Атомные и ионные радиусы.

Вследствие волнового характера движения электрона атом не имеет строго определенных границ.Поэтому измерить абсолютные размеры атомов невозможно. За радиус свободного атома можно принять теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это так называемый орбитальный радиус. Изменение атомных и ионных радиусов в ПС носит период.характер.В периодах атомные и ионные радиусы по мере увеличения заряда ядра в общем уменьшаются. Наибольшее уменьшение радиусов набл. у эл. малых периодов, так как у них происходит заполнение внешнего электронного слоя.В больших периодах в пределах семейств d- и f-эл. набл. более плавное уменьшение радиусов. Это уменьшение называют соответственно d- и f- сжатием.В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

Практически приходится иметь дело с радиусами атомов, связанных друг с другом тем или иным типом хим. связи. Такие радиусы следует рассматривать как некоторые эффективные (т.е. проявляющие себя в действии) величины. Эффективные радиусы определяют при изучении строения молекул и кристаллов.

Понятие атомной орбитали (ао), их важнейшие разновидности.

Орбиталь можно описать с помощью набора квантовых чисел: n-главное квантовое число(1,2,3,…∞)

l-орбитальное квантовое число(для характеристики формы орбитали, а следовательно, и формы электронного облака; зависит от знач. n; 0,1,2,3,…,(n-1))Принято обозначать 0-s(форма шара), 1-p(гантели), 2-d(дальше более сложные формы), 3-f, 4-g, 5-h.

m-магнитное квантовое число( для характ. пространственного расположения орбиталей)зависит от l (- l, -l+1, -l+2,…0,…l) общее число(2l+1) s- состоянию отвечает одна орбиталь, p-состоянию – три, d-состоянию – пять, f- состоянию – семь. Общее число орбиталей данного энергетического уровня=n².

Кроме различия в размере облаков, их формы и характера расположения относительно друг друга электроны различаются спином Спин можно представить как веретенообразное вращение электрона вокруг своей оси. Оно имеет знач. +1/2 и -1/2.

Основные положения, регламентирующие порядок заполнения атомных орбиталей электронами в основном состоянии

Принцип минимума энергии- электроны заселяют атомные орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией. В этом состоит правило минимума энергии.

Принцип Паули-В атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.Из принципа Паули непосредственно вытекает, что на одной орбитали может нах. лишь 2 электрона – с s=+1/2 и -1/2.

Следов. , в s- сост.(одна орбиталь)-6, в d-сост.(5 орб.)-10, и дальше…

Поскольку число орб. данного энергетического уровня равно n², емкость энергетич. уровня сост. 2n² электронов.

Правило Гунда(Хунда)-

1)В основном состоянии т.е. с сост. наим. энер. электроны располагаются таким образом, чтобы модуль суммарного спина был бы мах.(при возбуж. не раб.)

Кул бн яса дэфт!!!!!

2) В основном сост. электроны должны нах. в той орбит. ,где суммарное колич. по модуля дает большее знач.

Правило Клечковского

Заполнение электронами происходит в порядке увелич. суммы главного и орбитального чисел(n+l), если l=0, s; l=1,p; l=2,d; l=3,f; l=4, g; l=5, h / n=4, l=1 4p-орбиталь.

Если же сумма (n+l) для двух или большего числа орб. одинаковы, то заполнение происходит в порядке возрастания величины.

??????????????????

Химическая связь образуется, если при сближении атомов(двух или большего числа) полная энергия понижается, т.е если электрон оказывается в пространстве м/у ядрами( в связывающей области). Хим. связь осуществляется за счет электростатического взаимодействия положит. заряженных ядер и отриц. заряженных электронов. Это приводит к понижению полной энергии системы при образовании молекул из атомов. Чем больше выделяется при этом энергия , тем прочнее хим. связь. Химическая связь разделяется на несколько типов: Металлическая связь- связь, образованная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так их сплавов и интерметаллических соединений.Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.

Ионная связь –прочная хим. связь, образующаяся атомами большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара переходит к атому с большей электроотрицательностьюлотность. Чаще всего элементами Ме и неМе. Для нее характерно: ненаправленность - притягивает к себе ионы противоположного знака в любом направлении, ненасыщаемость - при взаимодействии двух электронов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. В силу этого у них сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям;

Ковалентная хим. связь делится на неполярные(в молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают, т.е м/у атомами с одинаковой элктроотрицательностью) и полярные( молекулы яв-ся диполями, т.е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов( q+и q-), находящихся на некотором расстояние l друг от друга). Свойства ковалентной химической связи: насыщаемость- способность атомов образовывать определенное и ограниченное число связей, определяемых числом валентных орбиталей; направленность ; поляризуемость- это способность изменять свою полярность под действием внешнего электического поля.

Водородная связь- связь, образующаяся между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом сильно электроотрицательного элемента другой молекулы. Способность образовывать водородную связь по периоду увеличивается, по группам -уменьшается.

