НЕФТЬ-ГАЗ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА
На главную >>


Теперь на нашем сайте можно за 5 минут создать свежий реферат или доклад

Скачать книгу целиком можно на сайте: www.nglib.ru.

Предложения в тексте с термином "Электрон"

Мк;:: ,енно лобавляя по одному электрон\ на атомные орбитали (в по-•" 'f' ;овзгк гьности 1>, 2s, 2л.

л i в соответствии с принципом :апрета Паули (в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел) и правилом Гунда (на орбиталях с одинаковой энергией электроны по возможности расселяются поодиночке), можно описать орбитальное электронное строение всех атомов в их основном состоянии (этот мысленный процесс называется принципом заполнения).

При заселении электронами s- и р-валентных орбиталей в каждом п-м периоде образуются типические элементы.

Самые внешние s- и р-электроны ответственны за важнейшие химические свойства атомов; в случае типических элементов они называются валентными электронами.

Все же d-электроны определенным образом влияют на химические свойства переходных металлов, и в таких элементах валентными считаются электроны на внешних d-, s- и р-орбиталях.

Сродство к электрону оказывается наибольшим у кислорода и галогенов.

(s2, s2p3, s2p6) имеют очень небольшое (часто отрицательное) сродство к электрону.

Электроотрицательность представляет собой меру притяжения атомом электронов, участвующих в образовании связи с другим атомом.

При соединении атомов с сильно отличающейся электроотрицательностью происходит перенос электронов и возникает ионная связь; атомы с приблизительно одинаковой электроотрицательностью обобществляют электроны, участвующие в образовании ковалентной связи.

Почему сродство к электрону, постепенно увеличивающееся при переходе от N к О и F, внезапно уменьшается у Ne?

Каким образом электроотрицательность связана с первой энергией ионизации и сродством к электрону?

Рассмотрим возбужденный атом Н, в котором электрон находится на Зх-орбитали.

Для удаления такого электрона требуется энергия 146 кДж-моль"1.

Какой атом имеет наибольшее сродство к электрону: С1, I.

Объясните, почему сродство к электрону у Si и у S больше, чем у Р?

В какой последовательности возрастает у них сродство к электрону?

Определите число неспаренных электронов в основном состоянии следующих атомов: C(Z = 6); F(Z = 9); Ne(Z = Ю).

Предположим, что в какой-то другой Вселенной обнаружено вещество, состоящее из' атомов, «электроны» которых подчиняются следующим ограничениям на квантовые числа: п > О

Какой из каждых двух указанных ниже атомов имеет большее сродство к электрону: а) Си или Zn; б) К или Са; в) S или С1; г) Н или Li; д) As или Ge?

Атомы еще не открытых «сверхпереходных» элементов, начиная с Z = = 121, должны иметь электроны на 50-орбиталях.

б) Какие из элементов в этом семействе должны иметь конфигурацию с семью неспаренными электронами?

в) Каково максимальное число неспаренных электронов у атомов сверхпереходных металлов?

Имеется ли у реально существующих элементов такое большое число неспаренных электронов?

г) Чему равна энергия ионизации электрона на 50-орбитали атома водорода?

Согласно первому простому определению Малликена, электроотрицательность элемента полагалась пропорциональной сумме его первой энергии ионизации и сродства к электрону.

9-1, поскольку указанные там же значения энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности вычислены различными исследователями и разными методами.

9-1, постройте график зависимости суммы энергии ионизации и сродства к электрону от электроотрицательности элементов для второго и третьего периодов, а) Проведите наилучшим способом прямую линию, проходящую через нанесенные на график точки и начало отсчета, б) Воспользуйтесь построенным графиком для оценки электроотрицательности Ne.

в) При помощи построенного вами графика оцените сродство к электрону для элементов пятого периода от рубидия, Rb, до индия, In.

Постройте график зависимости сродства к электрону этих элементов от их порядкового номера.

Объясните общую закономерность изменения сродства к электрону у переходных металлов пятого периода и аномальное поведение этого свойства при переходе от Ag к Cd и In, основываясь на электронной конфигурации атомов.

Электрон завоевал физику, и многие почти слепо поклоняются новому идолу.

