2.1 Генетическая связь

Металл: Ca CaO Ca(OH)₂

CaSO₄

Неметалл: S SO₃ H₂SO₄

Металл - группа элементов, в виде простых веществ обладающих характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.

Неметалл - химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической системы

Оксид - бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления ?2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF₂.

Гидроксиды - соединения металлов с водой. Известны гидроксиды почти всех химических элементов; некоторые из них встречаются в природе в виде минералов. Гидроксиды щелочных металлов называются щелочами. Гидроксиды имеют вид: Me(OH)_x

Кислота - химические соединения, способные отдавать катион водорода (кислоты Брёнстеда) либо соединения, способные принимать электронную пару с образованием ковалентной связи (кислоты Льюиса)

Соль - это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков. ИЮПАК определяет соли как химические соединения, состоящие из катионов и анионов. Есть ещё одно определение: солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды

2.2 Номенклатура

Названия простых веществ

Простые вещества называют, как правило, так же, как и соответ-ствующие элементы. Свои собственные названия имеют только ал-лотропные модификации углерода (алмаз, графит, карбин, фуллере-ны) и вторая модификация кислорода (озон). При названиях алло-тропных модификаций остальных элементов обычно указывают ее краткую физическую характеристику (белый, красный, черный фосфор, кристаллическая и пластическая сера, серое и белое олово и т. д.).

Бинарные соединения

В формулах двухэлементных соединений, состоящих из металла и неметалла, символ металла записывают на первом месте, то есть слева, а символ неметалла - справа. В соединениях из двух металлов или неметаллов первым записывают символ того элемента, ко-торый стоит в периоде развернутой Периодической системы левее, а в группе - ниже. Исключение составляют благородные газы, помещаемые как бы в нулевую группу и начинающие этот условный ряд и водород, который в этом ряду неметаллов традиционно помещают между элементами V и VI групп. Кислород записывают на первом месте только в соединениях со фтором. Примеры: MnI₂, FeO, CuAl₂, FeNi₃, XeO₄, CH₄, AsH₃, H₂S, BrF₃, ClO₂, OF₂. Названия бинарных соединений составляют из двух слов. В русском языке первым словом обозначают более электроотрицательный элемент (реальный или условный анион), составляя его из латинского корня названия элемента с окончанием -ид, вторым сло-вом является русское название менее электроотрицательного эле-мента (реального или условного катиона) в родительном падеже:

NaCl -хлорид натрия;

B₂O₃-оксид бора;

Al₂S₃-сульфид алюминия;

Mg₃N₂-нитрид магния.

В случае, если менее электроотрицательный элемент имеет несколько положительных степеней окисления, в названии следует указать либо его степень окисления, либо число атомов аниона, используя числовые приставки:

FeCl₃ -х лорид железа(III);

FeCl₂ - дихлорид железа;

SF₆ - гексафторид серы;

SF₄ - фторид серы(IV);

PbO₂ - диоксид свинца;

PbO- оксид свинца(II);

Pb₃O₄ - оксид свинца (II, IV);

N₂O₄ - тетраоксид азота.

В последнем примере однозначность написания формулы по названию обусловлена отсутствием у азота степени окисления (VIII).

Если соединение содержит катионы нескольких металлов или анионы нескольких неметаллов, то при написании формулы придерживаются того же порядка, как и в случае соответствующих бинарных соединений, а называют вещество справа налево, используя дефис:

SnBrCl₃ -трихлорид-бромид олова;

KNaCl₂ - хлорид натрия-калия;

Cu₂Cl₂O - оксид-хлорид меди(II);

CaTiO₃ - оксид титана(IV)-кальция;

Кислородсодержащие кислоты

Названия этого класса соединений строятся из группового слова «кислота» и прилагательного, которое составляется из русского корня названия элемента, окончания -ая- и суффиксов, указывающих, насколько степень окисления кислотообразующего элемента отличается от максимальной.

Для высшей или единственной степени окисления применяют суффиксы -н-, -ов-, -ев-:

H₃BO₃ - борная кислота; H₂CO₃ - угольная кислота;

H₂SiO₃ - кремниевая кислота; H₂CrO₄ - хромовая кислота;

HNO₃ - азотная кислота; HPO₃ - метафосфорная кислота;

HReO₄ - рениевая кислота; H₃PO₄ - ортофосфорная кислота.

