рисунка изображено окружностью, проходящей через точку а). Выберем теперь точку b, находящуюся на большем расстоянии от ядра, и также проведем через нее поверхность равной электронной плотности. Эта поверхность тоже будет обладать сферической формой, но внутри ее будет заключена большая часть электронного облака, чем внутри сферы а. Пусть, наконец, внутри поверхности равной электронной плотности, проведенной через некоторую точку с, заключена преобладающая часть электронного облака; обычно эту поверхность проводят так, чтобы она заключала заряда и массы электрона. Такая поверхность называется граничной поверхностью, и именно ее форму и размеры принято считать формой и размерами электронного облака. Граничная поверхность 1s-электрона представляет собой сферу, однако граничные поверхности p- и d-электронов имеют более сложную форму (см. ниже).

Рис. 9. Графики функций и для -электрона.

Рис. 10. Электронное облако -электрона.

На рис. 9 изображены значения волновой функции (рис. 9, а) и ее квадрата (рис. 9,б) для -электрона в зависимости от расстояния от ядра r. Изображенные кривые не зависят от направления, в котором откладывается измеряемое расстояние r; это означает, что электронное облако -электрона обладает сферической симметрией, т. е. имеет форму шара. Кривая на рис. 9,а расположена по одну сторону от оси расстояний (ось абсцисс). Отсюда следует, что волновая функция -электрона обладает постоянным знаком; будем считать его положительным.

Рис. 9,б показывает также, что при увеличении расстояния от ядра величина монотонно убывает. Это означает, что по мере удаления от ядра плотность электронного облака -электрона уменьшается; иллюстрацией этого вывода может служить рис. 5.

Это не означает, однако, что с ростом r вероятность обнаружить -электрон тоже монотонно убывает. На рис. 10 выделен тонкий слой, заключенный между сферами с радиусами r и (), где - некоторая малая величина. С ростом r плотность электронного облака в рассматриваемом сферическом слое уменьшается; но одновременно возрастает объем этого слоя, равный . Как указывалось в § 26, вероятность обнаружить электрон в малом объеме выражается произведением . В данном случае следовательно, вероятность обнаружения электрона в сферическом слое, заключенном между r и , пропорциональна величине . В этом произведении с увеличением r множитель возрастает, а множитель убывает. При малых значениях r величина возрастает быстрее, чем убывает , при больших - наоборот. Поэтому произведение , характеризующее вероятность обнаружения электрона на расстоянии r от ядра, с увеличением r проходит через максимум.

Зависимость величины от r изображена для -электрона на рис. 11 (подобные графики называются графиками радиального распределения вероятности нахождения электрона). Как показывает рис. 11, вероятность обнаружить -электрон на малых расстояниях от ядра близка к нулю, так как r мало. Ничтожно мала и вероятность обнаружения электрона на очень большом расстоянии от ядра: здесь близок к нулю множитель (см. рис. 9,б).

Рис. 11.График радиального распределения вероятности для 1s электрона.

Рис. 12. Графики волновой функции для и -электронов (б).

На некотором расстоянии от ядра вероятность обнаружения электрона имеет максимальное значение. Для атома водорода это расстояние равно 0,053 нм, что совпадает с вычисленным Бором значением радиуса ближайшей к ядру орбиты электрона. Однако трактовка этой величины в теории Бора и с точки зрения квантовой механики различна: согласно Бору, электрон в атоме водорода находится на расстоянии 0,053 нм от ядра, а с позиций квантовой механики этому расстоянию соответствует лишь максимальная вероятность обнаружения электрона.

Электронные облака s-электронов второго, третьего и последующих слоев обладают, как и в случае 1s-электронов, сферической симметрией, т. е. характеризуются шарообразной формой. Однако здесь волновая функция при увеличении расстояния от ядра меняется более сложным образом. Как показывает рис. 12, зависимость от r для 2s- и 3s-электронов не является монотонной, на разных расстояниях от ядра волновая функция имеет различный знак, а на соответствующих кривых есть узловые точки (или узлы), в которых значение волновой функции равно нулю. В случае 2s-электрона имеется один узел, в случае 3s-электрона - 2 узла и т. д. В соответствии с этим, структура электронного облака здесь также сложнее, чем у 1s-электрона. На рис. 13 в качестве примера схематически изображено электронное облако 2s-электрона.

Более сложный вид имеют и графики радиального распределения вероятности для 2s- и 3s-электронов (рис. 14).

Рис. 13. Схематическое изображение электронного облака -электрона.

Рис. 14. Графики радиального распределения вероятности для и -электронов (б).

Рис. 15. График волновой функции 2p-электрона.

Рис. 16. График радиального распределения вероятности для 2p-электрона.

Здесь появляется уже не один максимум, как в случае 1s-электрона, а соответственно два или три максимума. При этом главный максимум располагается тем дальше от ядра, чем больше значение главного квантового числа n.

Рассмотрим теперь структуру электронного облака 2p-электрона. При удалении от ядра по некоторому направлению волновая функция 2p-электрона изменяется в соответствии с кривой, изображенной на рис. 15, а. По одну сторону от ядра (на рисунке - справа) волновая функция положительна, и здесь на кривой имеется максимум, по другую сторону от ядра (на рисунке - слева) волновая функция отрицательна, на кривой имеется минимум; в начале координат значение обращается в нуль. В отличие от s-электронов, волновая функция 2p-электрона не обладает сферической симметрией. Это выражается в том, что высота максимума (и соответственно глубина минимума) на рис. 15 зависит от выбранного направления радиуса-вектора r. В некотором направлении (для определенности будем считать его направлением оси координат x) высота максимума наибольшая (рис. 15, а). В направлениях, составляющих угол с осью x, высота максимума тем меньше, чем больше этот угол (рис. 15, б, в); если он равен , то значение в соответствующем направлении равно нулю при любом расстоянии от ядра.

