Строение атома. Химическая связь

Размещено на http://www.allbest.ru/

Лабораторная работа

Строение атома. Химическая связь

1. Оптические спектры атома

Экспериментальной базой теории строения атома служат данные о спектрах химических элементов.

Спектры, получаемые разложением испускаемого телами излучения, называются эмиссионными атомными спектрами. Спектры бывают непрерывными и линейчатыми.

Непрерывный спектр имеет излучение раскаленных твердых и жидких тел.

Линейчатый спектр дает излучение атомов в газообразном состоянии и включает ограниченное число спектральных линий.

Атом каждого элемента имеет свой спектр, который состоит из набора линий, отвечающих строго определенным значениям длин волн. Так, желтое окрашивание пламени газовой горелки при испарении в нем соли натрия обусловливается характеристической линией спектра натрия л = 589,3 нм.

Возникновение линий в спектре обусловлено тем, что при возбуждении атомов (нагревание, электрический разряд и т.п.) электроны приобретают избыточную энергию и переходят в состояния с более высокими энергетическими уровнями (возбужден-ное состояние атома). В возбужденном состоянии электроны находятся короткое время (10^-7 - 10^-8 с). Далее они возвращаются в состояние с более низким энергетическим уровнем, при этом, согласно фундаментальному закону ДЕ = hх, излучают кванты энергии, что отвечает появлению характерных спектральных линий.

Излучение сопровождается выделением кванта энергии ДЕ, величина которого равна разности энергий электронов в высшем и низшем энергетическом состояниях (ДЕ = Е_в - Е_н).

Согласно уравнению М. Планка, ДЕ = hх, где h - постоянная Планка (h = 6,62·10^-34 Дж/с); х - частота излучения. В свою очередь х = , где с = 3·10⁸ мс^-1. Следовательно, ДЕ = .

Энергия электрона резко убывает с возрастанием величины главного квантового числа и при n > ? стремится к нулю. Разности энергий электрона при переходе с одного уровня на другой также сильно убывают, квант излучаемой энергии уменьшается, длина волны растет и линии излучения переходят в инфракрасную область спектра.

Предельное возбуждение атома происходит при условии, когда из состояния невозбужденного атома электрон уходит в бесконечность, т.е. происходит ионизация атома.

Спектр атома водорода (получаемый действием разрядов в трубке) состоит из многочисленных линий, расположенных в ультрафиолетовых, видимых и инфракрасных областях спектра, так как газообразный водород содержит атомы разной степени возбуждения. На рис. 1 приведены энергии квантовых уровней атома водорода и возможные переходы электронов в возбужденном состоянии.

Рис. 1. Уровни энергии электрона в атоме водорода

Согласно теории атомных спектров Н. Бора, длины волн линий спектра атома водорода выражаются уравнением

= R (1.1)

т.е. каждой длине волны л соответствует величина ДЕ = Е_в - Е_н. Для других элементов длины волн характерных линий могут быть вычислены с достаточной точностью.

Для этого в выражение л = hс/ДЕ подставим значения h и с и получим, что:

л = (нм).

Для атомов щелочных и щелочноземельных металлов длина излучаемых электронами электромагнитных волн находится в преде-лах длин волн видимого света.

2. Химическая связь

Взаимодействие атомов, приводящее к образованию молекул простых и сложных веществ, а также кристаллов, называют химической связью.

Основным критерием химического взаимодействия атомов, ионов и молекул является изменение электронной плотности.

Образовавшаяся новая молекула устойчива только в том случае, если энергия возникших частиц ниже энергии исходных, т. е. имеет место выделение энергии и уменьшение энтальпии системы.

Так как ядра атомов исключительно малы по сравнению с размерами атомных орбиталей, то химическое взаимодействие обусловлено взаимодействием электронов реагирующих частиц. Современная теория химической связи основана на предположении, что при образовании связи между частицами в пространстве между ядрами электронная плотность возрастает.