Приставки орто- и мета- применяют, чтобы различать названия кислот, молекулы которых отличаются только «содержанием воды».

Если возможны две степени окисления, то для низшей используют суффиксы -ист-, -овист-:

H₂SeO₃ - селенистая кислота; H₂TeO₃ - теллуристая кислота;

HAsO₂ - метамышьяковистая кислота;

H₃AsO₃ - ортомышьяковистая кислота.

В случае трех возможных степеней окисления кислотообразующего элемента, помимо упомянутых суффиксов, для самой низкой (обычно +1) применяется составной суффикс -новатист-:

H₃PO₂ - фосфорноватистая кислота;

H₂N₂O₂ - азотноватистая кислота.

В названиях кислот с четырьмя различными степенями окисления последовательно используют суффиксы -н-, -новат-, -ист- и -новатист-:

HClO₄ - хлорная кислота; HClO₃ - хлорноватая кислота;

HClO₂ - хлористая кислота; HClO₃ - хлорноватистая кислота.

Для того, чтобы различить кислоты, содержащие разное количе-ство атомов кислотообразующего элемента в одной степени окис-ления, применяют числовые приставки:

H₂Cr₂O₇ - дихромовая кислота; H₂Cr₃O₁₀ - трихромовая кислота;

H₂S₂O₅ - дисернистая кислота;

Оксокислоты, в которых атомы кислорода замещены на атомы серы (частично или полностью) или на пероксогруппы (-О-О-), по-лучают к своему названию приставку соответственно тио- или пероксо- (по необходимости, с числовой приставкой):

H₂S₂O₃ (H₂SO₃S) - тиосерная кислота;

H₂CS₃ - тритиоугольная кислота;

HNO₄ (HNO₂(O₂)) - пероксоазотная кислота;

H₂S₂O₈ (H₂S₂O₆(O₂) - пероксодисерная кислота.

Название солей

Название солей неорганических соединений состоят из традиционных названий катионов и анионов. Если элемент в образуемых им оксоанионах проявляет одну степень окисления, то название аниона оканчивается на -ат:

(NH₄)₂CO₃ - карбонат аммония; K₄SiO₄ - ортосиликат калия;

NaBiO₃ - висмутат натрия; LiBO₂ - метаборат лития.

В случае двух степеней окисления ещё используют окончание -ит:

BaSeO₄ - селенат бария; FeAsO₄ - ортоарсенат железа(III);

BaSeO₃ - селенит бария; Fe(AsO₂)₂ - метаарсенит железа(II).

Если степеней окисления элемента в анионах может быть более двух, то для самой низкой (обычно +1) применяют приставку гипо- с окончанием -ит:

Na₂N₂O₂ - гипонитрит натрия;

Названия анионов, образованных элементом в степени окисления +7, имеют приставку пер- и окончание -ат:

H₃OClO₄ - перхлорат оксония; KMnO₄ - перманганат калия;

Ag₅IO₆ - ортопериодат серебра; SrIO₄ - метапериодат стронция.

3. Строение ядра. Квантовые числа

Амтом (от др.-греч. ?фпмпт -- неделимый) -- частица вещества микроскопических размеров и массы, наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств

Атом состоит из атомного ядра и электронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом. В некоторых случаях под атомами понимают только электронейтральные системы, в которых заряд ядра равен суммарному заряду электронов, тем самым противопоставляя их электрически заряженным ионам

Ядро, несущее почти всю (более чем 99,9 %) массу атома, состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов, связанных между собой при помощи сильного взаимодействия. Атомы классифицируются по количеству протонов и нейтронов в ядре: число протонов Z соответствует порядковому номеру атома в периодической системе Менделеева и определяет его принадлежность к некоторому химическому элементу, а число нейтронов N -- определённому изотопу этого элемента. Число Z также определяет суммарный положительный электрический заряд (Ze) атомного ядра и число электронов в нейтральном атоме, задающее его размер.

Атомы различного вида в разных количествах, связанные межатомными связями, образуют молекулы.

