Состояние электронов в атоме

Подуровень	l	m	Кол-во электронных облаков
s
p		-1,0,+1
d		-2,-1,0+1,+2
f		-3,-2,-1,0,+1,+2,+3

 

4. Спиновое квантовое число, обозначаемое (m_s), не связано с характеристикой атомной орбитали, а условно характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси; оно может принимать только два значения: +1/2 и -1/2, отличающихся друг от друга, так же как и значения других квантовых чисел, на единицу.

Первые три квантовых числа характеризуют орбиталь, на которой находится данный электрон; четвертое квантовое число характеризует поведение электрона на данной орбитали.

 

Общая характеристика состояния электрона в многоэлектронном атоме регулируется принципом, который был сформулирован в 1925 г. Вольфгангом Паули (1900-1958).

Рис. 1. Формы и ориентация в пространстве электронных облаков 1 s -, 2s-, 2 р - и 3 d – орбиталей

 

 

Принцип Паули (запрет Паули):

 

в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми квантовыми числами.

 

Это значит, что на орбитали, характеризуемой тремя квантовыми числами, не может быть более двух электронов. Два электрона, находящихся на одной орбитали, отличаются друг от друга значениями спинового квантового числа, т.е. характеризуются противоположными, или антипараллельными, спинами и называются спаренными. Такая электронная пара, находящаяся на одной орбитали, схематически изображается противоположно направленными стрелками, тогда как одиночный, т.е. неспаренный электрон на какой-либо орбитали изображается одной стрелкой.

 

Принцип наименьшей энергии:

 

Электрон в атоме стремится занять место с наименьшим запасом энергии.

 

Определить энергетическую выгодность места в атоме позволяет правило Клечковского:

 

энергетическая выгодность места определяется наименьшей суммой главного и побочного квантовых чисел ( n + l ), в случае, если эта сумма одинакова, электроны заполняют подуровни с меньшим числом n.

Исходя из правила Клечковского, электроны будут заполнять подуровни в следующей последовательности:

1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р⁶ 4s² 3d¹⁰ 4р⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 6f¹⁴ 7p⁶

Пример 12. Записать электронную формулу атома ₁₈Ar. Определить колличество уровней, подуровней, валентных электронов.

Дано: ₁₈Ar

Записать: электронную формулу атома ₁₈Ar

Решение:

1.Исходя из правила Клечковского электроны будут заполнять подуровни в следующей последовательности: 1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р⁶ (электронная формула атома Ar).

2.Количество уровней в атоме Ar – 3.

3.Подуровни атома Ar – (s, p).

число электронов ₁₈Aг 1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р⁶, валентные электроны: 3s² 3р⁶.

Ответ: Электронная формула ₁₈Aг 1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р⁶, количество уровней в атоме Ar – 3; s-, р-подуровни, валентные электроны: 3s² 3р⁶.

 

Заполнение орбиталей электронами в пределах одного подуровня происходит согласно правилам Гунда.

Правила Гунда:

1-ое правило Гунда: в данном подуровне электроны стремятся заполнять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

2-ое правило Гунда: минимальной энергией обладает состояние с максимальной суммой магнитных квантовых чисел.

Химическая связь

Под химической связью понимаются различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллических и иных веществ.

Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной связью.

Для описания химических связей в настоящее время наибольшее распространение получили упрощенные подуэмпирические методы – метод валентных связей (MBC) и метод молекулярных орбиталей (MMO). В основе этих методов лежат представления квантовой механики.

MBC предполагает, что взаимодействие между атомами осуществляется только за счет неспаренных электронов.

Основные положения МВС:

а) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрывания АО с образованием электронных пар;

б) атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами (энергия притяжения атомов) вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад в энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц;

в) в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами;

г) характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.) определяются типом перекрывания АО.

Общие электронные пары могут быть образованы:

а) по обменному механизму;

б) по донорно-акцепторному механизму.

Обменный механизм – общая электронная пара образуется из неспаренных электронов обоих взаимодействующих атомов.

Так, образование молекул Н₂, Cl₂ можно представить следующим образом:

+ →

Схема 1. Электронные схемы молекул H₂, Cl₂

 

При образовании электронных пар количество электронов на внешнем слое увеличивается у обоих атомов.