График радиального распределения вероятности для 2p-электрона (рис. 16) имеет вид, сходный с рис. 15, с той разницей, что вероятность обнаружения электрона на некотором расстоянии от ядра всегда положительна. Положение максимума на кривой распределения вероятности не зависит от выбора направления. Однако высота этого максимума зависит от направления: она наибольшая, когда радиус-вектор совпадает с направлением оси x и убывает по мере отклонения радиуса-вектора от этого направления.

Такому распределению вероятности обнаружения 2p-электрона соответствует форма электронного облака, напоминающая двойную грушу или гантель (рис. 17). Как видно, электронное облако сосредоточено вблизи оси x, а в плоскости yz, перпендикулярной этой оси, электронного облака нет: вероятность обнаружить здесь 2p-электрон равна нулю.

Рис. 17. Схематическое изображение электронного облака -электрона.

Рис. 18. Схематическое изображение электронного облака -электрона.

Знаки и на рис. 17 относятся не к вероятности обнаружения электрона (она всегда положительна!), а к волновой функции , которая в разных частях электронного облака имеет различный знак.

Рис. 17 приближенно передает форму электронного облака не только 2p-электронов, но также и р-электронов третьего и последующих слоев. Но графики радиального распределения вероятности имеют здесь более сложный характер: вместо одного максимума, изображенного в правой части рис. 16, на соответствующих кривых появляются два максимума (3p-электрон), три максимума (4p-электрон) и т. д. При этом наибольший максимум располагается все дальше от ядра.

Еще более сложную форму имеют электронные облака d-электронов (l=2). Каждое из них представляет собой «четырехлепестковую» фигуру, причем знаки волновой функции в «лепестках» чередуются (рис. 18).

Или молекуле в зависимости от энергии электрона.

На рисунке изображено радиальное распределение вероятности нахождения электрона в атоме водорода в основном состоянии.

Кривая радиального распределения вероятности нахождения электрона в атоме водорода показывает, что вероятность обнаружения электрона максимальна в тонком сферическом слое с центром в точке расположения протона и радиусом, равным боровскому радиусу a 0 .

Чем прочнее связь электрона с ядром, тем электронное облако меньше по размерам и плотнее по распределению заряда.

Электронное облако наиболее часто изображают в виде граничной поверхности (охватывающей примерно 90 % плотности). При этом обозначение плотности с помощью точек опускают.

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

Что такое орбиталь

#8 Химия: Строение атома

Электронное строение атома

Субтитры

Электронное облако и химическая связь

Полагая движение электронов независимым от намного более медленных ядерных движений (адиабатическое приближение) можно вполне строго описать образование химической связи как результат действия кулоновских сил притяжения положительно заряженных атомных ядер к электронному облаку, сконцентрированному в межъядерном пространстве (см.рис.2).

Заряд этого облака стремится приблизить ядра друг к другу (связывающая область), тогда как электронный заряд вне межъядерного пространства (несвязывающая область) стремится ядра раздвинуть. В этом же направлении действуют и силы ядерного отталкивания. При сближении атомов на равновесное расстояние часть электронной плотности из несвязывающей области переходит в связывающую. Электронный заряд распределяется в обеих областях так, чтобы силы, стремящиеся сблизить и оттолкнуть ядра, были одинаковыми. Это достигается при некотором равновесном расстоянии, соответствующем

Основные понятия химии

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими и физическими свойствами. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства, входящая в состав простых и сложных веществ.

Химический элемент - совокупность атомов с одним и тем же зарядом ядра равным порядковому номеру элемента ПС. Простые вещества - молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента. Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома 12C. Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C. Количество вещества - определенное число структурных единиц в системе (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль. Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода. Число Авогадро. Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 1023моль-1). Эквивалент – реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Фактор эквивалентности f=1/z, где z валентность в простых соединениях и степень окисления в сложных. Молярная масса эквивалента – масса одного моля эквивалента вещества., гдемолярная масса эквивалента,

Основные законы химии.

Закон сохранения массы вещества. Масса веществ, вступивших в реакцию равна образующей массе веществ в реакции

Закон сохранения массы и энергии. Суммарные массы и энергии веществ, вступающие в реакцию, всегда равны с суммарным массам и энергиям продуктов реакции.NaOH(40г) + HCl(36,5г) = NaCl(58,5г) + H 2 O(18г) Закон постоянства состава . Всякое чистое вещество, независимо от способов его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.Закон постоянства состава не применим к жидким и твердым растворам (Н 2 О и NаCl – раствор). Вещества постоянного состава состава наз-ся дальтонидами, а переменного состава – бертоллидами Закон кратных отношений Дальтоном. Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы атома одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу атома другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. закон эквивалентов : массы реагирующих друг с другом веществ (m 1 ,m 2) пропорциональны молярным массам их эквивалентов (М Э1 ,М Э2) закон объемных отношений При постоянных давлении и температуре объемы реагирующих между собой газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа.закон Авогадро. В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится равное число молекул. PV=n* m / M *RT Следствие: 1.NA, 2.Vm, 3.m1/m2=M1/M2

Основные классы неорганических веществ

Оксиды - сложные в-ва, состоящие из 2-ух элементов, одним из которых яв-ся кислород: 1)солеобразующие (при взаимодействии с кислотами о основаниями образуют соли): А) основные (образуют соли при взаимодействии с кислотами или с кислотными оксидами) Б) кислотные (образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами) В) амфотерные (образуют соли при взаимодействии и с кислотами и с основаниями) 2)несолеобразующие (при взаимодействии с кислотами и основаниями не образуют соли)