3.1 Строение атома

Первой научной гипотезой о строении атома, опирающейся на новые открытия, была модель, предложенная Томсоном. Обращение к построению атома было вызвано открытием электрона, являющегося составной частью всех атомов. Кроме того, явление радиоактивности говорило о том, что оно зависит от "изменений, происходящих в атомах радиоактивных веществ". В своей модели Томсон развивает теорию строения атома, предложенную в 1902 г. Уильямом Томсоном в статье "Эпинус атомизированный". У Томсона атом представляет собой сферу, равномерно заряженную положительным электричеством, в центре которой помещен электрон. Томсон опирается на эту модель и предлагает свою.

Модель Томсона представляла собой равномерно заряженную положительным зарядом сферу, в которой вращались или покоились электроны (корпускулы, как их называл Томсон). Поскольку атом в целом нейтрален, то общий заряд электронов равен положительному заряду сферы. Объем сферы гораздо больше объема корпускулы. Электроны вращаются по круговым орбитам, расположенным на различных расстояниях от центра сферы, зависящих от скорости электронов. При некоторой скорости корпускулы достигают поверхности сферы, а дальнейшее увеличение скорости заставляет их покидать сферу. Это означает, что атом распался. Томсон заключает, что атом устойчив тогда, когда кинетическая энергия корпускул не превышает некоторой предельной величины.

Модель Томсона не была свободна от недостатков. Главным из них был вопрос о распределении положительного заряда в атоме, размерах положительно заряженной сферы. Томсон знал об этом слабом месте своей модели.

К 1904 году японский физик Нагаока разработал раннюю, ошибочную «планетарную модель» атома («атом типа Сатурна»). Модель была построена на аналогии с расчётами устойчивости колец Сатурна (кольца уравновешены из-за очень большой массы планеты). Модель Нагаоки была неверна, но два следствия из нее оказались пророческими:

ядро атома действительно очень массивно;

электроны удерживаются на орбите благодаря электростатическим силам (подобно тому, как кольца Сатурна удерживаются гравитационными силами).

Модели атома Томсона был нанесен удар исследованиями Резерфорда и его учеников по рассеянию а- частиц в 1911 году. Суть этих исследований заключалась в следующем. Поток а-частиц, испускаемых радием, пропускался через маленькое отверстие в трубку с откаченным из нее воздухом. На небольшом расстоянии от отверстия находился сернистоцинковый экран. При ударе о него а-частиц получалось изображение светлого пятна. При закрывании отверстия тонкой металлической пластинкой изображение светлого пятна на экране несколько размывалось, т.е. а-частицы рассеивались веществом металлической пластинки. Изучение рассеяния показало, что небольшое число а-частиц (примерно 1/8000) отклонялось на угол больше 90°. Модель Томсона не допускала таких больших отклонений. Математический расчет показывал, что такие большие отклонения могут происходить, если а-частицы попадают под влияние сильных электрических полей, существующих вокруг зарядов, сконцентрированных в очень малом объеме. Электрическое поле, создаваемое положительно заряженной, размытой по всему объему атома сферой, не могло оказывать такого сильного влияния на а-частицу, и ее столкновение с электроном не могло повлиять на траекторию движения, поскольку масса а-частицы почти в 8000 раз больше массы электрона. Поэтому Резерфорд приходил к выводу, что почти вся масса атома сосредоточена в положительно заряженном ядре. Вокруг него, как планеты вокруг Солнца, вращаются электроны.

Модель атома Резерфорда - новый этап в развитии физики атома.

Бомровская модемль амтома (Модемль Бомра) -- полуклассическая модель атома, предложенная Нильсом Бором в 1913 г. За основу он взял планетарную модель атома, выдвинутую Резерфордом. Однако, с точки зрения классической электродинамики, электрон в модели Резерфорда, двигаясь вокруг ядра, должен был бы излучать непрерывно и очень быстро, потеряв энергию, упасть на ядро. Чтобы преодолеть эту проблему Бор ввел допущение, суть которого заключается в том, что электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, находясь на которых они не излучают, а излучение или поглощение происходит только в момент перехода с одной орбиты на другую. Причем стационарными являются лишь те орбиты, при движении по которым момент количества движения электрона равен целому числу постоянных Планка.

