Министерство путей сообщения Российской Федерации Уральский Государственный Университет Путей Сообщения

Министерство путей сообщения Российской Федерации
Уральский Государственный Университет Путей Сообщения
Челябинский институт путей сообщения
Кафедра естественно-научных дисциплин
«Строение атома. Химическая связь»
Руководство к лабораторной работе
для студентов дневной и заочной форм обучения всех специальностей.
Под редакцией доцента Е.А. Коновалова
2
Составление электронной формулы атома.
Электронную формулу атома, которая характеризует его основные
свойства, определяет положение элемента в периодической системе
Д.И. Менделеева.
При составлении электронной формулы атома следует учитывать
следующее:
1. Порядковый номер элемента соответствует числу электронов в атоме.
2. Номер периода, в котором находится элемент, соответствует числу
энергетических уровней в атоме.
В реально существующем атоме их может быть от 1 до 7. Такие же значения
может принимать главное квантовое число n, которое определяет состояние
электрона на энергетическом уровне. Состояние электронов в атоме
определяется четырьмя квантовыми числами: n – главное; l – побочное или
орбитальное; m – магнитное и sm – спиновое.
По формуле 2n², где n – номер энергетического уровня, можно
определить число электронов на любом энергетическом уровне. Например,
на втором энергетическом уровне 2x2²=8 электронов. Максимальное число
электронов
на
энергетическом
уровне
–
32,
на
предпоследнем
энергетическом уровне 18, на последнем энергетическом уровне – 8.
3. Номер энергетического уровня n определяет число возможных
энергетических подуровней.
Состояние электронов на энергетическом подуровне определяется побочным
квантовым числом l, числовое значение которого на единицу меньше
главного квантового числа.
Для первого энергетического уровня n = l; l = n – 1 = 0. Число
электронов на подуровне определяется по формуле 2(21+1). Например, 1s²,
(цифра 1 показывает номер энергетического уровня; s – название подуровня;
показатель степени – электронов на подуровне).
Число орбиталей на любом энергетическом подуровне можно
определить по формуле 24+1.
3
Орбиталь – это часть пространства, в котором вероятность нахождения
электрона наиболее высока. Для 1=0 орбиталь, которая по названию
подуровня называется s – орбиталью, имеет форму шара (см. табл. 1). Число
орбиталей на энергетическом подуровне можно установить и с помощью
магнитного квантового числа m, количество значений которого зависит от
побочного числа и равно
– 1, 0, +1. При n = 1, 1 = 0, т.е. на первом
энергетическом уровне только одна орбиталь s, на которой могут
располагаться два электрона.
Графически орбиталь изображают в виде клетки
энергетической ячейкой. Электроны изображаются
и называют
, направление которой
определяется спиновым квантовым числом – sm, у которого только два
значения
и
( ).
На каждой орбитали могут находиться, согласно запрету Паули, только два
электрона с антипараллельными спинами
.
s – подуровень повторяется на всех энергетических уровнях, всегда
имеет максимальное число электронов s ² и ему соответствует значение 1 = 0.
Второй энергетический уровень 2s²2р6. На нем находятся два
подуровня s и р. Так как два подуровня s 1 всегда = 0. То при n = 2, значение
1 = 1, будет соответствовать р – подуровню и количество электронов на этом
подуровне будет равно 2(21+1) = 6, а число орбиталей 21+1 = 3. Графически
это будет выглядеть таким образом:
р – орбиталь имеет гантелевидную форму, согласно значениям
магнитного квантового числа при n = 2, 1 = 1 и m = – 1; 0; + 1 имеет три
положения в пространстве (рис. 1).
Третий энергетический уровень 3s²3р63d10. На нем три подуровня:
подуровни предыдущего уровня s² и р6, и новый d – подуровень со значением
n = 3; 1 = 2. На d – подуровне 10 электронов и 5 орбиталей, имеющих
четырехлепестковую форму и пять положений в пространстве (см. рис. 1).