Основания - сложные в-ва, состоящие из атома Ме и одной или нескольких гидроксильных групп:1)однокислотные (содержат 1 группу ОН): NaOH, KOH; 2)двухкислотные (содержат 2 группы ОН): Ca(OH)2, Ba(OH)2 3)трехкислотные (содержат 3 группы ОН): Fe(OH)3,Cr(OH)3 Основания: 1)растворимые в воде (щелочи): LiOH, NaOH, Ca(OH)2,Ba(OH)22)нерастворимые в воде: Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 3) амфотерные (тв в-ва, нерастворимые в воде реагируют с кислотами как основания, а со щелочами как кислоты) Кислоты - сложнве в-ва, содержащие кислотный остаток и один или несколько атомов водорода, которые могут замещаться атомами Ме:

1)одноосновные HCl, HJ 2)двухосновные H2SO4, H2CO3

3)трех- и более основные: H3PO4, H4P2O7 Кислоты: 1)безкислородные HCl, H2C, HCN 2)Кислородсодержащие HNO3,

Электрохимический ряд напряжений Ме:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Pl, H , Cu, Ag, Hg, Pt, Au

Соли - сложные в-ва, состоящие из атомов Ме и кислотного остатка:

1)средние (нормальные) NaCl, CaSO4, Al2(SO4)3

2)кислые KHSO4, Ca(H2PO4)2

3)основные Fe(OH)2SO4, CuOHCl, Bi(OH)2NO3

4)двойные KAl(SO4)2, NaKCO3

5) комплексные Na2, K4, Cl

Периодический закон и ПС Менделева, ее структура ПЗ-Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.ПС химЭ - классификация химических элементов, созданная Менделеевым на основе открытого им в 1869 г. периодического закона. Согласно совр форм этого закона, в непрерывном ряду элементов, расположенных в порядке возрастания величины положительного заряда ядер их атомов, периодически повторяются элементы со сходными свойствами. Вертикальные столбцы - группы элементов, сходных по свойствам. Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (напр., у щелочных металлов при переходе от Li к Fr возрастает химическая активность). ПС состоит из 7 периодов и 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство.Номер группы в ПС определяет число валентных электронов а атомах элементов. Номер периода в ПС соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами. Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня. Каждая группа делятся на подгруппы. Главная подгруппа – А- состоит из элементов в атомах кот.валентными явл-ся только электроны внешнего ЭУ(s,p-элемен) Побочная подгруппа –В- внешние и предвнешние ЭУ(d,f-элементы) Элементы с Z = 58-71, а также с Z = 90-103, особенно сходные по свойствам, образуют 2 семейства - соответственно лантаноиды и актиноиды.

Основные этапы развития представлений о строении атома и ядра. Квантово-механическая модель

Резерфорд предл.1 модель  атом состоит из ядра, имеющ. + заряд и вращ. вокруг него ê. Ядро имеет бесконечно малые размеры, однако в нем сосредоточ. почти вся m атома. r орбиты ê и его V меняются как угодно и непрерывно. Впоследствии было показано, что ядра состоят из нуклонов  протонов и нейтронов. Состав атома 1) Заряд электрона ê = - 1,6  10 -19 Кул. (-1) m ê = 9,1  10 -31 кг  2) Заряд протона р = + 1,6  10 -19 Кул. (+1) m Р  1836 m ê  3) Заряд нейтрона n = 0 m n  1840 m ê . Кол-во р в ядре, а также ê у нейтрона атома можно опр. по порядковому номеру эл-та z . Кол-во n опр. По разности атомной m и порядк. номера (А r - z ). Кол-во эл-нов в атомах одного элемента может разл. Это изотопы. Недостатки теории Резерфорда (противоречия). 1) Любое движение тела по круговой орбите происходит с ускорением  электроны, двигаясь по круг. Орбитам, дожны непременно излучать энергию и вскоре должны упасть на ядро, т. е атомы должны быть неуст. системами. 2) Непрерывно излучая энергию спектр должен быть сплошным. Были получены линейчатые спектры  теория Резерфорда не могла объяснить уст. состояния атома и просхожд. линий в спектре атома. Теория Бора 

А)Бор создал первую колич. Теорию для атома  . Теория Бора основана на законах классич. механики и на законах квантовой теории излучения Макса Планка. Б)Е = h  ,  - частота излучения, h – постоянная Планка = 6,62  10 -34 Дж  сек.  . Бор ввел понятие стационарных орбит (энерг. уровеней), момент кол-ва движения на которых = h  (2   n), h – постоянная Планка, n – главное квантовое число. Достоинства теории Бора  Бор объяснил, почему атомы явл. уст системами (1 постулат). Бор объяснил просхожд. Линий в спектре атома (2 постулат).

Понятие об электронном облаке. Волновая функция.