А.Зоммерфельд дополнил модель Бора предложив, что электроны вращаются вокруг ядра по эллиптической орбите (1915 г.)

Постулаты Бора

Постулаты Бора -- основные допущения, сформулированные Нильсом Бором в 1913 году для объяснения закономерности линейчатого спектра атома водорода и водородоподобных ионов (формула Бальмера-Ридберга) и квантового характера испускания и поглощения света. Бор исходил из планетарной модели атома Резерфорда.

Первый постулат:

Атомы имеют ряд стационарных состояний соответствующих определенным значениям энергий: Е1, Е2...En. Находясь в стационарном состоянии, атом энергии не излучает и не поглощает, несмотря на движение электронов.

Второй постулат:

В стационарном состоянии атома электроны движутся по стационарным орбитам, для которых выполняется квантовое соотношение:

m*V*r = n*h/2*p

где m*V*r =L - момент импульса, n=1,2,3...,h-постоянная Планка.

Третий постулат:

Излучение или поглощение энергии атомом происходит при переходе его из одного стационарного состояния в другое. При этом излучается или поглощается порция энергии (квант), равная разности энергий стационарных состояний, между которыми происходит переход:

е= h* н= Em-En

Достоинства теории Бора

· Объяснила дискретность энергетических состояний водородоподобных атомов.

· Теория Бора подошла к объяснению внутриатомных процессов с принципиально новых позиций, стала первой полуквантовой теорией атома.

· Эвристическое значение теории Бора состоит в смелом предположении о существовании стационарных состояний и скачкообразных переходов между ними..

Недостатки теории Бора

· Не смогла объяснить интенсивность спектральных линий.

· Справедлива только для водородоподобных атомов и не работает для атомов, следующих за ним в таблице Менделеева.

· Теория Бора логически противоречива: не является ни классической, ни квантовой. В системе двух уравнений, лежащих в её основе, одно -- уравнение движения электрона -- классическое, другое -- уравнение квантования орбит -- квантовое.

3.2 Квантовые числа. Движение электрона в атоме. Атомная орбиталь

Представления о строении атома прошли сложный путь развития. Очень важную роль в развитии теории строения атома сыграла планетарная модель атома Резерфорда. Однако эта модель не смогла объяснить движение электронов в атоме. Современная модель атома базируется на представлениях о микромире - мир частиц микроскопических размеров, которые не поддаются законам макромира. Электрон, как микрочастица, имеет определенную массу и заряд. В то же время электрон, двигаясь с огромной скоростью, проявляет волновые свойства. Говорят, что электрон имеет двойственную природу - одновременно проявляет свойства и частицы и волны. Благодаря этому для электрона невозможно одновременно определить скорость движения и направление.

Уравнение Шредингера - уравнение, описывающее изменение в пространстве и во времени чистого состояния электрона, задаваемое волновой функцией (волновая функция - вероятность обнаружения объекта (электрона) в одном из чистых состояний).

Пространство вблизи ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика (примерно девяносто процентов), называется орбиталью. Это пространство ограничивается поверхностью, то есть объемной геометрической фигурой.

Атмана орбиталь - одноэлектронная волновая функция, полученная решением уравнения Шредингера.

Орбитали (электронные облака) отличаются не только размерами, так и формой.

Атомная орбиталь описывается 4 квантовыми числами.

- главное квантовое число - введено Бором - «n» - определяет энергетический уровень электрона на орбите. n принимает значение целых чисел от 1 до ?. ? означает отрыв электрона от атома.

- орбитальное квантовое число - введено Зоммерфельдом - «l» - определяет форму атомной орбитали. l принимает значение от 0 до n-1/

- магнитное квантовое число - «m»- определяет пространственное расположение орбитали (см. выше) - опыт П.Зеемана в 1896 г, вводится уравнением Шредингера.

m принимает целые значения от - l (орбитальное квантовое число) до l (значения идут через «ноль»)

- спиновое квантовое число - «s» - введено Паули в 1924 - угловое вращение электрона

s = ±Ѕ

правила заполнения электронных орбиталей:

- принцип Паули (правило запрета) - два и более электрона не могут иметь все одинаковые квантовые числа (не могут находится в одинаковых квантовых состояниях).