Для упрощенной и более наглядной записи используют валентные схемы, в которых каждая общая электронная пара обозначается черточкой.

Например: Н₂ — H–H; Cl₂ — Cl–Cl; СО₂ — О=С=О

Если при образовании молекулы использован только обменный механизм образования связи, то валентная схема по виду совпадает со структурной формулой соединения.

Донорно-акцепторный механизм - связь образуется за счет электронной пары одного из атомов и свободной орбитали другого.

Таким образом, суммарная валентность элемента равна числу неспаренных электронов (обменный механизм) и числу связей, образованных по донорно-акцепторному механизму.

В зависимости от характера перекрывания электронных облаков различают σ - (сигма-), π - (пи-) и δ- (дельта-) связи (рис.2).

 

 

 

а б в г

Рисунок 2. Образование σ - (сигма-) (а, б, в), π - (пи-) (г) связи

 

Сигма-связь (σ) -связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (рис.3).

σ-связь может возникать при перекрывании s -орбиталей, s– и p –орбиталей, р -орбиталей, d -орбиталей, d - и s -орбиталей, d- и р -орбиталей и f -орбиталей друг другом, а также при перекрывании гибридных орбиталей.

 

 

Рисунок 3. Перекрывание атомных орбиталей при образовании σ -связей

Пи-связь (π)- связь. Связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания).

π- связь может образовываться при перекрывании р- орбиталей, р- и d -орбиталей, d-d -орбиталей, а также f- и р-; f-d - и f-f -орбиталей (рис.4).

 

 

Рисунок 4. Перекрывание атомных орбиталей при образовании π -связей

 

Связь, образованная перекрыванием d -орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ -связью (рис. 5).

 

 

Рисунок 5. Направления перекрывания атомных d -орбиталей,

при образовании δ -связей

 

Свойства ковалентной связи

1.Направленность ковалентной связи. Направленность связи определяется типом гибридизации АО. В образовании ковалентных связей предполагается участие не только «чистых» атомных орбиталей (АО), но и «смешанных», так называемых гибридных, АО. При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали (облака) новой одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей (q) равно числу исходных. Строение молекул типа АВ в зависимости от типа гибридизации показано в табл. 6.

Если в гибридизации участвуют одна s- и одна p-орбитали (sp-гибриди-зация), то образуются две равноценные sp-орбитали; из одной s- и двух p-орбиталей (sp²-гибридизация) образуются три sp²-орбитали и т.д.

Гибридные облака, соответствующие данному типу гибридизации, располагаются в атоме так, чтобы взаимодействие между электронами было минимальным, т.е. как можно дальше друг от друга. Поэтому при sp-гибридизации электронные облака ориентируются в противоположных направлениях. При sp²-гибридизации - в направлениях, лежащих в одной плоскости и составляющих друг с другом углы в 120° (т.е. в направлениях к вершинам правильного треугольника), при sp³-гибридизации - к вершинам тетраэдра (угол между этими направлениями составляет 109°28'), при sp³d²-гибридизации - к вершинам октаэдра (т.е. по взаимно перпендикулярным направлениям).

Количественно направленность выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекулах и твердых телах.

2.Насыщаемость ковалентной связи вызывается ограничением числа электронов, находящихся на внешних оболочках, которые могут участвовать в образовании ковалентной связи. Например, у водорода 1 электрон, следовательно, одна связь. Поэтому возможно H₂, но не H₃.

3.Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связь образована одинаковыми атомами, например H—H, O=O, Cl—Cl, N≡N, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними.

Такая связь называется ковалентной неполярной связью. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома. В этом случае возникает полярная ковалентная связь.

Вследствие смещения электронной пары к одному из ядер, повышается плотность отрицательного заряда у данного атома и соответственно атом получает заряд, называемый эффективным зарядом атома δ-. У второго атома повышается плотность положительного заряда δ +.

H^{δ +} : Cl^δ-

Смещение электронов и полярность связи тем больше, чем больше разница в электроотрицательности взаимодействующих элементов.

Таблица 5