эл. облако-это место обитания электронов вокруг ядра атома, а 1s и 2s-отличаются тем, что 1s это первый уровень. на нем может быть 1 или два электрона, а 2s-это второй уровень на нем меньше двух и больше 2 электронов быть не может! Электронные облака - орбитали s-орбиталь Единственный электрон атома водорода образует вокруг ядра сферическую орбиталь - шарообразное электронное облако. (самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру). Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания и наконец превращается в гантелеобразную p-орбиталь: p-орбиталь Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x, y и z. d-орбитали Кроме s- и p-орбиталей, существуют электронные орбитали еще более сложной формы; их обозначают буквами d и f. Попадающие сюда электроны приобретают еще больший запас энергии, двигаются по сложным путям. Все d-орбитали (а их может быть уже пять) одинаковы по энергии, но по-разному расположены в пространстве. Да и по форме, напоминающей перевязанную лентами подушечку, одинаковы только четыре. Движение электрона в атоме описывается волновой функцией. Эта функция приобретает разные значения в разных точках атомного пространства. Если ядро простейшего атома водорода поместить в центре системы декартовых координат, то электрон можно описать функцией у (х, y, z). Поскольку движение электрона - это волновой процесс, то определение волновой функции сводится к нахождению амплитуды волны. Она количественно находится из дифференциального уравнения Шредингера (1926).

Квантовые числа Главное квантовое число - n - определяет энергетический уровень электрона, удалённость энергетического уровня от ядра и размер электронного облака. Главное квантовое число принимает значения от 1 до беск и соответствует номеру периода. Орбитальное квантовое число - l - определяет форму атомной орбитали. Орбитальное квантовое число принимает значения, начиная с l=0 до (n-1). Каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы.

n l число подур обозн подур 3 012 3 s-,p-,d- 4 0123 4 s-,p-,d-,f- Магнитное квантовое число - ml - определяет ориентацию орбитали относительно внешнего магнитного или электрического поля. Магнитное квантовое число принимает любые значения от -l до +l, Схематически обоз квантовыми ячейками Подур l ml max D 2 -2,-1,0,1,2 10 F 3 -3,-2,-1,0,1,2,3 14 Спиновое квантовое число - ms - определяет магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона - спинам.

s-орбиталь

Порядок заполнения орбиталей электронами. Принцип минимума энергии. Принцип Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского. Распределение электронов в атоме происходит по принципу Паули , который может быть сформулирован для атома в простейшем виде: в одном и том же атоме не может быть более одного электрона с одинаковым набором четырех квантовых чисел: n, l,Z (n, l,) = 0 или 1, где Z (n, l,) - число электронов, находящихся в квантовом состоянии, описываемых набором четырех квантовых чисел: n, l, . Таким образом, принцип Паули утверждает, что два электрона, связанные в одном и том же атоме различаются значениями, по крайней мере, одного квантового числа.

Правило Хунда - в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным. 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. 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 Li 18 2 2S 1

Al 18 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 0

K 19 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1

Емкость энергетических уровней и подуровней. Строение

электронных оболочек атомов и связь периодической системы со строением атомов.

Изотопы – атомы одного и того же элемента, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Изобары – атомы разных элементов имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу. Современная модель основана на 2 фундаментальных принципах квантовой физики. 1. электрон имеет свойства и частицы и волны одновременно. 2. частицы не имеют строго определенных координат и скоростей движения. Энергетический уровень (квантовое число n) – расстояние от ядра. С увеличением n энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней = номеру периода в котором находится элемент. Максимальное число электронов определяется N=2n 2 . Энергетический подуровень обозначают буквами s (сферическая), p (гантелеобразная), d (4 лепестковая розетка), f (более сложная). Магнитное квантовое число взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Спиновое квантовое число собственное вращение электрона вокруг своей оси. Периодический закон. Свойства элементов, а также строение и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов. Порядковый номер элемента = заряду его ядра и количеству электронов. Число нейтронов = атомная масса – порядковый номер. Каждый период начинается s - элементов (s 1 щелочной металл) и заканчивается p – элементом

Энергия ионизации, энергия сродства к электрону,

электроотрицательность. 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 энергией 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 0 1 К.

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.

Природа химической связи. Теория валентности. Понятие о

степени окисления.

Химическая связь – взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. Существует несколько видов химической связи: ионная,ковалентная,металлическая , водородная , межмолекулярная и многоцентровая . Валентность – число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами в молекуле. При этом электроны, принимающие участие в образовании химических связей, называются валентными. Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов называют валентностью. Мерой валентности считают число атомов водорода или кислорода, присоединенных к элементу (ЭH n , ЭO m), при условии, что водород одно- , а кислород двухвалентен. Согласно спиновой теории, валентность атома определяется числом его неспаренных электронов, способных участвовать в образовании химических связей с другими атомами, поэтому понятно, что валентность всегда выражается небольшими целыми числами. степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.Понятие степени окисления было введено в предположении о полном смещении пар электронов к тому или другому атому (показывая при этом заряд ионов, образующих ионное соединение). Поэтому в полярных соединениях степень окисления означает число электронов, лишь смещенных от данного атома к атому, связанному с ним.

Ковалентная связь.

Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов. Она может быть образована атомами одного итого же элемента и тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 и др. Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах H 2 O, NF 3 , CO 2 . Обменный механизм заключ в том, что каждый из взаимод атомов предоставляет по одному неспаренному электрону на обр-ие общей электронной пары. Донорно-акцепторный заключ в том, что один атом-донор предоставляет своб электр пару, а другой-акцептор предоставл своб АО на обр-ие х/с. Неполярная КХС-связь, при кот общ электр облако симметрично распределено м/у ядрами взаимод атомов, характерно для атомов с одинаков зн-ем электроотр, для прост вещ-ев. Полярная КХС-обр-ся м/у атомами с разл электроотр. Насыщаемость-хар-ет сп-ть атома образов огран число х/с, а также опр-ет стехеометр состав молекулы. Направленность заключ в том, что максимальное перекрывание АО взаимод атомов возможно при их опр взаимной ориентацией. Сигма – перекрывание по линии, соединяющие ядра, пи – перекрывание АО по обе стороны линии, б – перекрывание АО всеми 4-мя лепестками.