- правило Хунда - модуль суммарного спинового числа должен быть максимальный

- правило Клечковского (правило n+l) - эмпирическое правило - при заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (а значит более энергетически выгодны - заполняются раньше) те состояния, для которых сумма главного квантового и орбитального чисел минимальна.

4. Периодическая система химических элементов

Предшественники и продолжатели

1772 Л. Гитон де Морво составил первую таблицу «химически простых» веществ. А. Лавуазье использовал ее в своей книге «Начальный учебник химии», опубликованной в 17К9 г. 1817-1К29 И. Дёбернейнер открыл несколько триaд элементов и их соединений, в которых эквивалентный вес центрального элемента триады являлся средним из эквивалентных весов двух других элементов (например, СаО, SrO, ВаО илы NiО, СuО, ZnO).

1843 Л. Гмелин включил V-образнсе построение из 16 триад в 4-е издание своего «Справочника по химии».

1857 Ж. Дюма опубликовал таблицу 32 элементов из 8 колонок, показывающую взаимоотношения элементов.

1862 А. де Шанкуртуа впервые расположил элементы н порядке возрастания атомных весов; в публикации 1863 г. он придав этому ряду форму пространственной спирали, расположив сходные элементы друг под другом.

1864 Л. Мейер опубликовал таблицу валентностей для 49 элементов.

1864 У. Одлинг составил почти правили зую таблицу, в 17 вертикальных колонках которой были размещены 57 элементов.

1865 Дж. Ньюлендс после двух лет работы над различными вариантами классификации элементов предложил закон октав; он также правильно предсказал атомный вес еще неоткрытого элемента германия 1868-1869 Л. Мейер построив кривую атомных объемов и составил периодическую таблицу (таблица опубликована лишь в 1895 г.).

1869 Д.И. Менделеев сформулировал свой периодический закон: «свойства элементов находятся в периодической зависимости от их атомных весов» и опубликовал несколько вариантов периодической таблицы, один из них содержал 63 элемента.

1871 Д.И. Менделеев усовершенствовал свою таблицу и предсказал открытие 10 элементов (ныне они известны как Sс, Gа, Ge, Тc, Rе, Ро, Fг, Ra, Аc, и Ра). С поразительным предвидением он полностью описал свойства четырех из них (Sс, Gа, Ge и Ро). Заметим, однако, что в то время было невозможно предсказать существование благородных газов или число лантанидов.

1894-1898 Лорд Рэлей, У. Рамзай и М. Траверс открыли и затем выделили благородные газы (Не), Ne, Аr, Кr, Хе.

1913 Н. Бор объяснил форму периодической таблицы на основе своей теории строения атома и показал, что возможно существование лишь 14лантаноидов.

1913 Г. Мозли обнаружил закономерности в характеристических рентгеновских спектрах элементов, установил смысл атомного (порядкового) номера элемента Z и подтвердил правильность расположения элементов в периодической таблице (закон Мозли).

1940 Э. Макмиллан и Ф. Эйблсон синтезировали первый трансурановый элемент ⁹³Np. Другие трансурановые элементы были синтезированы Г. Сиборгом с сотрудниками в течение следующих 15 лет.

1944 Г. Сиборг выдвинул актинидную гипотезу и предсказал существование в этой группе 14 элементов (вплоть до Z= 103).

Периодический закон открыт Д.И.Менделеевым в 1869 году.

Современная формулировка периодического закона:

Периодическое изменение свойств элементов и их соединений зависит от периодически повторяющейся подобной структуры электронной оболочки их атомов.

Наглядным выражением периодического закона является периодическая система элементов.

В периодической системе каждый элемент имеет свой порядковый номер, смысл которого теперь совершенно ясен: этот номер равен заряду ядра атома и числу электронов в оболочке атома.

Современный вариант периодической системы утвержден Международным союзом по теоретической (чистой) и прикладной химии - ИЮПАК - в 1989 году.

Система элементов слагается из периодов (горизонтальные строки) и групп (вертикальные столбцы).

Периодов в системе семь: 1 - 3 -малые, остальные - большие, седьмой - не завершен. Номер периода указывает на число уровней в атоме данного элемента.

Групп в системе - 18, они обозначаются арабскими цифрами.

