Электронное облако атома водорода. Орбитальное квантовое число. Формы электронных облаков. Соли и ковалентные соединения

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.

Строение электронных оболочек

Согласно квантово-механическим представлениям электрон, как и любая другая микрочастица, обладает одновременно корпускулярными и волновыми свойствами (корпускулярно-волновой дуализм), т.е. свойствами частицы и волны. Для описания состояния (движения) электрона в атоме используется вероятностный подход, основанный на представлениях об электронном облаке, атомной орбитали и электронной плотности.

Электронное облако – модель движения электрона в атоме, предполагающая, что отрицательный заряд электрона неравномерно распределен во всем объеме пространства вокруг ядра (электрон как бы «размазан» в этом объеме). При графических изображении электронного облака это показывают неодинаковой густотой точек: где точки расположены гуще, там электрон находится чаще.

Плотность электронного облака (электронная плотность) убывает по мере удаления от ядра.

В многоэлектронном атоме электроны располагаются на атомных орбиталях (АО). Атомная орбиталь – это состояние электрона с определенным значением энергии, формой и пространственной ориентацией электронного облака.

Орбитали имеющие форму шара, обозначаются буквой s, а электроны, занимающие эти орбитали, называются s-электронами.

Орбитали в виде объемной восьмерки (гантели) обозначают буквой р, а находящиеся на них электроны называются р-электронами.

По мере удаления от ядра энергия электрона возрастает (прочность его связи с ядром при этом уменьшается), возрастают и размеры орбитали, на которой находится электрон. Соответственно при сохранении формы орбитали и числа электронов на ней электронная плотность уменьшается. При построении электронно-графических схем АО изображают в виде клетки (квантовая ячейка), а электрон – стрелкой.

Электрон характеризуется спином , который упрощенно можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси по часовой стрелке или против часовой стрелки. В зависимости от этого электрон обозначают стрелками: или ↓.

Если на АО находится один электрон, то он называется неспаренным. Находящиеся на АО два электрона получили названия спаренных или электронной (неподеленной) пары.

На одной АО находится не более двух электронов, причем их спины должны быть противоположно направлены.

	|	следующая лекция ==>

§5. Электронные облака - орбитали

Единственный электрон атома водорода образует вокруг ядра сферическую орбиталь - шарообразное электронное облако, вроде неплотно намотанного клубка пушистой шерсти или ватного шарика.

Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть s -орбиталью . Она 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 :

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x , y и z . Это легко объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от друга.

Все вместе три электронных облака, которые называют p x -, p y - или p z -орбиталями, образуют симметричную геометрическую фигуру, в центре которой находится атомное ядро. Она похожа на шестиконечный помпончик или на тройной бант - кому как нравится.

Итак, p -орбиталей может быть три. Энергия их, конечно, одинакова, а расположение в пространстве - разное.

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, и в итоге получаются сложные и красивые объемные геометрические фигуры.

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.
А пятая - вроде гантели, продетой в бублик.

Электронных облаков с одинаковой энергией, которым присвоено имя f -орбиталей , может быть уже семь. Они тоже различны по форме и по-разному ориентированы в пространстве.

Электронное облако - наглядная модель, отражающая распределение функции плотности вероятности обнаружения электрона в атоме 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.

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

Электронное облако

Электронное облако - это наглядная модель, отражающая распределение электронной плотности в атоме или молекуле.

В первое время после появления знаменитого волнового уравнения Э. Шрёдингера предпринималось много попыток выяснить возможный физический смысл волновой функции и разработать модель поведения электрона в атоме . Э. Шрёдингер с самого начала говорил о «размазанном электроне», заряд которого также размазан по пространству и распределён по пучностям колебаний, предложил понятие «волнового пакета ».

Однако физики отнеслись критически к этой модели. Макс Борн показал, что эти волны следует толковать статистически с точки зрения теории вероятности. Сами же волны не материальны, они лишь математические выражения, которыми описывается вероятность обнаружения электрона в той или иной точке пространства.

В качестве наглядной модели состояния электрона в атоме в химии принят образ облака, плотность соответствующих участков которого пропорциональна вероятности обнаружить там электрон. Электронное облако рисуется наиболее плотным (там, где наибольшее число точек) в областях наиболее вероятного обнаружения электрона .

Имеются и другие способы изображения радиальное распределение вероятности нахождения электрона электронной плотности относительно атомного ядра.

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 .

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

Примечания

См. также

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Электронное облако" в других словарях:

электронное облако

электронное облако - elektronų debesis statusas T sritis chemija apibrėžtis Elektronų buvimo aplink atomo branduolį erdvė. atitikmenys: angl. electron atmosphere; electron cloud; electronic atmosphere; electronic cloud rus. электронное облако … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

облако электронов - elektronų debesis statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. electron cloud; electronic atmosphere; electronic cloud vok. Elektronenatmosphäre, f; Elektronenwolke, f rus. облако электронов, n; электронное облако, n pranc. atmosphère électronique … Fizikos terminų žodynas

Атом гелия Атом (др. греч. ἄτομος неделимый) наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из атомного ядра и окружающего его электронного облака. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и… … Википедия

Атом гелия Атом (др. греч. ἄτομος неделимый) наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из атомного ядра и окружающего его электронного облака. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и… … Википедия

ЛЯМБДА УДВОЕНИЕ (РАСЩЕПЛЕНИЕ) УРОВНЕЙ ЭНЕРГИИ МОЛЕКУЛ слабое расщепление на два уровня каждого электронно колебательно вращательного энергетич. уровня молекулы с неравными нулю квантовыми числами и J (см. Молекула). Число Л описывает проекцию… … Физическая энциклопедия

- (от греч. atomos неделимый) частица вещества микроскопических размеров и очень малой массы (микрочастица), наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Каждому элементу соответствует определённый род А.,… …

- (σ и π связи) ковалентные химические связи, характеризующиеся определенней, но различной пространственной симметрией распределения электронной плотности. Как известно, ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов… … Большая советская энциклопедия

- (от греч. atomos неделимый), часть в ва микроскопич. размеров и массы (микрочастица), наименьшая часть хим. элемента, являющаяся носителем его св в. Каждому хим. элементу соответствует определ. род А., обозначаемый хим. символом. А. существуют в… … Физическая энциклопедия