В предыдущих главах было показано, что энергии ионизации, сродство к электрону и электроотрицательности атомов всех элементов удается объяснить на основе рассмотрения орбитальной электронной структуры атомов.

Начнем с обсуждения (и составления уравнений) реакций, в которых одни реагенты теряют, а другие приобретают электроны (окислительно-восстановительные реакции).

Для выделения на электроде 1 моля вещества, которое в процессе электрохимической реакции приобретает или теряет 1 электрон, необходимо пропустить через ячейку 96485 кулонов (Кл) электричества.

Законы Фарадея становятся очевидными, если принять во внимание, что 1 F-это просто заряд 1 моля электронов, т.

6,022• 1023 электронов.

Разумеется, в свое время Фарадей ничего не знал ни о числе Авогадро, ни о заряде электрона.

Термин электрон впервые появился в 1881 г.

Применять термин «электрон» к реальной отрицательно заряженной частице начали спустя еще 10 лет.

Когда через расплавленную соль Nad проходит 1 моль электронов (IF), каждый электрон восстанавливает 1 ион натрия, в результате чего образуется 1 моль атомов натрия.

Металлы, образующие катионы и электроны

Поэтому окислительно-восстановительные реакции могут рассматриваться как реакции, в которых восстановитель отдает электроны окислителю.

Отдавая электроны, медь восстанавливает ионы серебра, а ионы серебра окисляют металлическую медь в реакции

На аноде происходит удаление 1 моля электронов от 1 моля хлорид-ионов, после чего остается 1 моль атомов хлора, которые попарно соединяются, образуя 1/2 моля молекул С12.

В методе составления полуреакций окислительно-восстановительная реакция формально рассматривается как сумма двух полуреакций, в одной из которых электроны высвобождаются, а в другой они поглощаются.

Можно представить себе, что каждый атом Сг присоединяет три электрона, изменяя свое состояние окисления от + 6 до +3.

Иод изменяет состояние окисления от — 1 в HI до нуля в 12 и в этом процессе теряет по одному электрону в расчете на каждый атом.

Теперь нужно подобрать такие количества восстановителя и окислителя, чтобы электроны, теряемые восстановителем, полностью поглощались окислителем.

Часто оказывается удобным представить процесс таким образом, будто окисление и восстановление осуществляются порознь, а затем скомбинировать необходимые количества каждой из этих полуреакций, чтобы при этом не оставалось лишних (свободных) электронов.

Во всех реакциях с переносом электронов число электронов, поставляемых восстановителем, Ьолжно быть точно равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Двум атомам Сг требуется шесть электронов, а два иона I ~~ поставляют два электрона.

Поскольку для восстановления каждого иона Mg2 + необходимо 2 электрона, 1 моля электронов хватит только для восстановления половины моля ионов магния, таким образом на катоде должно выделиться 12,153 г магния.

Остается убедиться, что в левой и правой частях полученного уравнения содержится одинаковое число атомов каждого сорта, что в нем соблюден закон сохранения зарядов и нигде не осталось свободных электронов.

Теперь к уравнениям полуреакций следует добавить электроны, чтобы сбалансировать заряды в каждой полуреакции:

После этого сбалансируем в обеих полуреакциях электроны, умножив вторую из них на три: бе" + 6Н" + С1О3~ -> С1~ + ЗН2О

Поскольку на выделение каждого атома алюминия необходимо 3 электрона, на 37,06 моля атомов потребуется 3 • 37,06 = И 1,2 моля электронов.

Восстановленное вещество -> Окисленное вещество + Электроны по сравнению со стандартной реакцией — Н2(г.

Первая энергия ионизации натрия является мерой способности газообразного атома Na терять электрон, образуя газообразный ион.

В отличие от этого окислительный потенциал является мерой способности твердого Na терять электрон, образуя гидратированный ион натрия в водном растворе Для большинства химических применений последняя характеристика имеет гораздо более важное значение.

является для химии растворов гораздо более важной характеристикой, чем энергия, необходимая для отрыва семи электронов от атома Мп в газовой фазе.

Они легко теряют единственный валентный электрон и поэтому обладают низкими энергиями ионизации и низкими электроотрица-тельностями.