Полностью заполненные (согласно принципу Паули) двумя электронами атомные орбитали являются стабильными. По этой причине и атомы, имеющие такие орбитали, являются устойчивыми и не проявляют химической активности (например, инертные газы). Поскольку любая система (в том числе и атомная) стремится занять устойчивое положение, то атомы в химических реакциях стремятся приобрести завершенные электронные оболочки.

При образовании более сложных систем происходит перераспределение валентных электронов между атомами, участвующими в образовании химической связи. В зависимости от характера распределения электронной плотности в веществе различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

В табл. 1 приводятся основные понятия, которые помогут в анализе природы химической связи в веществе.

Соединения высшего порядка, содержащие комплексный ион как в кристалле, так и в растворе, называются комплексными соединениями. Причиной комплексообразования может быть как электростатическое, так и донорно-акцепторное взаимодействие, осуществляемое между ионами, между ионами и молекулами, между молекулами.

В качестве комплексообразователей чаще всего выступают атомы и ионы d- и f-элементов, что объясняется наличием у них свободных (n-2)f-, (n-1)d-, ns- и np-орбиталей.

2.1 Комплексные соединения

Комплексообразователь - центральный атом или ион координационного соединения, вокруг которого скоординированы все остальные частицы этого соединения.

Лиганды (адденды) - ионы, атомы или молекулы, которые непосредственно связаны с комплексообразователем.

Координационное число комплексообразователя - число лигандов (монодентантных, то есть занимающих одно место), окружающих центральный атом или ион.

Внутренняя координационная сфера - комплекс, образованный лигандами с комплексообразователем.

Внешняя координационная сфера - ионы, нейтрализующие заряд комплексного иона.

На рис. 2 представлена схема комплексной молекулы тетрайодидмеркурата натрия Na₂[HgI₄] с указанием ее составляющих.

Для объяснения образования и свойств комплексных соединений в настоящее время применяются метод валентных связей (МВС), теория кристаллического поля (ТКП) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

Рис. 2. Схема комплексной молекулы

Согласно МВС образование комплексного соединения осуществляется за счет донорно-акцепторного взаимодействия чаще всего неподеленных электронных пар лигандов и свободных орбиталей комплексообразователя. Так, образование октаэдрического иона [Cr(H₂O)₆]³⁺ можно объяснить следующим образом. Ион Cr³⁺, имеющий свободные 3d-, 4s-, 4p-орбитали, выступает в качестве акцептора шести электронных пар, представляемых молекулами воды.

Октаэдрическое строение иона [Cr(H₂O)₆]³⁺ обусловлено d ²sp³ - гибридизацией валентных орбиталей хрома.

Комплексные соединения в растворах проявляют свойства сильных электролитов и полностью диссоциируют на внутреннюю координационную сферу (комплексный ион) и внешнюю координационную сферу (обычный ион).

Комплексные частицы (внутренняя сфера - ионы, молекулы) являются слабыми электролитами, поэтому их электролитическая диссоциация - обратимый процесс, количественно характеризуемый константой нестойкости комплекса (К_н) (табл. 2.2).

[Cr(H₂O)₆]Cl₃ > [Cr(H₂O)₆]³⁺ + 3Cl; (2.1)

[Cr(H₂O)₆]³⁺[Cr(H₂O)₅]³⁺+H₂O;; (2.2)

[Cr(H₂O)₅]³⁺[Cr(H₂O)₄]³⁺+H₂O; ; (2.3)

[Cr(H₂O)₄]³⁺[Cr(H₂O)₃]³⁺+H₂O;; (2.4)

[Cr(H₂O)]³⁺Cr³⁺+H₂O; . (2.5)

Таблица 1. Диссоциация комплексных частиц. Константы нестойкости

Реакции комплексообразования обычно сопровождаются визуальными эффектами: появлением или изменением окраски, выпадением или растворением осадков.

Эти эффекты используются в аналитической химии для открытия различных катионов, для перевода малорастворимых соединений в хорошо растворимые комплексы, для разделения катионов, для маскировки ионов. Свойства комплексных соединений используются также в технологиях производства, очистки и обработки металлов, сплавов.

атом химический вещество

Размещено на Allbest.ru