Строение атома, химическая связь, ОВР

ЛЕКЦИЯ № 7.
СТРОЕНИЕ АТОМА.
Три основных принципа квантовой механики
- дискретность и квантование энергии
Энергия излучается и поглощается не непрерывно, а отдельными порциями – квантами.
Энергия кванта E = hν, где h = 6,62·10-34 Дж·с (постоянная Планка), ν = с – частота
излучения, с – скорость света, λ – длина волны
λ
- корпускулярно-волновой дуализм
Электроны - 1)поток микрочастиц, обладающих массой E = mc2
2) распространяются как волна (интерференция, дифракция)
λ= h
- связь волновых (λ) и корпускулярных свойств (m)
mc
- вероятностный характер законов микромира
Невозможно одновременно определить координату микрочастицы и ее импульс.
АТОМНАЯ ОРБИТАЛЬ ( АО) – это способ движения электрона в атоме, которому
отвечает определенная энергия, а также форма и размер электронного облака.
Каждой АО соответствует волновая функция Ψ, являющаяся решением уравнения
Шрёдингера.
АО характеризуется 3 квантовыми числами.
1) n – главное квантовое число;
характеризует энергию электрона
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…..
∞
K L M N O P Q… квантовые слои
2n2 – емкость энергетического уровня(квантового слоя)
Для невозбужденных атомов n = 1,2 ….7 – совпадает с номером периода.
2) l – орбитальное квантовое число (азимутальное, побочное);
Характеризует форму орбитали
Для каждого n:
l = 0 1 2 3 4 …. (n-1) всего n значений
s p d f g …
Число подуровней равно номеру энергетического уровня n.
3) ml - магнитное квантовое число
характеризует ориентацию орбитали в пространстве.
Для каждого l :
ml = -l ….0 ….+l
всего 2l +1 значений
4) s – спиновое квантовое число – собственное свойство электрона
s = +½; s = -½
ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК
1) Принцип Паули (порядок заполнения электронами одной орбитали)
В атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех
квантовых чисел.
Следовательно, на одной орбитали могут находиться только ДВА электрона с
противоположными спинами.
2)Правило Хунда ( порядок заполнения электронами орбиталей одного подуровня)
Электроны заполняют орбитали одного подуровня так, чтобы их суммарный спин был
максимальным.
3)Принцип минимальной энергии (порядок заполнения электронами подуровней)
В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальна.
ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО.
Сначала электроны заполняют подуровни, где n+l минимально, а затем, где n –
минимально.
Последовательность заполнения подуровней
1s < 2s < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p < 7s ≈ 6d
≈ 5f < 7p
ЛЕКЦИЯ № 9-10
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ возникает при взаимодействии двух или более атомов, если
полная энергия системы понижается.
Основные характеристики химической связи.
1.Длина химической связи
2.Валентный угол.
3.Энергия связи.
4.Полярность связи.
Два подхода к описанию химической связи :
1.Метод валентных связей (МВС)
2. Метод молекулярных орбиталей (ММО)
Типы химических связей.
1. Ковалентная связь (неполярная и полярная )
2. Ионная связь ( крайний случай ковалентной полярной связи)
3. Металлическая связь.
4. Водородная связь.
5. Межмолекулярные ( ван-дер-ваальсовы) взаимодействия.
1.КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ.
1) образуется двумя электронами с противоположными спинами, принадлежащими
разным атомам;
2) общих электронных пар между атомами может быть несколько
(одинарная связь, двойная связь, тройная связь)
3) общая электронная пара может быть образована
- по обменному механизму ( спариванием электронов)
- по донорно-акцепторному механизму
4) химическая связь образуется в направлении максимального перекрывания АО (
направленность ковалентной связи);
5) химическая связь тем прочнее, чем больше перекрывание АО
( чем больше энергии выделяется при образовании связи);
6) предельные возможности атома ( насыщаемость ковалентной связи) определяются:
- числом неспаренных электронов
- числом вакантных орбиталей
- числом неподеленных электронных пар;
ВАЛЕНТНОСТЬ АТОМА – число связей, которые образует атом в молекуле.
ГИБРИДИЗАЦИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.
sp – гибридизация ( линейная молекула BeH2, валентный угол 180о)
sp2- гибридизация (плоская треугольная молекула BH3, валентный угол 120о)
sp3–гибридизация ( тетраэдричекая молекула СН4, валентный угол 109о28
пирамидальная молекула NH3, валентный угол 107о18
угловая молекула Н2О, валентный угол 104о30)
2
dsp – гибридизация ( плоская квадратная частица [AuCl4]- )
sp3d2 – гибридизация ( октаэдр SF6)
и т.д.
Перекрывание АО в ковалентной связи может осуществляться:
- по линии, соединяющей атомы (σ –связь);
- по обе стороны, от линии соединяющей атомы ( π- связь)
может быть только с σ –связью;
- перекрывание d - орбиталей (δ – связь)
Полярность молекул зависит от полярности связей в молекуле.
μ (молекулы) = Σ μ( связей).
Вещество с полярными молекулами (Н2О) имеет высокую диэлектрическую
проницаемость (ε(Н2О) = 80).
2.ИОННАЯ СВЯЗЬ
NaCl, CsCl, CsF ( ΔЭО > 2) - ненаправленная, ненасыщаемая
3.МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ( в металлах) – многоцентровая связь, в которой
электрическая плотность распределена равномерно по всему объему кристалла во всех
направлениях ( ненаправленная, ненасыщаемая).
Описывается ММО ( зонная теория кристаллов).
4. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ – разновидность ковалентной связи ( направленна,
насыщаема),осуществляемая атомом водорода одной молекулы с более
электроотрицательным атомом другой молекулы за счет электростатических сил. ( (H2O)n,
(HF)n, NH3•H2O).
5. МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ – взаимодействия между молекулами
за счет электростатических сил ( энергии связи очень малы ).
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ В КРИСТАЛЛАХ.
КРИСТАЛЛИЧЕСКАЯ РЕШЕТКА – это правильное пространственное расположение
атомов ( молекул, ионов), присущее данному кристаллическому веществу.
Типы кристаллических решеток.
1.Атомная кристаллическая решетка ( ковалентная связь)
Пример. С(алмаз), Si, Ge, карбиды, силициды.
Свойства: твердые, тугоплавкие, нелетучие, практически нерастворимы.
2.Металлическая кристаллическая решетка ( металлическая связь)
Пример. Все металлы
Свойства: металлический блеск, ковкость, пластичность, электропроводность,
теплопроводность.
3.Ионная кристаллическая решетка ( ионная связь)
Пример. NaCl, CsF, соли, оксиды.
Свойства: твердые, нелетучие, высокие Тплавл.
4.Молекулярная кристалличекая решетка ( ван-дер-ваальсовы взаимодействия)
Пример . I2(т), CO2(т), органические вещества.
Свойства: не твердые, летучие, легкоплавкие.
ПОНЯТИЕ О ПОЛУПРОВОДНИКАХ.
примеры
σ, ом-1·см-1
удельная
электропроводность
проводники
Cu, Pb
полупроводники
Si,Ge,
InSb, CdTe
изоляторы
C(алмаз)
106 ÷ 104
103 ÷ 10-10
10-10 ÷ 10-20
электронная
проводимость
при↑Т σ↓
при 0К сверхпроводимость
ΔЕ,эВ
ширина запрещенной
зоны
1) n-типа
(электронная )
2) р-типа
(дырочная)
3) n,р-типа
(смешанная)
при↑Т σ↑
при 0К - изоляторы
≈0
ПОЛУПРОВОДНИКИ: элементарные (B,Si,Ge, As, Sb….
двойные ( AIIBVI,AIIIBV, A2IIIB3VI…)
тройные ( AIBIIIC2IV...)
0,1 ÷ 3
-
>3
ЛЕКЦИЯ № 11.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)
1.Степень окисления и правила ее определения.
Пример. K+INxO3-II
+1 +x -6 = 0
X = +5
CO(N) = +V
(CrxO4-II)2x -8 = -2
x = +6
CO(Cr) = +VI
(NxH4+I)+
x+4=1
x = -3
CO(N) = -III
Валентность = 4
Окислитель (Ox) принимает электроны; СО понижается ;
окислитель восстанавливается.
Важнейшие окислители:
1) вещества, содержащие элемент в высшей СО
HNO3, H2SeO4, KMnO4, K2Cr2O7
2) простые вещества с высокой ЭО
O2,O3, свободные галогены
Восстановитель (Red) отдает электроны; СО повышается;
восстановитель окисляется.
Важнейшие восстановители:
1) вещества, содержащие элемент в минимальной СО
KI, NH3, Na2S
2) простые вещества с низкой ЭО
металлы( Na,Ca, Al ), H2, C
3) вещества, содержащие атомы в неустойчивой СО
FeSO4, SnCl2 , CO
ПРИМЕР.
KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + …
Ox
Red
среда(кислотн.)
KMnO4 – вещество Ox
K2SO3 - вещество Red
(MnO4) - ион-Ox
(SO3)2- - ион-Red
+VII
Mn
– атом-Ox
S+IV – атом-Red
Составление уравнений ОВР.
1)Метод электронного баланса.
PbS-II + O20 → PbO-II + S+IVO2-II
O0 +2e = O-II
3
S-II -6e = S+IV
1
0
-II
-II
3O + S = 3O + S+IV
2PbS + 3O2 = 2PbO + SO2
2)Метод ионно-электронного баланса( метод полуреакций)
1. определяем Ox, Red и среду
H2S + KMnO4 + H2SO4 → раствор обесцветился
Выпал желтоватый осадок
Red
Ox
кислотная
2.Записываем продукты окисления и восстановления
H2S + KMnO4 + H2SO4→ S↓ + Mn+II + …
3.Составляем полуреакции с учетом среды, проводим баланс электронов.
Избыток и недостаток кислорода уравниваем так:
Кислотная
Среда
Щелочная
Среда
O-II + 2H+ = H2O
H2O = O-II + 2H+
O-II + H2O = 2OH2OH- = O-II + H2O
Нейтральная
среда
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn+2 + 4H2O
H2S -2e = S0 + 2H+
2
5
4) Умножаем полуреакции на коэффициенты и складываем
2MnO4 - + 16H+ + 10e + 5H2S -10e = 2Mn+2 + 8H2O + 5S + 10H+
5) Приводим подобные члены, получаем сокращенно-ионное уравнение OВР
2MnO4- + 6H+ + 5H2S = 2Mn+2 + 8H2O + 5S
5) Ставим коэффициенты в молекулярное уравнение
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2Mn+2 + 8H2O +…
7)Переносим ионы, не участвующие в ОВР из левой части в правую.
2K+
3SO4 2→
2MnSO4 + K2SO4
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
Факторы, влияющие на протекание ОВР.
1) концентрация реагента
2) температура опыта
3) катализатор
4) рН среды
MnO4- + Red + H2SO4 → Mn+2 (бесцветный)
Ox
H2O → MnO2↓(бурый)
NaOH → MnO4 2- (зеленый)
ЭOx = M Ox
ne
ЭRed = M Red
ne