Каждый из этих металлов имеет способность легко терять электроны и становиться окисленным в растворе.

Литий теряет электроны в растворе легче, чем Cs, несмотря на более высокую энергию ионизации Li, потому что маленький размер иона Li+ позволяет молекулам воды ближе подойти к центру этого иона; это обусловливает очень высокую устойчивость гидратированного иона.

Наличие легко теряемого валентного электрона обусловливает металлические свойства щелочных металлов.

Поскольку на каждый атом приходится только один подвижный электрон, металлические связи оказываются слабыми.

Прочность этих связей уменьшается при возрастании порядкового номера элемента, так как при этом цалентные электроны все больше удаляются от ядра атома.

У цезия самая низкая энергия ионизации среди всех элементов, его валентный электрон легче всего выбивается светом в фотоэлементе.

Растворы становятся окрашенными, когда электрон в атоме возбуждается с одного энергетического уровня на другой, причем разница энергий этих уровней соответствует видимой части спектра.

У ионов щелочных металлов нет свободных электронов, которые могут возбуждаться светом с энергией, соответствующей видимой части спектра.

Атомы щелочных металлов диссоциируют в аммиаке на положительные ионы и электроны, и электроны ассоциируют с молекулами растворителя NH3.

Такие электроны получили название сольватированных электронов.

Установлено, что интенсивная окраска обусловлена солъвати-рованными электронами, а не ионами металла; такая же окраска возникает при введении электронов в аммиак с платинового электрода.

Химия щелочноземельных металлов-это химия атомов с двумя легко теряемыми электронами.

Заряд ядра каждого из них на единицу больше, чем у щелочного металла из того же периода, а экранирование ядра электронами внутренних оболочек у элементов обеих групп практически одинаково, поэтому эффективный заряд ядра у атомов щелочноземельных металлов больше.

Бериллий представляет собой первый пример общей закономерности, согласно которой в пределах любой группы элементы с валентными электронами, характеризуемыми меньшим главным квантовым числом, обладают менее ярко выраженными металлическими свойствами, потому что их валентные электроны расположены ближе к ядру и связаны с ним более прочно.

я-для восстановления каждого иона Си2+ требуются два электрона, а для восстановления 1 моля меди-2 моля электронов (2F).

Ом"1 • моль~ 1 низкую способность терять электроны в растворе, по той причине, что у него выше первая энергия ионизации, чем у других элементов его группы.

Гидратация двухзарядного катиона обеспечивает ему настолько высокую устойчивость, что она превосходит энергию, необходимую для удаления второго электрона.

Чистые щелочноземельные металлы имеют более высокие температуры плавления и кипения по сравнению с щелочными металлами, потому что для образования металлических связей в них имеется по два электрона на атом.

Амфотерные свойства ВеО обусловлены небольшими размерами атома Be и его высокой электроотрицательностью; ион Be2 + притягивает электроны от окружающих молекул воды и облегчает для них потерю протона:

У ионов К+ и Са2 + 4х-орбиталь чуть более устойчива, чем Зй-орбита-ли, и поэтому присоединяемые к ним электроны поступают на 4s-op6n-таль.

Единственный внешний электрон у иона Sc2 + находится на З^-орби-тали, а не на 4х-орбитали.

Хотя у элементов групп IA и ПА сначала заполняется электронами внешняя s-орбиталь, у ионов переходных металлов электроны занимают d-орбитали.

Существуют и другие более высокие состояния окисления, отвечающие потере дополнительных электронов с d-орбиталей вплоть до максимального числа, равного числу неспаренных электронов на rf-орбита-лях.

Вот почему высшая степень окисления увеличивается от + 3 у Sc до + 7 у Мп (потеря пяти d-электронов плюс двух s-электронов), после чего оиства 'элементов она последовательно снижается на единицу в каждой следующей группе до + 2 у Zn (потеря только двух s-.

электронов).

элементов, потому что при этом увеличивается прочность связи электронов в атоме.

График, соответствующий образованию ионов с зарядом + 2, характеризует легкость удаления двух s-электронов и восстановления исходной d-конфигурации.

Удаление двух электронов особенно затруднено у атома Си, поскольку только один из них находится на s-орбитали, а второй должен быть удален из полностью заполненной dl "-оболочки.

