Скачать 181.64 Kb.
|
Федеральное агентство железнодорожного транспорта Челябинский институт путей сообщения Филиал ГОУВПО «Уральского государственного университета путей сообщения» (УрГУПС) Кафедра естественнонаучных дисциплин Факультет высшего профессионального образования Е. А. Коновалова С. М. Чигинцев Строение атома. Химическая связь Методические указания Издание второе, исправленное и дополненное Челябинск 2012 Методические указания утверждены на заседании кафедры естественнонаучных дисциплин от 17.10.2011 (протокол № 2) Излагаются краткие теоретические сведения по электронному строению атома, химической связи. Приводятся примеры составления электронных формул атомов химических элементов в нормальном и возбужденном состояниях, характеристики квантовых чисел, определения электронного семейства атомов, валентностей. Даются типы и характеристики химической связи. Предназначено для аудиторной и самостоятельной работы студентам всех специальностей дневной и заочной форм обучения, изучающим курс «Химия». Составители: Е.А. Коновалова, канд.техн. наук, доцент ЧИПС С.М. Чигинцев, ст. преп., зав. лаборатор. химии. Рецензенты: Т.С. Девяткина, канд.техн. наук, доц. ЧТИ М.А. Круглова, канд.пед. наук, доцент ЧИПС Оглавление
1. Строение атома. 1.1. Составление электронной формулы атомаЭлектронную формулу атома, которая характеризует его основные свойства, определяет положение элемента в периодической системе Д.И.Менделеева. При составлении электронной формулы атома следует учитывать следующее:
В реально существующем атоме их может быть от 1 до 7. Такие же значения может принимать главное квантовое число n, которое определяет состояние электрона на энергетическом уровне. Состояние электронов в атоме определяется четырьмя квантовыми числами: n – главное, l – побочное (орбитальное), ml – магнитное, sm (или ms) – спиновое. По формуле N=2n2 можно определить число электронов на любом энергетическом уров1не (здесь N – число электронов на данном уровне, n – номер энергетического уровня). Например, на втором энергетическом уровне максимум может находиться N = 222 = 8 электронов. 3. Номер энергетического уровня определяет число возможных энергетических подуровней. Состояние электронов на энергетическом подуровне определяется побочным квантовым числом l, числовое значение которого определяется неравенством: 0≤ l ≤ n-1. Для первого энергетического уровня n=1; l=n-1=0. Число электронов на подуровне определяется по формуле 2(2l+1). Например, 1s2 (цифра 1 показывает номер энергетического уровня, s – название подуровня, показатель степени – число электронов на подуровне). Число орбиталей на любом энергетическом подуровне можно определить по формуле 2l+1. Орбиталь – это часть пространства, в котором вероятность нахождения электрона наиболее высока. Для l=0 орбиталь, которая по названию подуровня называется s – орбиталью, имеет форму шара (см. рис. 1). Число орбиталей на энергетическом подуровне можно установить и с помощью магнитного квантового числа m, количество значений которого зависит от побочного квантового числа и равно –1, 0 и +1. При n=1, l=0 то есть на первом энергетическом уровне только одна орбиталь – s, на которой могут располагаться два электрона. Графически орбиталь изображают в виде клетки и называют энергетической ячейкой. Электроны изображаются , направление которых определяется спиновым квантовым числом – sm, у которого только два значения: sm = + ½ () и sm = – ½ (). На каждой орбитали могут находиться, согласно запрету Паули, только два электрона с антипараллельными спинами . S–подуровень повторяется на всех энергетических уровнях, всегда имеет максимальное число электронов – два и ему соответствует значение l=0. Второй энергетический подуровень: 2s22p6. На нем находятся два подуровня: s и p. Так как для подуровня s всегда l=0, то при n=2 значение l=1 будет соответствовать р–подуровню, и количество электронов на этом подуровне будет равно 2(2l+1)=6, а число орбиталей 2l+1=3. Графически это будет выглядеть таким образом: . р- орбиталь имеет гантелевидную форму и, согласно значениям магнитного квантового числа (-1; 0; +1) имеет три положения в пространстве (см. рис. 1). Третий энергетический уровень: 3s23p63d10. На нем три подуровня: подуровни предыдущего уровня s2 и p6, и новый d–подуровень со значением n=3; l=2, на котором находится максимально десять электронов и пять орбиталей, имеющих четырехлепестковую форму и пять положений в пространстве (см. рис. 1). Рис. 1. Графическое изображение d–подуровня: На четвертом энергетическом уровне: 4s24p64d104f14. Здесь появляется f–подуровень, которому соответствуют следующие квантовые числа: n=4, l=0, 1, 2, 3, m=-3; -2; -1; 0; 1; 2; 3. Максимальное количество электронов на f–подуровне равно 14, количество орбиталей – 7. Его графическое изображение: . Данные электроны начинают заполнять свой подуровень после появления первого электрона на предпоследнем d-подуровне.