Вариант таблицы используемая в России -7 периодов (горизонтальные ряды) и 8 групп (вертикальные ряды). Группы делятся на главные (заполняются s- и p- электроны внешнего уровня) и побочные (заполняются d-электроны предвнешнего и f-электроны предпредвнешнего уровня).

Номер группы - количество электронов на внешнем уровне (для главной подгруппы) - максимальная положительная степень окисления элемента (кроме кислорода, фосфора и благородных газов).

Электроотрицательность атома, величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать электроны, участвующие в образовании химической связи. Известно несколько способов вычисления Э. Так, согласно Р. Малликену (1935), мерой Э. может служить сумма ионизационного потенциала атома и его сродства к электрону; Л. Полинг предложил (1932) другой, более сложный способ вычисления. Оказалось, однако, что все способы практически приводят к одинаковым результатам.

Степень окисления - численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Изменение свойств

Размещено на http://www.allbest.ru/

рис. Изменение радиусов по периоду и по группе

рис. Изменение электроотрицательности

5. Химическая связь

5.1 Общие положения

Молекулы химических веществ представляют собой сложную систему атомных ядер и электронов. Атомы в молекуле удерживаются преимущественно силами электростатического характера. В этом случае говорят, что они связаны химической связью. Химическая связь осуществляется s- и p-электронами внешнего и d-электронами предпоследнего слоя. Эта связь характеризуется следующими параметрами:

1. Длиной связи - межъядерным расстоянием между двумя химически связанными атомами.

2. Валентным углом - углом между воображаемыми линиями, проходящими через центры химически связанных атомов.

3. Энергией связи - количеством энергии, затрачиваемой на ее разрыв в газообразном состоянии.

4. Кратностью связи - числом электронных пар, посредством которых осуществляется химическая связь между атомами.

Атом в молекуле - понятие условное, т. к. его энергетическое и электронное состояние в корне отличается от изолированного атома. Если мы будем сближать два протона, то между ними возникнут силы отталкивания, и о получении устойчивой системы говорить не приходится.

В образовании химической связи участвуют s-, p- и d-электроны, имеющие различную геометрическую конфигурацию электронных облаков и различные знаки волновых функций в пространстве. В зависимости от симметрии электронных облаков, в результате перекрывания которых образуется химическая связь, суммарное электронное облако будет иметь различную симметрию, в соответствии с которой они распадаются на три вида: у-, р- и д- связи.

у-связь осуществляется при перекрывании облаков вдоль линии, соединяющей центры атомов, при этом максимальная электронная плотность достигается в межъядерном пространстве и имеет цилиндрическую симметрию относительно линии, соединяющей центры атомов.

Как видно из рис. 2.4., в образовании у-связи в силу своей шаровой симметрии всегда принимают участие s-электроны. Они образуют у -связь в результате перекрывания со следующими электронами другого атома: s-, р_Х-, d(x²-y²)-электронами. Возможность образования у-связи s-электронами не исчерпывается, она может образоваться в случае перекрывания и других электронных облаков, таких, как двух p_X или p_X и d(x²-y²).

Рис. 2.4 Некоторые примеры образования у-связей

Рис. 2.5 Примеры р- и д -связей

р -связи возникают при перекрывании электронных облаков над и под линией, соединяющей центры атомов. Суммарные электронные облака также симметрично расположены относительно этой оси, но они не имеют цилиндрической симметрии, как в случае у-связи. В силу своего пространственного расположения р-связь образуют электроны на таких парах орбиталей как p_Y - p_Y, p_Z - p_Z, p_Y - d_XY.

д -связь образуют только d-электроны за счет перекрывания всех четырех своих лепестков электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Такое возможно, когда в образовании связи участвуют d_XY - d_XY, d_XZ - d_XZ, d_YZ - d_YZ-электроны.

Выше была рассмотрена классификация химических связей, исходя из симметрии электронных облаков. Существует и другой подход к классификации химической связи, основанный на характере распределения электронной плотности между атомами в молекуле, т. е. химическая связь рассматривается с точки зрения принадлежности электронной пары тому или иному атому. Возможны три случая:

1) Электронная пара связывает в молекуле два одинаковых атома. В этом случае она в равной мере принадлежит им обоим. В молекуле нет разделения центров тяжести положительного и отрицательного зарядов. Они совпадают, и такая связь называется ковалентной неполярной.