π и σ-связи. Длина связи, энергия связи.

Длинной связи d называют расстояние между центрами атомов, образующих данную связь. Экспериментальные методы позволили найти точную длину связей. Они имеют величину порядка 100 пм.Определяют длину рентгеноструктурно и спектрально. Длина связи увеличивается с возрастанием атомного номера. При переходе от газов к кристаллам наблюдается увеличение длины связи, которое сопровождается её упрочнением. Длина связи позволяет также оценить жесткость связи , т.е. её сопротивляемость внешним воздействиям, вызывающем её длины.

Энергия связи Мерой прочности связи является энергия связи. Её величина определяется работой, необходимой для разрушения связи, или выигрышем в энергии при образовании вещества из отдельных атомов. например, энергия связи Н-Н в молекуле Н 2 = 435 кДж / моль (104 ккал / моль), это значит, что при образовании 1 моля Н 2 выделяется 435 кДж (104 ккал Сигма-Связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании s-, p- и гибридных АО вдоль оси, соединяющей ядра связываемых атомов (т. е. при осевом перекрывании АО) . Пи-Связь – ковалентная связь, возникающая при боковом перекрывании негибридных р-АО. Такое перекрывание происходит вне прямой, соединяющей ядра атомов.σ-Связь прочнее π-связи. Это обусловлено более эффективным осевым перекрыванием АО при образовании σ-МО и нахождением σ-электронов между ядрами. Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью связи. δ-Связи образуются при перекрывании d-орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях. Такой тип связи встречается в комплексных соединениях d-металлов.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Донорно-акцепторный заключ в том, что один атом-донор предоставляет своб электр пару, а другой-акцептор предоставл своб АО на обр-ие х/с. Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) - химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) . Донорно-акцепторный механизм возникает часто при комплексообразовании за счет свободной пары электронов, принадлежавшей (до образования связи) только одному атому (донору) и обобществляемой при образовании связи. Донорно-акцепторная связь отличается от обычной ковалентной только происхождением связующих электронов. Например, реакция аммиака с кислотой состоит в присоединении протона, отдаваемого кислотой, к неподеленной электронной паре донора (азота) : В ионе NH4+ все четыре связи азота с водородом равноценны, хотя отличаются происхождением. Донорами могут быть атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др. Роль акцепторов может выполнять протон, а также атомы с незаполненным октетом (напр. , атомы элементов III группы таблицы Д. И. Менделеева, а также атомы-комплексообразователи, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое).

Ионная связь.

Ионная связь - прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу) , то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов: Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Металлическая связь.

Металлическая связь – осуществляется за счет обобществленных свободных электронов взаимодействующих с совокупностью положительных ионов. Образуется у металлов. Все металлы имеют кристаллическую решетку. При образовании связи объединяются электроны всех атомов кристалла. Относится к высокоэнергетическим связям, не обладает насыщаемостью и направленности в пространстве. У большинства металлов на внешней электронной оболочке имеются значительное число вакантных орбиталей и малое число электронов. Поэтому энергетически более выгодно, чтобы электроны не были локализованы, а принадлежали всему металлу. Валентные электроны у металлов не локализованы. Между «+» заряженными ионами металла и нелокализованными электронами существует электростатическое взаимодействие, обеспечивающее устойчивость вещества.

Водородная связь. Механизм образования водородной связи

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ , вид химической связи типа А - Н...А"; образуется в результате взаимодействия атома водорода, связанного ковалентной связью с электроотрицательным атомом А (N, O, S и др.), и неподеленной парой электронов другого атома А" (обычно O, N). Атомы А и А" могут принадлежать как одной, так и разным молекулам. Водородная связь приводит к ассоциации одинаковых или различных молекул в комплексы; во многом определяет свойства воды и льда, молекулярных кристаллов, структуру и свойства многих синтетических полиамидов, белков, нуклеиновых кислот и др

Для возникновения водородных связей важно, чтобы в молекулах вещества были атомы водорода, связанные с небольшими, но электроотрицательными атомами, например: O, N, F. Это создает заметный частичный положительный заряд на атомах водорода. С другой стороны, важно, чтобы у электроотрицательных атомов были неподеленные электронные пары. Когда обедненный электронами атом водорода одной молекулы (акцептор) взаимодействует с неподеленной электронной парой на атоме N, O или F другой молекулы (донор), то возникает связь, похожая на полярную ковалентную.

I закон термодинамики. Понятие об энтальпии.Термохимические

уравнения. Закон Гесса. Стандартное состояние и стандартная энтальпия образования вещества. Расчеты тепловых эффектов химических реакций.

Первый закон (первое начало) термодинамики - это, фактически, закон сохранения энергии. Он утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. В неизолированной системе энергия может изменяться за счет: а) совершения работы над окружающей средой; б) теплообмена с окружающей средой.

Для описания этих изменений вводят функцию состояния - внутреннюю энергию U и две функции передачи - теплоту Q и работу A . Математическая формулировка первого закона.

Раньше ученые полагали, что электроны вращаются по орбитам вокруг положительно заряженных ядер и удерживаются на определенном расстоянии от них.

Теперь доказано, что таких орбит в атомах не существует. На основе расчетов и опытных данных ученые установили, что электрон при движении может находиться на различных расстояниях от ядра. Удалось также установить вероятность пребывания электронов на определенном расстоянии от ядра.

Пребывание электрона на определенном расстоянии от ядра условно изображают точками. Там, где электрон пребывает чаще, расположение точек более плотное, где реже - менее плотное.

Электрон при движении, например, в атоме Н, образует как бы облако шаровой формы.