5. У элементов главных подгрупп валентные электроны показывают высшую валентность атома и располагаются на последнем энергетическом уровне (на s– и p–подуровнях) и их сумма равна номеру группы. Главная подгруппа включает элементы больших и малых периодов. 6. У элементов 7побочных подгрупп валентные электроны располагаются на последнем энергетическом уровне на s–подуровне и на предпоследнем энергетическом уровне на d–подуровне и в сумме составляют номер группы. Побочная подгруппа включает только элементы больших периодов. Для примера рассмотрим составление электронных формул некоторых элементов. 1.2. Электронная формула атома магния Mg Число электронов соответствует порядковому номеру элемента – 12 и записывается слева от химического символа элемента. Количество энергетических уровней, согласно номеру периода – три. Суммарное количество валентных электронов, согласно номеру группы – два. Принадлежность к главной подгруппе указывает, что валентные электроны располагаются на последнем s–подуровне: 12Mg: 1s22s22p63s2 Магний относится к s–семейству элементов, так как его валентные электроны находятся только на s–подуровне. 1.3. Электронная формула атома мышьяка As Число электронов 33, количество энергетических уровней 4. Суммарное количество валентных электронов 5. Мышьяк – элемент главной подгруппы, его валентные электроны рас-полагаются на последнем энергетическом уровне на s– и p–подуровнях и в сумме составляют номер группы (s2 и p3 электроны). 33As: 1s22s22p63s23p63d104s24p3 Мышьяк относится к р–семейству, так как его валентные электроны находятся на s– и p–подуровнях. 1.4. Электронная формула атома лантана La Число электронов в атоме лантана 57, число энергетических уровней 6, суммарное количество валентных электронов 3, валентные электроны расположены на последнем энергетическом уровне (s–подуровне) и на предпоследнем энергетическом уровне (d–подуровне) и в сумме составляют номер группы (побочная подгруппа). 57La: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p65d16s2 Лантан относится к d–семейству, так как его валентные электроны находятся на s– и d–подуровнях. 1.5. Определение валентности атома При определении валентности атома по строению его электронной оболочки необходимо составить электронную формулу атома, выделить суммарное количество валентных электронов, соответствующих номеру группы, в которой находится элемент, и распределить их по энергетическим ячейкам (орбиталям), учитывая правило Гунда. Согласно правилу Гунда, электроны распределяются по энергетическим ячейкам так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Максимальность суммарного спина обеспечиваются одинаковыми значениями спинового квантового числа s=1/2 () для всех валентных электронов, а это возможно, согласно запрету Паули, только при расположении электронов в разных энергетических ячейках. Отсюда вытекает, что электроны распределяются по энергетическим ячейкам, занимая, сначала все свободные, а затем, когда не остается свободных, группируются по два. Число одиночных (неспаренных) электронов, которые могут участвовать в образовании химической связи, определяет возможную валентность атома. Валентность атома может быть постоянной и переменной. Переменная валентность обусловлена его возбужденным состоянием, которое возможно при наличии на данном энергетическом уровне свободных энергетических ячеек и увеличении числа неспаренных электронов за счет перехода их из двухэлектронных энергетических ячеек в свободные. Возбужденное состояние изолированного атома неустойчиво, а при образовании молекулы стабилизируется, так как затрата энергии на возбуждение компенсируется энергией, выделяемой при образовании химической связи. Рассмотрим примеры определения возможных валентностей атома в нормальном и возбужденном состоянии. 1.6. Электронная формула атома азота N В электронной формуле выделим валентные электроны: 7N: 1s2 2s2 2p3 Распределим эти электроны по энергетическим ячейкам, учитывая правило Гунда: – нормальное состояние. Валентность азота в нормальном состоянии равна трем, так как в атоме три неспаренных электрона. Возбужденного состояния у атома азота не будет из-за отсутствия свободных энергетических ячеек на втором энергетическом уровне. 1.7. Электронная формула атома фосфора Р Электронная формула: 15P: 1s22s22p63s23p3. Распределим валентные электроны по энергетическим ячейкам в нормальном состоянии: 3s2 3p3 Валентность атома фосфора в нормальном состоянии равна трем. У атома фосфора может быть возбужденное состояние, так как на третьем энергетическом уровне есть d–подуровень, на котором находятся пять свободных орбиталей. Электрон с р–подуровня может переходить на d–подуровень и этим обуславливать возбужденное состояние атома с валентностью пять. __________ 3s2 3p3 3d0 __________ возбужденное состояние 3s1 3p3 3d1 Контрольные задания
2. Химическая связь В процессе изучения этой темы следует обратить внимание на условия образования химической связи.