2) Если же электронная пара связывает два различных атома, то она смещается в сторону более электроотрицательного атома. Центры тяжести положительного и отрицательного зарядов разделяются, связь становится полярной и носит название ковалентной полярной связи.

3) Третий случай связан с полной передачей электронной пары во владение одного из атомов. Это происходит при взаимодействии двух атомов, резко отличающихся по электроотрицательности, т. е. способности удерживать электронную пару в своем электрическом поле. При этом атом, отдавший электроны, становится положительно заряженным ионом, а атом, принявший их, - отрицательным. В этом случае связь носит название ионной.

Характер связи во многом определяет физико-химические свойства веществ.

5.2 Метод валентных связей

В методе валентных связей химическая связь рассматривается как двухэлектронная и двухцентровая, т. е. пара электронов, образующих связь, локализована в пространстве между двумя атомами и находится в их общем пользовании. Возможны два механизма образования общей электронной пары. Первый называется обменными заключается в спаривании двух электронов, принадлежащих разным атомам и имеющим противоположные спины. Его можно выразить следующей схемой:

химический неорганический атом молекула

Второй механизм, называемый донорно-акцепторным, приводит к образованию химической связи за счет предоставления одним атомом в общее пользование пары электронов, а другим - свободной орбитали.

Атом, предоставляющий электронную пару, называется донором, а атом, имеющий свободную орбиталь, - акцептором. Схема образования связи в этом случае выглядит так:

Для элементов второго периода происходит распаривание s-электронов и переход их на p-подуровень c образованием новых уровней, на которых энергии электронов, находящихся уже на орбиталях другого типа, одинаковы. А раз это так, то по правилу Хунда, в атоме появляется максимальное число неспаренных электронов. Эта гипотеза получила название явления гибридизации, а орбитали, образующиеся в результате усреднения энергий подуровней, называются гибридными. Естественно, что при этом меняются и форма электронных облаков, и их расположение в пространстве. В зависимости от того, какие орбитали участвуют в образовании гибридных орбиталей, рассматривают различные типы гибридизации и пространственные конфигурации образовавшихся гибридных орбиталей. Число получившихся гибридных орбиталей должно быть равно общему числу орбиталей, вступивших в гибридизацию. В зависимости от того, какие орбитали взаимодействуют между собой, рассматривают несколько типов гибридизации:

sp-гибридизация. В этом явлении принимают участие s- и одна p-орбитали, и в результате образуются две орбитали нового типа, которые называются sp-гибридными. Эти орбитали имеют форму, показанную на рисунке, оси их лежат на одной прямой, образуя угол 180⁰. В образовании связей в молекуле BeH₂ принимают участие sp-гибридные орбитали атома бериллия и молекула имеет линейное строение;

Рис. Пространственное расположение электронных облаков для различных типов гибридизации

sp²-гибридизация. Во взаимодействие вступают s- и две p-орбитали, в результате чего образуются три орбитали нового типа, которые называются sp²-гибридными. Оси этих орбиталей лежат в одной плоскости, и углы между ними равны 120⁰. Например, атом бора в молекуле BF₃ находится в sp² -гибридном состоянии, и эта молекула имеет форму правильного треугольника с атомом бора в центре.

sp³-гибридизация. В этом случае исходными являются s- и три p- орбитали. В результате гибридизации образуются четыре новые орбитали -sр³-гибридные. Оси этих орбиталей направлены от центра к вершинам тетраэдра, углы между осями равны 109⁰28?. CH₄ - молекула метана, где реализуется этот тип гибридизации, имеет тетраэдрическое расположение атомов водорода.

В молекуле аммиака (NH₃) атом азота тоже находится в sp³-гибридном состоянии, три пары электронов являются общими с атомами водорода и участвуют в образовании связей, а одна электронная пара (неподеленная электронная пара) принадлежит только атому азота.

5.3 Метод молекулярных орбиталей

Большей предсказательной силой обладает метод молекулярных орбиталей (МО). В нем молекула рассматривается как единая система ядер и электронов. Последние находятся в общем пользовании всех ядер атомов, образующих молекулу. Таким образом, метод МО химическую связь рассматривает как многоцентровую и многоэлектронную.