Сигма-связью называется одинарная ковалентная связь, образованная при перекрывании АО по прямой (оси), соединяющей ядра двух связываемых атомов с максимумом перекрывания на этой прямой. Сигма-связь может возникать при перекрывании любых (s-, р-гибридных) АО. У органогенов (углерод, азот, кислород, сера) в образовании сигма-связей могут принимать участие гибридные орбитали, обеспечивающие более эффективное перекрывание. Кроме осевого возможен еще один вид перекрывания — боковое перекрывание р-АО, приводящее к образованию пи-связи. пи-Связью называется связь, образованная при боковом перекрывании негибридизованных р-АО с максимумом перекрывания по обе стороны от прямой, соединяющей ядра атомов. Часто встречающиеся в органических соединениях кратные связи являются сочетанием сигма- и пи-связей; двойная — одной сигма- и одной пи-, тройная — одной сигма- и двух пи-связей

Любая химическая реакция сопровождается разрушением, образованием, изменением хим. связей реагирующих веществ. Природа Хим. связей Возникновение Н⁺ Если при сближении ядер водорода электрон окажется в области связывания (м\у ядер) сила притяжения ядер электронов, то силы притяжения преобладают над силами отталкивания. Полная энергия понижается и вся система становится устойчивей, т.е образуется хим. связь. Если при сближении ядер атомов электроны оказываются в области разрыхления, то силы отталкивания ядер преобладают над силами притяжения ядер атомов. Энергия в процессе повышается , система становится неустойчивей. Хим. связь не образуется.

Насыщаемость- одно из важнейших свойств хим. связи. Вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав и существуют в виде дискретных частиц с определенной структурой.

Теория валентных связей (локализованных электронных пар) исходит из положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Таким образом, в представлении теории валентных связей хим. связь локализована между двумя атомами, т.е. она двухцентровая и двухэлектронная.

Донор- частица, предоставляющая для связи двухэлектронное облако .

Акцептор- частица со свободной орбиталью, принимающая эту электронную пару.

Донорно-акцепторный механизм- образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора. Отличия актиноидов и лантаноидов обусловлены тем, что у актиноидов энергетические уровни 5f и 6d стабилизируются по мере возрастания атомного ядра несколько иным способом, чем у лантаноидов : у легких актиноидов более устойчивы 6d-орбитали, а у тяжелых- 5f.

Обменный механизм- в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону.

Валентность- под ним подразумевается свойство атома данного элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента. Мерой валентности поэтому может быть число хим. связей, образуемых данным атомом с другими атомами. Т.о. , в наст.время под валентностью хим. эл. обычно понимается его способность( в более узком смысле- мера его способности) к образованию хим. связей.

Поляризуемость хим. связи.-способность электронной плотности становится полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля в частности поля других молекул, вступающих в реакцию.- Для характеристики реакционной способности молекул важно знать не только исходные распределения электронной плотности, но и ее поляризуемость. Последняя характеризует способность становиться полярной( или более полярной) в результате действия на молекулу внешнего электрич. поля.Т.к. с каждым атомом или молекулой в свою очередь связано электрическое поле, то соед. должно поляризоваться также и при действии на молекулу других молекул,скажем ,портнера по реакции.

В результате поляризации может произойти полный разрыв связи с переходом связывающей электронной пары к одному из атомов и образованием отриц. и полож. ионов. Ассиметричный разрыв связи с образованием разноименных ионов назыв. гетеролитическим

кул бн яз 95 бит

Гетерол. разрыв отлич. от разрушения связи при распаде молекулы на атом и радикал. В последнем случае разруш. связывающая электронная пара и процесс назыв. гомолитическим.В соответс. со сказанным, следует различать процесс диссоцияции и процесс ионизации.В случае HCl первый набл. при термич. распаде на атомы, второй-при распаде на ионы в растворе.

Степень окисления- это положительное или отрицательное число, которое присваивают элементу элементу в соединении.Принимается, что обычно степень окисления Н равна +1, а О=-2. Физического смысла степень окисления не имеет.Лишь в случае идеального ионного соединения степень окисления элементов соответствует заряду их ионов. Например, в КСl заряд на атоме калия близок к 1+, а заряд на атоме хлора близок к 1-. С увеличением степ.ок. реальный заряд на атоме в соединении уменьш.

Знак ст.ок. зависит от электроотр. образующих соединение элементов. Так, в соответствии с различием в электроотриц. азота (3,0), водорода (2,1) фтора (4,0) азоту в NH₃ приписывается отрицательная степень окисления -3, а в NF₃-полож. ст.ок. +3.

При исполь. их полезно прид.правил: 1)сумма ст.о. атомов в любой частице равна ее электрическому заряду. Следов., ст.о. элемента в его простом веществе = 0; 2)в соед. с другими элементами фтор всегда проявляет ст.о. -1; 3)ст.ок. кислорода в соедин. обычно= -2(кроме ОF₂(О=+2), Н₂О₂ (О=-1) и др.) 4)ст.ок. водорода чаще +1 и реже -1(КН(Н=-1), СаН₂(Н=-1); 5)мах. положительная ст.ок. элемента обычно численно совпадает с номером его группы в период. системе .Мах. отриц. ст.ок. элемента= мах. полож. ст.ок. -8.

Направленность-Определенное направление хим.связи , которое возникает в результате перекрывания электронных облаков. Направленность определяется строением молекулы.