Н + Н = Н2 + 431 кДж
Н + Н = Н2
Нормальное состояние атома углерода С: ___ Возбужденное состояние атома углерода С*: 2.1. Ковалентная связь Наиболее важным видом химической связи является ковалентная связь. В данном методическом указании используется только метод валентных связей. Двухэлектронная, двухцентровая связь между атомами неметаллов за счет общих пар разноспиновых электронов называется ковалентной связью (Н2О, О2, N2, NH3). Связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью с симметричным распределением электронных пар называется ковалентной неполярной связью (H2 ; N2 ; O2 ; Cl2). Связь между атомами с различной электроотрицательностью со смещением электронных пар в сторону наиболее электроотрицательного элемента называется ковалентной полярной связью (H2O; NH3; HCl). 2.2. Донорно-акцепторная связь Это двухэлектронная двухцентровая связь, образованная за счёт общей пары электронов, ранее принадлежавших одному атому (донору) и свободной орбитали другого атома (акцептору). Связь, образованная по донорно-акцепторному механизму и отличается от ковалентной связи только происхождением общей электронной пары. Донор Акцептор Из всех свойств ковалентной связи наибольший практический интерес представляет направленность ее образования, определяющая прочность связи в молекуле и возможную геометрическую конфигурацию молекул. 2.3. Направленность ковалентной связи Перекрывание электронных облаков (орбиталей), образующих химическую связь, происходит в направлении наибольшей электронной плотности. Ковалентная связь, которая возникает за счет перекрывания орбиталей вдоль линии, соединяющей центры атомов, называется –связью. В образовании –связи могут принимать участие s, р, d–орбитали, ориентированные вдоль линии связи, то есть вдоль оси х (например, HCl, Cl2, H2). Ковалентная связь, которая возникает за счет перекрывания орбиталей под углом к линии, соединяющей центры атомов, называется –связью. Представление о направленности ковалентных связей позволяет объяснить взаимное расположение атомов в многоатомных молекулах и определить геометрическую форму молекул: линейную, угловую, пирамидальную. Форма двухатомных молекул, образованных одной парой электронов, всегда линейна, между ними –связь. Угловую форму имеют молекулы H2O, H2S, H2Se и другие. Пирамидальную форму имеет молекула NH3 (пирамида трехгранная, с атомом азота в вершине, угол между связями N–H = 1070). 2.4. Ионная связь Это связь между разноименно заряженными ионами за счет сил электростатического притяжения. Ионная связь возникает между атомами, резко отличающимися друг от друга по электроотрицательности, и её можно рассматривать как предельный случай полярной ковалентной связи. Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака по любому направлению. Только взаимное отталкивание ионов ограничивает их число в окружении каждого иона. Например, ионная связь в молекуле NaCl: 11Na: 1s22s22p63s1; 17Cl: 1s22s22p63s23p5; Na0 – 1e- = Na+1; Cl0 + 1e- = Cl-1. Рассмотрим пример образования молекул с ковалентным полярным типом химической связи (на примере HCl). Нужно отметить, что в этом случае участвуют атомы неметаллов с разной электроотрицательностью. При составлении схем образования молекул с любым типом ковалентной связи (неполярной, полярной, донорно-акцепторной) необходимо придерживаться следующих правил.
1Н: 1s1; 17Cl: 1s22s22p63s23p5.
1Н: 1s1; 17Cl: 1s22s22p63s23p5.