В методе МО для образования устойчивой молекулярной орбитали необходимо, чтобы энергии атомных орбиталей были близки друг к другу. Кроме того, нужно, чтобы их симметрия не сильно отличалась. При выполнении этих двух требований происходит максимальное перекрывание орбиталей. Образуется молекулярная орбиталь, энергия которой понижается относительно энергий атомных орбиталей. Волновая функция, соответствующая связывающей орбитали, получается в результате сложения волновых функций с одинаковым знаком. Электронная плотность при этом концентрируется между ядрами, и волновая функция принимает положительное значение. При вычитании атомных орбиталей энергия молекулярной орбитали повышается. Эта орбиталь называется разрыхляющей. Электронная плотность в этом случае располагается за ядрами, а между ними равна нулю.

Когда атомная орбиталь одного из атомов вследствие большой разницы в энергии или симметрии не может взаимодействовать с атомной орбиталью другого атома, она переходит в энергетическую схему молекулярных орбиталей молекулы с энергией, соответствующей ей в атоме. Орбиталь этого типа называется несвязывающей.

При рассмотрении электронного строения молекулы с точки зрения метода молекулярных орбиталей (МО) нужно руководствоваться следующими правилами:

1. Электроны в молекуле, как и в атоме, занимают соответствующие орбитали, которые характеризуются своим набором квантовых чисел;

2. Число образующихся молекулярных орбиталей равно числу атомных орбиталей участвующих в их образовании;

3. Распределение электронов по молекулярным орбиталям, так же как и в атоме, подчиняется принципу наименьшей энергии, принципу Паули и правилу Хунда;

4. Для молекул, образованных атомами одного химического элемента (гомоядерных), выигрыш в энергии за счет образования связывающей орбитали компенсируется повышением энергии разрыхляющей орбитали.

На энергетической диаграмме обе орбитали располагаются симметрично относительно атомных орбиталей:

Рис. Энергетическая диаграмма молекулярных орбиталей для гомоядерных молекул (на примере молекулы водорода)

5. В гетероядерных (разноэлементных) молекулах связывающие орбитали по энергии ближе к орбиталям более электроотрицательного атома (B), а разрыхляющие - ближе к орбитали менее электроотрицательного атома (A). Разность в энергиях исходных атомных орбиталей (b) равна полярности связи. Эта разность является мерой ионности связи, а разность в энергиях между связывающей орбиталью и атомной орбиталью более электроотрицательного атома определяет ковалентность связи.

Энергетическая диаграмма молекулярных орбиталей для гетероядерной молекулы.

6. Кратность химической связи равна половине разности числа электронов, расположенных на связывающих орбиталях, и числа электронов на разрыхляющих.

5.4 Металлическая связь

В отличие от ионных и ковалентных соединений металлы отличаются высокой электропроводностью и теплопроводностью. Высокая электропроводность металлов указывает на то, что электроны свободно могут передвигаться во всем его объеме. Иными словами металл можно рассматривать как кристалл, в узлах решетки которого расположены ионы, связанные электронами, находящимися в общем пользовании, т. е. в металлах имеет место сильно нелокализованная химическая связь. Совокупность электронов, обеспечивающих эту связь, называют электронным газом.

Более общий подход к представлению об ионных, ковалентных и металлических кристаллах можно получить, применяя представления метода молекулярных орбиталей к ним. Предположим, что твердое тело представляет из себя единую молекулу, образованную большим числом атомов. Внешние орбитали этих атомов при взаимодействии образуют связывающие и несвязывающие молекулярные орбитали. Энергетическая зона, образованная связывающими молекулярными орбиталями, называется валентной зоной. Зона, объединяющая несвязывающие орбитали, называется зоной проводимости. Энергетические различия электронов в пределах зоны малы, и изменение их энергии в зоне можно представить как непрерывную полосу энергии. Между зоной проводимости и валентной зоной отсутствуют какие-либо уровни энергий. Поэтому там электроны находиться не могут. Энергетическая зона, разделяющая валентную зону и зону проводимости, носит название запрещенной.