Совокупность различных положений электрона рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда.

Около ядра можно выделить пространство, где вероятность нахождения электрона наибольшая.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называют электронным облаком .

1 S 1

S- электроны имеют сферическую форму электронного облака.

С - 1S 2 2 S 2 2Р 2 Р- электроны имеют гантелеобразную форму эл. облака

(форму правильной восьмерки).

Форма и размеры того или иного электронного облака определяются атомными орбиталями . Атомные орбитали являются функцией двойственной природы электрона, определенной в каждой точке околоядерного пространства. Они не имеют формы, т.к. это понятие математическое. Однако, как и соответствующие им электронные облака, орбитали обозначают символами s, p, d, f.

В атомах химических элементов первому слою соответствует одна s -орбиталь, на которой могут находиться два s -электрона. Второй слой имеет s -орбиталь, запас энергии электронов на ней выше, чем у электронов первого слоя. Кроме того, второй слой имеет три р-орбитали, которым соответствуют гантелеобразные электронные облака одного размера. Они взаимно перпендикулярны, подобно осям координат х, у, и z. Третий слой, помимо одной s - и трех р- орбиталей, имеет пять d-орбиталей.

В атоме Не имеются 2 Sē. Поэтому возникает вопрос: как могут сосуществовать на одном энергетическом уровне 2 электронных облака сферической формы?

Оказывается, что кроме движения вокруг ядра, которое мы уже рассмотрели, электроны обладают еще движением, которое можно представить как их вращение вокруг собственной оси. Это вращение называется спином (в переводе с англ. - веретено).

На одной орбитали может находиться лишь 2 ē , обладающих противоположными (антипараллельными) спинами, т.е. один ē как бы вращается вокруг оси по часовой стрелке, ад ругой - против часовой стрелки.

В результате экспериментальных исследований было установлено, что, например, в природном кислороде кроме атомов кислорода с массой 16 имеются также атомы с массой 17 и 18.

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра (одинаковое число протонов в ядре), но разную массу (разное число нейтронов), называются изотопами.

В действующих учебниках по химии для общеобразовательных учебных заведений и в пособиях по химии для поступающих в вузы при описании состояния электронов в атоме используются представления квантовой механики, согласно которым микрочастицы имеют волновую природу, а волны обладают свойствами частиц. Поэтому в них используются понятия квантовой механики: «орбиталь» и «электронное облако». Обычно в учебниках и в учебных пособиях эти разные понятия отождествляются.

Например, в учебнике для общеобразовательных учреждений, рукопись которого удостоена премии на конкурсе школьных учебников по химии еще в 1987 г., отождествление понятий осуществляется так: «Электрон при движении, например в атоме водорода, образует как бы облако шаровой формы, плотность которого наибольшая на расстоянии 0,53 10 –10 м от ядра… Электроны, которые при движении образуют облако шаровой формы, принято называть s -электронами. Электронные облака называют также орбиталями» .

Далее утверждается, что «на одной орбитали может находиться лишь два электрона, обладающих противоположными (антипараллельными) спинами» [см. 1, с. 116]. Это утверждение не согласуется с ранее приведенным объяснением, согласно которому электроны образуют электронные облака, которые называются также орбиталями, а не находятся на них.

При описании строения электронных оболочек атомов бора, углерода и азота указывается, что орбитали не только могут образовываться электронами, но и заполняться ими: «Таким образом, на каждом энергетическом уровне, начиная со второго, могут находиться три р -орбитали. В атоме бора В, углерода С и азота N 2p -орбитали заполняются по одному электрону» [см. 1, с. 118]. Возникает вопрос: как может заполняться электронами орбиталь, которая образована движущимся вокруг ядра электроном? Ответа на этот вопрос в учебнике нет.

В шестом издании другого учебника химии дается такое объяснение: «Подобно тому как быстродвижущаяся игла швейной машинки, пронзая ткань, вышивает на ней узор, так и неизмеримо быстрее движущийся в пространстве электрон “вышивает” только не плоский, а объемный рисунок электронного облака – орбитали» . Это объяснение превращается в определение понятия: «Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона или электронным облаком» .

На этом «основании» околоядерному пространству, называемому орбиталью или электронным облаком, приписывается энергия, размер и форма: «В зависимости от энергии электронные облака отличаются размерами... Орбитали могут иметь разную форму. Так, каждый новый энергетический уровень в атоме начинается с s -орбитали, которая имеет сферическую форму» .

В пособии по химии для поступающих в вузы, которое издается более двадцати лет, электронное облако описывается так: «Электрон в атоме не имеет траектории движения. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Быстро движущийся электрон может находиться в любой части пространства, окружающего ядро, и размазанные положения его рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда... Максимальная плотность отвечает наибольшей вероятности нахождения электрона в данной части атомного пространства» .

Исходя из этого объяснения, понятие «орбиталь» определяется так: «Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью». При описании строения электронных оболочек атомов околоядерному пространству, названному орбиталью, приписывается форма, пространственное расположение (!) и указывается, в какой последовательности оно заполняется электронами. При этом, к сожалению, не объясняется, что следует понимать под пространственным расположением околоядерного пространства.

При описании свойств ковалентной связи околоядерному пространству, названному орбиталью, приписывается гибридизация. Например, при объяснении одинаковой прочности химических связей в молекуле хлорида бериллия указывается: «Одинаковая прочность связей объясняется гибридизацией валентных (внешних) орбиталей, т. е. смешением их и выравниванием по форме и энергии. В этом случае первоначальная форма и энергия орбиталей атома взаимозаменяются и образуются электронные орбитали одинаковой формы и энергии» [см. 3, с. 78].