4
рис. 1
Графическое изображение d – подуровня:
На четвертом энергетическом уровне 4s²4р64d104f14, кроме подуровней
s –, p, d –, появляется f – подуровень, которому соответствуют квантовые
числа n = 1, l = 3, m = – 3, –2, –1, 0, +2, +3.
5
Количество электронов на f – подуровне 14, количество орбиталей 7.
Графическое изображение f – подуровня:
4. Заполнение 3d – подуровня начинается с 21 элемента скандия,
4d – подуровня с39 элемента иттрия, 5d – подуровня с 57 элемента
лантана, 6d – подуровня с 89 элемента актиния, 4f – подуровня с 58
элемента церия, и 5f – подуровня с 90 элемента тория.
5. У элементов главных подгрупп валентные электроны показывают
высшую валентность атома и располагаются на последнем
энергетическом уровне на s – и р – подуровнях и их сумма равна
номеру группы. Главная подгруппа включает элементы больших и
малых периодов.
6. У элементов побочных подгрупп валентные электроны располагаются
на последнем энергетическом уровне на s – подуровне и на
предпоследнем энергетическом уровне на d – подуровне и в сумме
составляют номер группы.
Побочная подгруппа включает элементы только больших периодов. Для
примера рассмотрим составление электронных формул некоторых
элементов.
1. Электронная формула атома магния.
Число электронов соответствует номеру элемента 12 и записывается
слева от химического символа элемента. Количество энергетических
уровней, согласно номеру периода, 3. Суммарное количество валентных
электронов, согласно номеру группы, 2. принадлежности к главной
подгруппе указывает, что валентные электроны располагаются на
последнем энергетическом уровне на s – подуровне.
12Mg 1s²|2s²2p6|3s².
Магний относится к s – семейству, так как его валентные электроны
находятся только на s – подуровне.
6
2. Электронная формула атома мышьяка.
Число электронов 33, количество энергетических уровней 4.
Суммарное количество валентных электронов 5. Мышьяк – элемент
главной подгруппы, его валентные электроны располагаются на
последнем энергетическом уровне на s и р – подуровнях и в сумме
составляют номер группы (s2 и р6 электрона).
33As 1s2|2s22p6|3s23p63d10|4s24p3
Мышьяк относится к р – семейству, так как его валентные электроны
находятся на s и р – подуровнях.
3. Электронная формула атома латана.
Число электронов в атоме лантана 57, число энергетических
уровней – 6, суммарное количество валентных электронов – 3, валентные
электронные расположены на последнем энергетическом уровне на s –
подуровне и на предпоследнем энергетическом уровне на d – подуровне и в
сумме составляют номер группы (побочная подгруппа).
57La 1s2|2s22p6|3s23p63d10|4s24p34d10|5s25p65d1|6s2
Лантан относится к d – семейству, так как его валентные электроны
находятся на s и d – подуровнях.
Определение валентности атома.
При определении валентности атома по строению его электронной
оболочки необходимо составить электронную формулу атома, выделить
суммарное количество валентных электронов, соответствующих номеру
группы, в которой находится элемент и распределить их энергетическим
ячейкам (орбиталям), учитывая правило Гунда.
Согласно правилу Гунда, электроны распределяются по
энергетическим ячейкам так, чтобы их суммарный спин был максимальным.
Максимальность суммарного спина обеспечивается одинаковыми
значениями спинного квантового числа s = + ( ) для всех валентных
электронов, а это возможно, по запрету Паули, только при расположении
электронов в разных энергетических ячейках. Отсюда вытекает, что
7
электроны распределяются по энергетическим ячейкам, занимая сначала все
свободные энергетические ячейки, а затем, когда не остается свободных,
группируются по два. Число одиночных (неспаренных) электронов, которые
могут участвовать в образовании химической связи, определяет возможную
валентность атома.
Валентность атома может быть постоянной и переменной. Переменная
валентность атома обуславливается его возбужденным состоянием, которое
возможно при наличии на данном энергетическом уровне свободных
энергетических ячеек и увеличении числа неспаренных электронов за счет
перехода их из двухэлектронных энергетических ячеек в свободные.
