скачать книгу бесплатно
– скорость в направлении x, ? – неопределенность, погрешность определения. Принцип неопределенности означает, что нельзя одновременно сколь угодно точно указать положение (координату x) и скорость (V
) частицы.
Частицы с маленькими массами (атомы, ядра, электроны, молекулы) не являются частицами в понимании этого механикой Ньютона и не могут изучаться классической физикой. Они изучаются квантовой физикой.
Главное квантовое число n принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7, соответствующие электронным уровням (слоям) К, L, M, N, О, Р и Q.
Уровень – пространство, где расположены электроны с одинаковым числом n. Электроны разных уровней пространственно и энергетически отделены друг от друга, поскольку число n определяет энергию электронов Е (чем больше n, тем больше Е) и расстояние R между электронами и ядром (чем больше n, тем больше R).
Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения в зависимости от числа n: l = 0, 1,…(n – 1). Например, если n = 2, то l = 0, 1; если n = 3, то l = 0, 1, 2. Число l характеризует подуровень (подслой).
Подуровень – пространство, где расположены электроны с определенными n и l. Подуровни данного уровня обозначаются в зависимости от числа l: s – если l = 0, p – если l = 1, d – если l = 2, f – если l = 3. Подуровни данного атома обозначаются в зависимости от чисел n и l, например: 2s (п = 2, l = 0), 3d (n = 3, l = 2) и т. д. Подуровни данного уровня имеют разную энергию (чем больше l, тем больше Е): E
< E < Е
< … и разную форму орбиталей, составляющих эти подуровни: s-орбиталь имеет форму шара, p-орбиталь имеет форму гантели и т. д.
Магнитное квантовое число m
характеризует ориентацию орбитального магнитного момента, равного l, в пространстве относительно внешнего магнитного поля и принимает значения: – l,…-1, 0, 1,…l, т. е. всего (2l + 1) значение. Например, если l = 2, то m
= -2, -1, 0, 1, 2.
Орбиталь (часть подуровня) – пространство, где расположены электроны (не более двух) с определенными n, l, m
. Подуровень содержит 2l+1 орбиталь. Например, d – подуровень содержит пять d-орбиталей. Орбитали одного подуровня, имеющие разные числа m
, имеют одинаковую энергию.
Магнитное спиновое число m
характеризует ориентацию собственного магнитного момента электрона s, равного ?, относительно внешнего магнитного поля и принимает два значению: +? и
?.
Электроны в атоме занимают уровни, подуровни и орбитали согласно следующим правилам.
Правило Паули: в одном атоме два электрона не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа. Они должны отличаться по меньшей мере одним квантовым числом.
Из правила Паули следует, что на орбитали могут располагаться не более двух электронов, на подуровне может содержаться не более 2(2l + 1) электронов, на уровне содержится не более 2n
электронов.
Правило Клечковского: заполнение электронных подуровней осуществляется в порядке возрастания суммы (n + l), а в случае одинаковой суммы (n + l) – в порядке возрастания числа n.
Графическая форма правила Клечковского.
Согласно правилу Клечковского, заполнение подуровней осуществляется в следующем порядке: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…
Хотя заполнение подуровней происходит по правилу Клечковского, в электронной формуле подуровни записываются последовательно по уровням: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4р, 4d, 4f и т. д. Таким образом, электронная формула атома брома записывается следующим образом: Br(35e) 1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
.
Электронные конфигурации ряда атомов отличаются от предсказанных по правилу Клечковского. Так, для Сr и Cu:
Сr(24e) 1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
и Cu(29e) 1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
.
Правило Хунда (Гунда): заполнение ор-биталей данного подуровня осуществляется так, чтобы суммарный спин был максимален. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону.
Электронные конфигурации атомов можно записать по уровням, подуровням, ор-биталям. Например, электронная формула Р(15e) может быть записана:
а) по уровням)2)8)5;
б) по подуровням 1s
2s
2p
3s
3p
;
в) по орбиталям
Примеры электронных формул некоторых атомов и ионов:
V(23e) 1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
;
V
(20e) 1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
.
3. Химическая связь
3.1. Метод валентных связей
Согласно методу валентных связей, связь между атомами А и В образуется с помощью общей пары электронов.
Ковалентная связь.
Донорно-ацепторная связь.
Валентность характеризует способность атомов образовывать химические связи и равна числу химических связей, образованных атомом. Согласно методу валентных связей, валентность равна числу общих пар электронов, а в случае ковалентной связи валентность равна числу неспаренных электронов на внешнем уровне атома в его основном или возбужденных состояниях.
Валентность атомов
Например, для углерода и серы:
Насыщаемость ковалентной связи: атомы образуют ограниченное число связей, равное их валентности.
Гибридизация атомных орбиталей – смешение атомных орбиталей (АО) разных подуровней атома, электроны которых участвуют в образовании эквивалентных ?-связей. Эквивалентность гибридных орбиталей (ГО) объясняет эквивалентность образующихся химических связей. Например, в случае четырехвалентного атома углерода имеется один 2s– и три 2p-электрона. Чтобы объяснить эквивалентность четырех ?-связей, образованных углеродом в молекулах CH
, CF
и т. д., атомные одна s- и три р-орбитали заменяют четырьмя эквивалентными гибридными sp
-орбиталями:
Направленность ковалентной связи состоит в том, что она образуется в направлении максимального перекрывания орбиталей, образующих общую пару электронов.
В зависимости от типа гибридизации гибридные орбитали имеют определенное расположение в пространстве:
sp – линейное, угол между осями орби-талей 180°;
sp
– треугольное, углы между осями орбиталей 120°;
sp
– тетраэдрическое, углы между осями орбиталей 109°;
sp
d