Далее показывается, что «в образовании химической связи в молекуле BeCl 2 участвуют один s - и один р -электрон центрального атома, т.е. бериллия. В этом случае происходит sp -гибридизация орбиталей» .

На примере молекул хлорида бора и метана рассматриваются sp 2 - и sp 3 -гибридизации атомных орбиталей атомов бора и углерода.

С ледует отметить, что принятая в учебниках и учебных пособиях по химии трактовка понятия «орбиталь» никакого отношения к квантовой механике не имеет, потому что в ней электронное облако рассматривается как реальный материальный объект, а орбиталью называется «функция пространственных переменных одного электрона, имеющая смысл волновой функции отдельного электрона в поле эффективного атомного или молекулярного остова» .

Именно поэтому была высказана мысль о замене термина «орбиталь» на термин «орбитал»: «Автор предпочел бы пользоваться термином “орбитал” подобно привычным наименованиям “интеграл”, “дифференциал”, но в самые последние годы в нашей учебной литературе, к сожалению, пользуются выражением “орбиталь”» .

Орбиталь описывает движение электрона в поле ядра и характеризуется тремя квантовыми числами – n , l и m : «Квантовое число l , целое и неотрицательное, определяет орбитальный момент импульса электрона, точнее его квадрат: l (l + 1). Квантовое число m , целое и не превышающее по абсолютной величине l , представляет проекцию орбитального момента импульса на произвольно выбранную ось квантования z . Главное квантовое число n нумерует орбитальную энергию e n в порядке ее возрастания» .

Исходя из этого, считается, что орбиталь определяет вид электронного облака: «В А. в данном стационарном состоянии происходит сложный процесс, который характеризуется всей совокупностью возможных действий электрона, находящегося в этом состоянии, например всей совокупностью возможных “локализаций” электрона при его освобождении из А., т.е. соответствующим “облаком”. Чтобы определить вид “облака” в квантовой теории А. находят сначала волновую функцию, характеризующую колебательный процесс в А. Квадрат амплитуды волновых функций дает вид “облака”» .

Осуществляющееся в учебной литературе по химии отождествление понятий «электронное облако» и «орбиталь» считается ошибкой и в литературе по квантовой механике: «Во многих учебниках состояние электрона в атоме характеризуется квантовыми числами n , l и m , а для иллюстрации приводятся графические изображения вещественных АО (электронных облаков. – В.Ш. )» [см. 6,
с. 34].

Учащиеся общеобразовательных учебных заведений не изучают квантовую механику, не могут разобраться в содержании понятий «орбиталь» и «электронное облако», и поэтому в учебниках по химии для этих учебных заведений и в пособиях по химии для поступающих в вузы следует отказаться от употребления понятия «орбиталь» и пользоваться понятием «электронное облако».

П ри формировании понятия «электронное облако» необходимо сообщить учащимся, что электрон вращается вокруг ядра атома с невообразимой скоростью. Так, за 1 с он делает столько оборотов вокруг ядра атома, сколько оборотов делает пропеллер самолета вокруг оси за 5–5,5 лет непрерывной работы двигателя. Затем сообщить, что пропеллер самолета образует «облако», находящееся в одной плоскости, а электрон образует объемное облако, форма и размер которого зависят от энергии электрона.

Программа курса химии средних общеобразовательных учебных заведений предусматривает изучение строения электронных оболочек только тех атомов, которые обозначены в первых четырех периодах периодической системы Д.И.Менделеева. Используя периодическую систему, показываем, что число энергетических уровней в электронной оболочке атома равно номеру периода, в котором находится химический элемент. Каждый энергетический уровень состоит из полуровней, число которых равно номеру уровня.

При рассмотрении строения электронных оболочек атомов элементов первого периода периодической системы Д.И.Менделеева формируем понятия об s -электронах, спаривании электронов и s -подуровнях энергетических уровней. При этом сообщаем, что один электрон, находящийся в электронной оболочке атома водорода, образует электронное облако сферической формы и называется s -электроном (рис.). Поскольку сферическое электронное облако занимает только одно положение в околоядерном пространстве, то для обозначения s -электрона в графической электронной формуле отводится один квадратик, который называется энергетической ячейкой.

Спаривание электронов показываем при рассмотрении строения электронной оболочки атома гелия. При этом отмечаем, что оба электрона, вращающиеся вокруг атомного ядра, являются s -электронами. Поскольку сферическое электронное облако s -электрона может занимать только одно положение в пространстве, то эти два s -электрона образуют одно общее для них электронное облако сферической формы, плотность которого в два раза больше плотности электронного облака одного электрона.

Образование одного электронного облака двумя электронами называем спариванием электронов. При этом сообщаем, что спариваться могут только электроны с противоположными спинами. После этого записываем электронную и графическую электронную формулы атома гелия и объясняем, что в графической электронной формуле спарившиеся электроны обозначаются в одной энергетической ячейке двумя противоположно направленными стрелочками.

При рассмотрении строения электронных оболочек атомов элементов второго периода периодической системы Д.И.Менделеева формируем понятие о p -электронах и о p -подуровнях энергетических уровней. При этом показываем, что каждый энергетический уровень начинается
s -подуровнем, на котором могут находиться не более двух спаренных электронов. Остальные электроны второго энергетического уровня имеют большую энергию, чем 2s -электроны, и поэтому образуют электронные облака гантелеобразной формы (cм. рис.). Такие электронные облака располагаются в атоме взаимно перпендикулярно и направлены вдоль осей пространственных координат.