В отличие от этого гораздо легче удалить два s-электрона из атома Zn, оставив нетронутой устойчивую полностью заполненную ^10-оболочку.

При образовании ионов с зарядом + 3 приходится удалять из атомов переходных металлов также и rf-электроны, поэтому соответствующий график не имеет локальных скачков, обнаруживаемых на графике для ионов с зарядом + 2.

Элементы, предшествующие переходному ряду, образуют катионы, теряя все электроны, расположенные за пределами внутренних замкнутых оболочек типа имеющихся у благородных газов; типические (непереходные) элементы, следующие за переходными металлами, достигают своей высшей степени окисления, теряя все электроны, расположенные за пределами заполненной <^10-оболочки.

В триаде Ti-Zr-Hf с валентной конфигурацией атомов d2s2 Ti и Zr обнаруживают состояния окисления +2, + 3 и +4, тогда как Hf имеет только одно состояние окисления: +4, В этом случае мы сталкиваемся с примером общей закономерности, присущей переходным металлам: низшие степени окисления играют меньшую роль для переходных металлов второго и третьего рядов, потому что в их атомах валентные электроны находятся на большем удалении от ядра.

В условиях когда эти атомы могут терять валентные электроны, они чаще всего теряют их полностью.

Большинство атомных энергетических уровней расположены настолько далеко друг от друга, что излучение, поглощаемое при возбуждении электронов, приходится на ультрафиолетовую часть спектра.

В данном случае -амфотерность, как обычно, связана с небольшими размерами катиона Zn2 + и легкостью, с которой он может оттягивать электроны от молекул воды, заставляя их высвобождать протоны.

Следующие электроны должны поступать на более высокие по энергии р-ор-битали, и после этих элементов в соответствующих периодах располагаются типические (непереходные) элементы с быстро изменяющимися вдоль периодов свойствами.

При окислении переходных металлов их атомы могут терять из валентной электронной оболочки не больше двух s-электронов и все неспа

iciej Oj 450 ренные d-электроны.

Некоторые физические свойства переходных металлов (температуры плавления и кипения, а также твердость) обусловлены числом имеющихся в их атомах неспаренных d-электронов.

После того как порядковый номер элементов достигает 57, энергия 4/-орбиталей становится достаточно низкой, чтобы они могли использоваться для заселения электронами в атомах.

Таким образом, после бария в шестом периоде начинается последовательное заселение электронами 4/-орбиталей, которое происходит у атомов 14 лантаноидных металлов.

Подобно этому, в седьмом периоде после Z = 89, когда 5/- и 6^-орбитали приобретают практически одинаковую энергию, возникает 14 актиноидных металлов, в атомах которых происходит последовательное заселение электронами 5/-орбиталей.

Это сходство обусловлено главным образом тем, что последовательное заселение электронами касается низколежащих/-орбита-лей, что вызывает лишь небольшие изменения атомных и ионных радиусов (~0,01 А) при переходе к каждому следующему элементу данного ряда.

Опыты Фарадея показали, что заряды на ионах всегда кратны некоторым элементарным единицам заряда, причем моль этих зарядов составляет 1 F, а Стоней назвал эту элементарную единицу заряда электроном.

Однако Стоней отнюдь не отождествлял электрон с какой-либо частицей, которую можно было попытаться изолировать и исследовать.

То, что электроны являются реальными частицами, которые могут быть присоединены к атомам или удалены от них, было установлено физиками, изучавшими влияние электричества на свойства газов.

Азот и фосфор являются неметаллами, химия их ковалентных соединений и возможные состояния окисления определяются наличием пяти валентных электронов в конфигурации s2p3.

Висмут не может терять все пять валентных электронов: требуемая для этого энергия слишком велика.

Электрическое напряжение отрывает от атомов газа электроны и заставляет их двигаться по направлению к аноду, а положительно заряженные ионы-к катоду трубки.

Их атомам не хватает всего одного электрона для завершения замкнутой электронной оболочки, присущей атомам благородных газов, и они легко восстанавливаются до анионов с электронной конфигурацией s2p6.

