ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Строение атомов и типы валентных связей из "Аналитическая химия" Подлинной революцией в учении о природе вещества явилось установление сложной структуры атома. Основой для этого послужило открытие фотоэлектрического эффекта (1887 г.), катодных лучей (1879 г.), рентгеновских лучей (1895 г.) и явления ра-диоактизности (1896 г.). [c.28] Электрон был открыт в 1897 г. английским ученым Томсоном. Это самая легкая стабильная элементарная частица, обладающая массой п-окоя и электрическим зарядом. Его масса равна 9,11-10 кг, а электрический заряд отрицателен и равен элементарному заряду Е— 1,602-10 Кл. Электрон является одной из основных частиц атома. Электроны определяют оптические, электрические и химические свойства ато.мов и молекул. [c.28] Пространство, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называют орбиталью. Число и форма орбиталей, соответствующих данному энергетическому подуровню, зависят от значения второго квантового числа. Первому подуровню (I = 0) соответствует одна х-орбиталь, второму (/=1)—три р-орбитали, третьему (1 — 2) — 5 -орбиталей, четвертому (/= 3)—7 /-орбиталей. [c.29] Четвертое квантовое число называют спиновым. Его обозначают символом 5. Раньше его связывали с вращением электрона вокруг собственной оси. Вокруг собственной оси возможны только два направления движения по часовой стрелке и против нее. Одному из этих направлений придано значение + /2, другому —Уг. Спин представляет собой собственный момент количества движения электрона в отличие от орбитального момента количества движения. [c.30] Для атомов, содержащих много электронов, каждое состояние, определяемое главным квантовым числом, расщепляется на несколько подуровней (подслоев), а каждому главному квантовому числу отвечает определенный уровень (слой) электронов. Значит число уровней (слоев) соответствует значению главного квантового числа. При этом в первом слое, определяемом главным квантовым числом п = , имеется только один уровень, т. е. понятие уровень и подуровень здесь совпадают. На втором уровне уже два подуровня, на третьем — три и т. д. Число подуровней соответствует значению главного квантового числа. Расположение уровней и подуровней представлено на рис. 4. [c.31] Электроны одного и того же подуровня могут располагаться на разных орбиталях. Число орбиталей всегда нечетное. При этом на 5-подуровне имеется только одна орбиталь, на р-подуров-не — 3 орбитали, на -подуровне — 5 орбиталей, на [-подуровне— 7 орбиталей. Каждую орбиталь условно можно изобразить квадратиком. Каждая орбиталь характеризует дозволенную ориентацию электрона, и на каждой орбитали может быть максимум два электрона. Схематически это изображено на рис. 5. [c.31] В многоэлектронно.м ато.ме энергетические уровни атомных орбиталей располагаются в такой последовательности (в порядке возрастания энергии) 15 2.9 2р Зх Зр 45 3 4р 55 Ай 5р б5 5й 4/ 6р 75 6 5/. Эта последовательность отвечает правилу, предложенному В. М. Клеч-ковским. [c.32] Правило Клечковского. Из двух данных состояний электрона меньшей энергии соответствует состояние, которое характеризуется. меньшей су.ммой главного и орбитального квантовых чисел. Например, идеальная последовательность состояний электронов записывается так 35 С Зр 3 45, а фактическая СЗлсЗрС С 45 Ы, так как сумма п I для состояния 45 = 4 -)- О = 4, а для состояния Ы она равна 3 -Ь 2=5, поэтому последовательность заселения электронами сложного атома отступает от строгой идеальной последовательности. Энергия электрона выше тогда, когда больше сумма главного и орбитального квантовых чисел. Правило Клечковского позволяет судить об электронных структурах сложных атомов. [c.32] Формулы электронного состояния атомов. В формулах электронного состояния арабская цифра указывает на главное квантовое число, а латинская буква за ней обозначает орбитальное число. Индекс над буквой обозначает число электронов. В атоме водорода единственный электрон занимает одно из двух возможных состояний и его электронная формула 15. [c.32] Восемь электронов атома Аг находятся на третьем уровне. Максимальное число свободных мест на каждом уровне определяется формулой 2п2, поэтому на третьем уровне может находиться 2 3 — 18 электронов. [c.33] При взаимодействии атомов между ними может возникать химическая связь. Химическая связь осуществляется валентными электронами. Например, у 5- и р-элементов внешними электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электрическую природу. Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами н ядрами атомов. Она осуществляется по-разному. Различают основные типы химической связи ковалентную, ионную, донорно-акцепторную, водородную и др. [c.33] Ковалентная связь. В 1916 году американский физико-химик Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает в результате образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам. Это послужило основой для разработки современной теории ковалентной связи. [c.33] Пара электронов, поделенная атомами водорода и фтора, достраивает их внешние орбитали до конфигурации инертного газа. [c.34] Полярная связь. Отдельные атомы в молекуле могут быть не только одинаковыми, как в Нг, N2, СЬ, Рг, Ог, но и различными, например НС1, НгО, NH3, СОг, СН4 и др. Молекулы, состоящие из разнородных атомов, могут быть полярными, т. е. обладать дипольньш моментом. Диполи можно рассматривать как системы из двух зарядов, равных по абсолютной величине, но противоположных по знаку и находящихся на определенном расстоянии друг от друга. Это означает, что общая электронная пара смещена в сторону одного из них, В результате возникает асимметрия в распределении заряда. В этом случае связь называют полярной, или гетерополярной, в отличие от неполярной, или гомеополяр-ной, как у молекул Нг, Р г, N2, С1 и т. п. Молекула тем более полярна, чем больше смещена общая электронная пара к одному из атомов. [c.34] Вещества, образованные полярными молекулами, имеют более высокие температуры плавления и кипения, чем вещества, образованные неполярными молекулами. [c.34] Атомы водорода симметрично располагаются вокруг углерода в молекуле метана. В молекуле воды две электронные пары остаются неподеленными, т. е. принадлежат атому кислорода. Это приводит к асимметрии в распределении электронного заряда и к отклонению угла связи О—И от тетраэдрического угла 109,5°. [c.35] Атомы азота в молекуле N2 связаны тремя ковалентными связями. Но эти связи неравноценны. Одна из них является о -связью, а две — л-связями. За счет тройной связи молекула N2 является одной из самых прочных. В молекуле метана все связи сг-связи. [c.35] Атом азота как бы дает электронную пару для образования связи и является поэтому донором электронной пары, а ион водорода принимает эту пару и является акцептором электронной пары. Поэтому данный вид ковалентной связи называют донор-но-акцепторной связью. Все четыре связи в ионе аммония равноценны. Донорно-акцепторную связь называют также координаци-он ой ковалентной связью. [c.36] Ионная связь. В 1916 г. Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов, один из них может отдавать электроны, а другой — принимать их. Атом, отдавший электрон, приобретает положительный заряд и становится катионом, а атом, принявший электрон, приобретает отрицательный заряд и становится анионом. Электрическое взаимодействие положительного и отрицательного ионов приводит к образованию нового соединения. Эти идеи легли в основу учения о ионной связи. [c.36] Вернуться к основной статье