Электроны, образующие гантелеобразные электронные облака, называем р -электронами, а подуровень, на котором они размещаются, – р -подуровнем. Поскольку электронные облака
р -электронов занимают три положения в пространстве, то в графических электронных формулах
р -подуровень обозначается тремя энергетическими ячейками. Спаривание р -электронов происходит только после того, как электронные облака первых трех р -электронов займут три возможных для них положения в пространстве.

При рассмотрении строения электронных оболочек атомов элементов третьего периода периодической системы Д.И.Менделеева показываем, что третий энергетический уровень состоит из трех подуровней, из которых электроны заполняют только s - и p -подуровни. Последовательность заполнения этих подуровней электронами такая же, как и у атомов элементов второго периода периодической системы.

При рассмотрении строения электронных оболочек атомов элементов четвертого периода периодической системы Д.И.Менделеева показываем, что четвертый энергетический уровень состоит из четырех подуровней, из которых электроны заполняют только s - и p -подуровни. Остальные электроны (вплоть до десяти) последовательно заполняют третий подуровень третьего энергетического уровня. Эти электроны имеют большую энергию, чем электроны 3p -подуровня, и образуют электронные облака сложной конфигурации (см. рис.), которые могут занимать пять положений в пространстве.

Такие электроны называются d -электронами, а подуровень, который они занимают, – d -подуровнем. Спаривание d -электронов происходит после того, как их электронные облака займут все пять положений в околоядерном пространстве. В графических электронных формулах d -подуровень обозначается пятью энергетическими ячейками.

В заключение сообщаем, что у атомов элементов главных подгрупп периодической системы электроны заполняют s - и р -подуровни внешнего энергетического уровня, а у атомов элементов побочных подгрупп электроны заполняют внутренние подуровни их электронных оболочек.

Возникновение химической связи между атомами объясняем не перекрыванием нематериальных орбиталей, а перекрыванием материальных электронных облаков, образованных валентными электронами соединяющихся атомов: «Наглядная интерпретация решения этой задачи заключается в том, что при сближении двух А. водорода их электронные “облака” начинают все больше перекрываться. Такое “проникновение“ “облаков” дает себя знать уже на расстоянии порядка двух ангстрем, когда становится заметным новый эффект. Электроны обоих атомов, – если их спины противоположны, – “обобществляются”, совершая совместное движение в поле обоих ядер, т.е. каждый из электронов принадлежит уже обоим ядрам сразу. Общее электронное “облако” обоих ядер деформируется, большая доля этого “облака” оказывается между ядрами, связывая их воедино» [см. 7, с. 412].

При рассмотрении направленности ковалентной химической связи показываем, что атом может быть в трех состояниях: основном, возбужденном и гибридном. В основном состоянии атом находится при низкой температуре, а при высокой температуре – в возбужденном состоянии. При образовании химической связи атом переxодит в гибридное состояние. Разные состояния атомов иллюстрируем графическими электронными формулами внешних (валентных) энергетических уровней атомов бериллия, бора и углерода.

Для атома бериллия эти формулы имеют такой вид:

При этом объясняем, что при переходе атома в возбужденное состояние он поглощает энергию, что обусловливает расспаривание спаренных электронов и переход одного из них на следующий энергетический подуровень. При переходе атома в гибридное состояние s - и р -электроны обмениваются энергией, и их энергии становятся одинаковыми. Такое выравнивание энергий называем гибридизацией электронных облаков.

Изменение энергии обусловливает изменение конфигурации электронных облаков.
sp -Гибридизованные электронные облака двух электронов располагаются симметрично под углом 180°. В заключение сообщаем, что sp -гибридизация электронных облаков характерна для всех атомов элементов главной подгруппы второй группы периодической системы Д.И.Менделеева.

Переход атома бора в возбужденное и гибридное состояния иллюстрируем с помощью следующих графических электронных формул:

При этом объясняем, что в отличие от атома бериллия атом бора может находиться в двух гибридных состояниях: гибридизуются одно s - и одно р -электронные облака или гибридизуются одно s - и два р -электронных облака. sp 2 -Гибридизованные электронные облака трех электронов располагаются под углом 120° друг к другу.

Переход атома углерода в возбужденное и гибридное состояния иллюстрируем с помощью графических электронных формул трех его состояний:

При этом объясняем, что в отличие от атома бора атом углерода может находиться в трех гибридных состояниях. В третьем гибридном состоянии атома гибридизуются одно s - и три р -электронных облака, причем sp 3 -гибридизованные электронные облака четырех электронов располагаются под углом 109°28".

Описанная методика соответствует принципу материальности, признающему материальную действительность в качестве основы всех явлений, что позволяет определить подлинную сущность и достоверность любых теоретических выводов.

ЛИТЕРАТУРА

1. Рудзитис Г.Е . Химия. Неорганическая химия. Учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений/Г.Е.Рудзитис, Ф.Г.Фельдман. 9-е изд., перераб. и доп. М.: Просвещение, 2001.

2. Габриелян О.С . Химия. 8 класс. Учебник для общеобразовательных учебных заведений. 6-е изд., стереотип. М.: Дрофа, 2002.

3. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1993.

4. Чертов А.Г . Физические величины (терминология, определения, обозначения, размерность, единицы). Справочное пособие. М.: Высшая школа, 1990.

5. Щукарев С.А. Неорганическая химия. Т. I. Учебное пособие для химических факультетов университетов. М.: Высшая школа, 1970.

6. Дмитриев И.С., Семенов С.Г . Квантовая химия – ее прошлое и настоящее. Развитие электронных представлений о природе химической связи. М.: Атомиздат, 1980.

7. Большая Советская Энциклопедия. 2-е изд. М.: БСЭ, 1950, т. 3.