При определении – или – связей в молекуле необходимо учитывать характер перекрывания орбиталей, участвующих в образовании химической связи, и расположение электронов на этих орбиталях. Пример. Определить число – и – связей в молекулах водорода, хлора, азота. Составить электронные формулы, распределить валентные электроны по энергетическим ячейкам Учитывая, что s–орбитали перекрываются только вдоль линии, соединяющей центры атомов, и что связь s–s одинарна, устанавливаем наличие – связи в молекуле водорода. 1Н 1s1 + 1Н 1s1 В случае молекулы хлора: 17Cl: 1s22s22p63s23p5. Cl: + Cl: Учитывая, что одинарная связь всегда – связь, устанавливаем ее наличие. В случае молекулы азота: N + N: 7N: 1s22s22p3. Учитывая ,что в перекрывании электронных орбиталей участвуют рх; ру; рz , а –связь образуется перекрыванием только рх–орбиталей, устанавливаем наличие одной –связи и двух –связей (см. рис. 2). 2.5. Химическая связь в твердых телах Кристаллы по природе частиц в узлах кристаллических решеток и химических связей между ними подразделяются на молекулярные, атомно-ковалентные, ионные, металлические и смешанные. В узлах молекулярных кристаллов находятся молекулы. Кристаллы с неполярными молекулами имеют невысокую прочность и температуру плавления – там действуют слабые вандерваальсовы силы. Кристаллы из полярных молекул прочнее; значительное упрочнение кристаллов обуславливают водородные связи. Примеры молекулярных кристаллов – H2, O2, O3, CH4, CO2, HCl, H2O. Молекулярную кристаллическую решетку образуют вещества с ковалентной полярной и неполярной связью. В узлах атомно-ковалентных кристаллов располагаются атомы, образуя друг с другом прочные ковалентные связи. Поэтому энергия кристаллической решетки высока, что обуславливает и высокие термомеханические свойства веществ. Примеры – С (алмаз), Ge, GeO2, SiO2, SiC, BN. Структурными единицами ионных кристаллов являются положительно и отрицательно заряженные ионы, между которыми существует электростатическое взаимодействие. Ионную кристаллическую решетку образуют соединения с ионной химической связью. Примеры: NaCl, CaO, FeS, KNO3. Соответственно металлическую решетку образуют металлы. Она придает им соответствующие свойства: электро- и теплопроводность, блеск, ковкость, пластичность и т.п. Эти свойства обусловлены наличием металлической связи и так называемого «электронного газа». В качестве примера можно привести все металлы. При наложении двух или более видов связи друг на друга образуются смешанные кристаллы. Так, у графита наряду с ковалентной связью присутствуют металлическое и вандерваальсово взаимодействие. Смешанные кристаллы наиболее характерны для интеркалятов и клатратов (соединений включения). Рис. 2. Контрольные задания
Список рекомендуемой литературы
Изменения в настоящем издании по сравнению с первым изданием (2004 г.):
|
Химия – наука, изучающая вещества, их строение, свойства и превращения. Превращения одних веществ в другие вещества называются химическими... | При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения... | ||
Энергия излучается и поглощается не непрерывно, а отдельными порциями – квантами. Энергия кванта e = hν, где h = 6,62·10-34 Дж·с... | Эйнштейном. Фотоны. Спектры атомов. Теория атома водорода по Бору. Постулаты Бора. Объяснение спектра атома водорода. Внутренние... | ||
Учебное пособие разработано кандидатом технических наук, доцентом кафедры общей и неорганической химии И. В. Рыбальченко | Максимальное число электронов в каждой из оболочек, в соответствии со следствием из принципа Паули, равно 2n2, например, сформированная... | ||
Электроны различаются своей энергией, чем дальше от ядра расположены электроны тем большим запасом энергии они обладают. Всегда в... | Ядро составляют нейтроны и протоны. В химии не изучают ядра атомов, но, тем не менее, ниже мы рассмотрим некоторые характеристики... | ||
Аристотеля. Аристотель и Платон (384322 гг до н э.) полагали, что природа состоит из четырех начал (элементов): огня, земли, воздуха... | Научатся на основе строения атома прослеживать взаимосвязь атома железа и его свойств и свойств его соединения. Узнают важнейшие... |
Поиск Главная страница   Заполнение бланков   Бланки   Договоры   Документы    |