Возбужденное состояние изолированного атома неустойчиво, а при
образовании молекулы стабилизируется, так как затрата энергии на
возбуждение компенсируется энергией, выделяемой при образовании
химической связи.
Рассмотрим примеры определения возможных валентностей атома в
нормальном и возбужденном состоянии.
1. Электронная формула атома азота:
7N 1s2|2s22p3
Распределить эти электроны по энергетическим ячейкам, учитывая
правило Гунда:
– нормальное состояние.
Валентность азота в нормальном состоянии равна трем, так как в атоме
три неспаренных электрона. Возбужденного состояния у атома не будет из-за
отсутствия свободных энергетических ячеек на втором энергетическом
уровне.
2. Электронная формула атома фосфора:
15Р1
1s2|2s22p6|3s23p3
8
Выделить валентные электроны, распределить по энергетическим
ячейкам.
15Р1
1s2|2s22p6|3s23p3
3s23p3
– нормальное состояние.
Валентность атома фосфора в нормальном состоянии равна трем. У
атома фосфора может быть возбужденное состояние, так как на третьем
энергетическом уровне, ест d – подуровень, на котором находятся пять
свободных орбиталей. Электрон с подуровня р может переходить на
подуровень d и этим обуславливать возбужденное состояние атома с
валентностью пять.
– возбужденное состояние.
Контрольные задания.
1. Написать значения квантовых чисел, характеризующих электроны
четвертого энергетического уровня.
2. Составить электронные формулы атомов ниобия и сурьмы. В чем
различие электронных формул атомов главной и побочной подгрупп?
3. По электронной формуле определить, к какому семейству (s, p, d или f)
относятся хлор, кальций, рений.
4. Определить возможные валентности атома хлора в нормальном и
возбужденном состоянии.
9
Химическая связь.
В процессе изучения этой темы следует обратить внимание на условия
образования химической связи:
1. Образование молекулы при соединении атомов происходит в том
случае, если общая энергия системы уменьшается.
Н + Н = Н2 + 431 к ж
2. Образование общих электронных пар возможно за счет перекрывания
орбиталей неспаренных электронов с антипараллельными спинами.
3. Число неспаренных электронов может увеличиваттся за счет
возбуждения атома.
С 1s2|2s2p2.
нормальное состояние атома С
возбужденное состояние атома С ‫٭‬
Ковалентная связь
Наиболее важным видом химической связи является ковалентная связь.
В данном методическом указании используется только метод валентных
связей.
Двухэлектронная, двухцентровая связь между атомами неметаллов за
счет общих пар разноспиновых электронов называется ковалентной связью
(H2O, O2, N2, NH3).
Связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью с
симметричным распределением электронных пар называется ковалентный
неполярной связью (H2, O2, N2, Cl2).
10
Связь между атомами с различной электроотрицателностью со
смещением электронных пар в сторону наиболее электроотрицательного
элемента называется ковалентной полярной связью (H2O, NH3, HCl).
Донорно-акцепторная связь.
Это двухэлектронная, двухцентровая связь, образованная за счет общей
пары электронов, ранее принадлежавших одному атому (донор) и свободной
орбитали другого атома (акцептор).
Она образована по донорно-акцепторному механизму и отличается от
ковалентной связи только происхождением общей электронной пары.
донор
акцептор
Из всех свойств ковалентной связи наибольший практический интерес
представляет направленность ее образования, определяющая прочность связи
в молекуле и возможную геометрическую конфигурацию молкул.
Направленность ковалентной связи.
Перекрывание электронных облаков (орбиталей), образующих
химическую связь, происходит в направлении наибольшей электронной
плотности.
Ковалентная связь, которая возникает за счет перекрывания орбиталей
вдоль линии, соединяющей центры атома, называется σ – связью. В
образовании σ – связи могут принимать участие s – орбитали, р – орбитали и
d – орбитали, ориентированные вдоль линии связи, т.е. вдоль оси х (HCl, Cl2,
Н2).
Ковалентная связь, которая возникает за счет перекрывания орбиталей
под углом к линии, соединяющей центры атомов, называется π – связью.
