Многоэлектронные атомы. Порядок заполнения электронных оболочек атомов.

Принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Хунда.

Многоэлектронные атомы – атомы, содержащие более 1валентного е.

Согласно квантово-механической теории (КМТ) е как микрочастицы обладают двойственной корпускулярно-волновой природой (как св-вами частицы, так и волны). Электронную волну сравнивают со стоячей волной (может распространяться только в пределах атома, имеет граничные условия).

Считается, что е в атоме занимает свою электронную орбиталь. По КМТ под электронной орбиталью понимают область пространства около ядра, где наиболее вероятно нахождение электронной плотности. Эту область пространства называют электронным облаком.

Электрон.облако располагается в 3х-мерном пространстве и для полной его хар-ки используют 4 квантовых числа. 1-3 хар-ют форму электронного облака и его расположение в пространстве около ядра, а 4 характеризует собств. состояние электронов.

n – главное квантовое число, хар-ет осн. запас энергии е. Чем больше n, тем больше запас энергии е, тем дальше е от ядра и тем больше размер электронного облака. Может изменяться от 1 до ∞ (1,2,3…∞). У элементов периодической системыn изм. от 1 до 7. Характеризует энергетич. ур-нь е и совпадает с № периода элемента ПС Менделеева.

l – орбитальное квантовое число, хар-ет орбитальн. момент кол-ва движения и определяет форму электронного облака.l= n-1

l изменяется от 0 до n-1 (0,1,2…). Хар-ет энергетич. подуровень, обознач.латинскими буквами. Каждый энергетич. подуровень имеет определенную форму электронного облака.

l = 0,S-подуровень,l = 1,P-подуровень,l = 2,D-подуровень,l = 3,F-подуровень.

m_l- магнитное квантовое число m_l хар-ет ориентацию электрон. облака по отнош. к внешн. магнитному полю. m_lхарактеризуется от +l..0..-l, принимая все целочисленные значения. Если l=0, то m_l=0, если l=0, то m_l=+1..0..-1. Магнитн. квант.число показывает число орбиталей: m_l=2l+1

принцип минимума: С увеличением заряда ядра каждый новый е помещается на свободн. подуровень с наим. энергией.

принцип Паули: в одном атоме не может быть двух е с одинаковыми 4 квантовыми числами.

правило Хунда: при заполнении подуровня, е стремится иметь max спин или быть неспаренным.

 

Энергия ионизации и сродство к электрону. Электроотрицательность элементов.

Хим. природа эл-та оценивается его способностью терять/преобразовывать е.

С количественной стороны эта способность хар-ется энергией ионизации (I) и сродством к электрону (Е).

I - энергия,кот. необх. сообщ. изолирован.атому для удаления его е на бесконечное расстояние.

-Выражается в кДж/моль или эВ/атом.
-I, выраженная в эВ/атом численно совпадает с потенциалом ионизации (которые измерены для больш-тва эл-тов)
E – энергия, которая выделяется/поглощается при присоединении е к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион.

-Е измерено лишь для небольшого числа элементов, выражается в кДж/моль или эВ/атом.

-наибольшее Е у атомов p-элементов 7 группы (галогены).
-наименьшее, отрицательное Е у атомов s² (элементы 2 группы) или s²p⁶ (инертные газы)

Чтобы решить вопрос, будет атом присоединять/отдавать электрон, необходимо учесть обе характеристики.

Электроотрицательность – полусумма I и Е.

-наибольшая э.о. у галогенов

-наименьшая э.о. у s-элементов 1 группы.

Типы связей между атомами.

Ковалентная связь- вид хим. связи между двумя атомами, кот. осуществляется общей для них электронной парой (по одному е от каждого атома).

Ионная связь – это связь между ионами, осуществляется за счёт притяжения разноимённо заряженных ионов. Напр., хлорид калия

Ковалентн. неполярная - если общ.электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам. Ковалентн. неполярн. связь возникает между атомами одного и того же неметалла,т.е. в прост. вещ-вах.

Ковалентная полярная - еслиобщая электрон.пара смещена к одному из эл-тов. Ковалентн. полярн. связь возникает в сложн. вещ-вах между атомами неметаллов.

Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба е предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличив. на 1, а формальный заряд акцептора уменьш.на 1.

Особенности:

Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентн. связей в мол-лах различн. соединений, σ-связь характ-ся тем, что плотность электрон.облака max вдоль оси, соединяющ. ядра атомов. При образовании π-связи осуществляется так назыв. боков. перекрывание электрон. облаков, и плотность электрон. облака max «над» и «под» плоскостью σ-связи.

Направленность связи обусловлена молекулярн.строением вещ-ва и геометрич. формы их мол-лы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость — способность атомов образовывать ограничен. число ковалентн.связей. Кол-во связей, образуем. атомом, ограничено числом его внеш.атомн. орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерн.распределением электрон. плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентн.связи подразделяются на неполярн. и полярн.

Гибридизация орбиталей — усреднение атомн. орбиталей по форме и по энергии.

Кол-во гибридн. орбиталей равно числу атомн.орбиталей, вступивших в гибридизацию.Тип гибридизации опред. типом орбиталей,вступивш. в гибр. В изолирован.атомах гибридиз. не происх., т.к. на гибр. необх. затратить энергию. В м-лах гибр. происх. за счет образования более прочн. связей гибридн. орбиталями по равн с атомн. орбиталями. При гибр. электрон.облако смещается в сторону образования связи. Перекрывание электрон.облака будет более полным и связь будет прочнее.

Вопрос 12