Движущиеся в трубке электроны (катодные лучи) можно наблюдать, поставив на их пути экран, покрытый слоем сульфида цинка, на котором электроны вызывают свечение.

Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции основывается на требовании выполнения закона сохранения заряда (электронов).

Если на пути электронов внутри трубки установить легчайшее колесико с лопастями, то под действием потока электронов оно будет вращаться.

В полном уравнении окислительно-восстановительной реакции суммарное число электронов, теряемых восстановителем, равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем.

Способность вещества терять электроны в водном растворе характеризуется его окислительным потенциалом.

Способность вещества присоединять электроны в водном растворе характеризуется его восстановительным потенциалом.

У переходных металлов наблюдаются плавные изменения температур плавления и кипения, твердости и наиболее распространенной степени окисления, причем все эти свойства могут быть связаны с числом неспаренных d-электронов.

Степень окисления-удобное понятие для подсчета переноса электронов между атомами; им можно пользоваться даже в тех случаях, когда реакция в действительности не приводит к полному удалению электрона от одного атома и полному переносу его на другой атом.

При составлении полных уравнений окислительно-восстановительных реакций должен соблюдаться закон сохранения зарядов: -в химической реакции электроны не создаются и не исчезают.

9 об энергии ионизации и сродстве к электрону этих элементов?

Является ли вещество, отдающее свои электроны в некоторой реакции, окислителем или восстановителем?

Из какого металла, Na или Cs, удается выбить электроны светом с большей длины волны?

Учитывая, что первые электроны после образования замкнутой оболочки благородного газа криптона, Кг, поступают в рубидии, Rb, и стронции, Sr, на Ss-орбиталь, объясните, почему Zn2 + имеет валентную электронную конфигурацию 4d2, а не 5s2, как Sr?

Если к двум электродам, которые впаяны в стеклянную трубку, содержащую разреженный газ, приложено высокое напряжение (порядка 10000 В), оно вызывает разрушение молекул газа на электроны и положительные ионы.

Электроны устремляются по направлению к аноду и образуют так называемые катодные лучи, а положительные ионы устремляются по направлению к катоду и образуют так называемые каналовые лучи.

Когда электроны, образующие катодные лучи, движутся по направлению к аноду, они сталкиваются с молекулами газа и это приводит к возникновению светящегося разряда, знакомого всем по рекламным неоновым трубкам.

электронов.

Относительная величина отклонения каналовых лучей (положительных ионов) и катодных лучей (отрицательных электронов) показывает, что частицы, образующие катодные лучи, очень легкие, а положительные ионы почти настолько же тяжелые, как и исходные атомы, из которых они получены.

Томсон (1856-1940) предположил, что частицы, образующие катодные лучи, представляют собой не что иное, как гипотетические «электроны» Стонея, а в 1897 г.

Схематическое описание ковалентных связей в химических соединениях при помощи формул, в которых валентные электроны изображаются точками, было предложено в 1916 г.

Каждый валентный электрон атома (т.

электрон на самых внешних s- и р-орбиталях) изображается точкой рядом с символом химического элемента, например

Говоря современным языком, с каждой из четырех сторон вокруг символа химического элемента можно ассоциировать одну из четырех орбиталей: s, Рх' Ру Pz- С учетом количества валентных электронов атомы элементов второго периода, например, можно изобразить так:

Согласно предложенной Льюисом теории ковалентной связи, каждый атом в такой ситуации завершает образование электронной конфигурации не в результате переноса электрона, а в результате обобществления электрона с другим атомом:

Теперь атом Н имеет на своей валентной орбитали два электрона, подобно гелию, а у атома I восемь электронов, как у Хе.

Льюис выдвинул следующий принцип: атомы образуют химические связи в результате потери, присоединения или обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести завершенную электронную конфигурацию атомов благородных газов.

Предположим, что частицы, которые, согласно Томсону, образуют катодные лучи, представляют собой электроны Стонея и Фарадея и что IF- это заряд 1 моля электронов.

Два атома водорода обобществляют свои электроны, чтобы каждый из них приобрел завершенную электронную конфигурацию Не; символически это можно изобразить так:

Необобществленные пары электронов, имеющиеся у атомов F, называют неподеленными парами; они представляют собой электроны со спаренными спинами, заполняющие орбитали и не принимающие участия в образовании связей.