Представление о направленности ковалентных связей позволяет объяснить
11
взаимное расположение атомов в многоатомных молекулах и определить
геометрическую форму молекул: линейную, угловую, пирамидальную.
Форма двухатомных молекул, образованных одной парой электронов, всегда
линейна, между ними σ – связь. Угловую форму имеют молекулы H2O, H2S,
H2Se и др. Пирамидальную форму имеет молекула NH3, пирамида –
трехгранная, с атомом азота в вершине, угол между связями N – H = 107°.
Ионная связь.
Это связь между разноименно заряженными ионами за счет сил
электростатического притяжения.
Ионная связь возникает между атомами, резко отличающимися друг от
друга по электроотрицательности, и ее можно рассматривать как предельный
случай полярной ковалентной связи. Ионная связь характеризуется
ненаправленностью и ненасыщаемостью. Каждый ион может притягивать к
себе ионы противоположного знака по любому направлению. Только
взаимное отталкивание противоионов ограничивает их число в окружении
каждого иона. Например, ионная связь в молекуле NaCl:
11Na
1s2|2s22p6|3s1
17Na
1s2|2s22p6|3s23p5,
Na0 – le→Na+1
Cl0 + le→Cl-1
} NaCl
Рассмотрим пример образования молекулы HCl c ковалентным
полярным типом химической связи.
В образовании молекулы участвуют атомы неметаллов с разной
электроотрицательностью, что указывает на присутствие в молекуле
ковалентной полярной связи.
При составлении схем образования молекул с любым типом
ковалентной связи (неполярной, полярной, донорно-акцепторной)
необходимо придерживаться следующих правил:
12
1. Составить электронную формулу атомов с учетом местоположения в
периодической системе, 1HCcls1.
В атоме три энергетических уровня. Принадлежность элемента к
подгруппе (главной или побочной) определяет расположение валентных
электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Валентные электроны
элементов главных подгрупп располагаются на последнем энергетическом
уровне на s и p – подуровнях и в сумме составляют номер группы.
Валентные электроны элементов побочных подгрупп располагаются
на последнем энергетическом уровне на s – энергетическом подуровне и на
предпоследнем энергетическом уровне на d – подуровне и в сумме
составляют номер группы. Так как элемент хлор находится в главной
подгруппе, его электронная формула имеет следующий вид:
17Cl1s
2
|2s22p6|3s23p5.
Выделить электроны, определяющие высшую валентность, атома
(электроны, составляющие в сумме номер группы, в которой находится
элемент).
2
2
6
2
5
17Cl1s |2s 2p |3s 3p .
Распределить валентные электроны по энергетическим ячейкам,
учитывая правило Гунда, согласно которому электроны распределяются по
энергетическим ячейкам так, чтобы их суммарный спин был максимальным
(распределяются, занимая имеющиеся свободные орбитали, сначала по
одному электрону, а затем, когда не остается свободных орбиталей,
группируются по два).
Установить число неспаренных электронов в атомах, участвующих в
образовании общих электронных пар. Соединить эти электроны попарно,
показывая число общих электронных пар, за счет которых осуществляется
химическая связь в молекуле.
13
Показать распределение общих электронных пар валентных электронов
между атомами, участвующими в образовании молекулы:
При определении σ и π – связей в молекуле необходимо читывать
характер перекрывания орбиталей, участвующих в образовании химической
связи, и расположение электронов на этих орбиталях.
2. Определить число σ и π – связей в молекулах H2, Cl2, N2. Составить
электронную формулу атома водорода, распределить валентные электроны
по энергетическим ячейкам.
Учитывая, что s – орбитали перекрываются только вдоль линии,
соединяющей центры атомов, и что связь s – s – ординарна, устанавливаем
наличие σ – связи в молекуле водорода.
14
Учитывая, что ординарная связь всегда σ – связь, устанавливаем
наличие σ – связи (рис. 2).
Учитывая, что в перекрывании электронных орбиталей участвуют Рх,
Pz, Py; а σ – связь образуется перекрыванием только Рх – орбиталей
устанавливаем наличие одной σ – связи и двух π – связей (см. рис. 2).
рис. 2.