Вычислите массу 1 электрона.

Для построения замкнутой электронной оболочки атому водорода требуются два электрона, которые заполнят его валентную ls-орбиталь.

Каждому атому элемента второго периода требуется для создания замкнутой электронной оболочки восемь- электронов (восьмерка -октет), потому что на 2s- и 2р-орбиталях размещается до восьми электронов (2s22p6).

В примере с молекулой F2 каждый атом F после образования связи оказывается окруженным восемью электронами.

Если теперь построить молекулу О2 таким же способом, как мы делали это с F2, то вокруг каждого атома кислорода окажется только по семь электронов, причем один из них - неспаренный : : О • + : О • -> : О : О : или : О—О :

Для этой молекулы не удается построить конфигурацию с замкнутыми оболочками, потому что в ней нечетное число валентных электронов.

Действительно, в NO 11 валентных электронов, пять из которых первоначально принадлежали атому азота, а шесть-атому кислорода.

Таким образом, в молекуле NO атом азота или атом кислорода будет окружен только семью, а не восемью электронами.

Льюисовы структуры для молекул, подобных NO, с нечетным суммарным числом электронов не могут иметь для каждого атома замкнутые электронные оболочки.

Отсюда _ N 6,022-1 023 электрон • моль

Каждому атому кислорода необходимы два электрона для завершения устойчивой вось-миэлектронной (октетной) структуры; следовательно, он должен обобществлять две электронные пары с атомом углерода.

Однако атому углерода для завершения своей оболочки нужны четыре электрона, и, следовательно, он должен обобществлять с партнерами но связи четыре электронные пары.

Единственный способ построить для СО удовлетворительную льюисову структуру заключается в том, чтобы предположить существование в этой молекуле трех обобществленных пар электронов, а остальные четыре валентных электрона распределить между атомами таким образом, чтобы вокруг каждого из них образовалась замкнутая восьмиэлектронная оболочка:

Если предположить, что каждая участвующая в образовании связи электронная пара обобществляется атомами поровну, то углероду следует приписать три из шести электронов, образующих тройную связь, плюс два электрона находящейся на нем неподеленной пары.

Таким образом, с одной стороны, в льюисовой структуре СО атом углерода обладает пятью валентными электронами, но заряд его ядра уравновешивает только четыре из них.

С другой стороны, атом кислорода тоже имеет здесь пять валентных электронов, но заряд его ядра соответствует наличию шести валентных электронов.

Для вычисления формальных зарядов на атомах в молекуле каждому атому приписывают по одному электрону от каждой ковалентной связи, образуемой парой электронов с участием данного атома, плюс все его неподеленные электронные пары.

Тогда формальный заряд на атоме совпадает с зарядом, который он имел бы, если бы стал изолированным ионом с таким же числом валентных электронов:

Для CN невозможно записать льюисову структуру с замкнутой электронной оболочкой, потому что эта молекула имеет нечетное число валентных электронов.

Молекула CN содержит девять валентных электронов, четыре из которых первоначально были связаны с атомами углерода и пять-с атомами азота.

Таким образом, атом С либо атом N в молекуле CN окажется окруженным только семью электронами вместо требуемых восьми.

Льюисовы структуры для молекул, подобных CN или NO, в которых содержится нечетное число валентных электронов, не позволяют приписать каждому атому замкнутую электронную оболочку.

Нечетный электрон в молекуле CN так и остается неспаренным.

Наличие у атома или молекулы одного или нескольких неспаренных электронов обусловливает физическое свойство, называемое парамагнетизмом ; мы будем обсуждать его подробнее в следующей главе.

Эксперимент показывает, что молекула CN парамагнитна, и это согласуется с наличием в ней неспаренного электрона, предсказываемым льюисовой структурой молекулы.

Молекулой с кратными связями и особенно труднообъяснимым (в рамках теории Льюиса) парамагнетизмом является О2, которая имеет в основном состоянии два неспаренных электрона и, следовательно, должна быть парамагнитной.

В MgCl2 происходит перенос с атома магния по одному электрону на каждый из двух атомов хлора.

Наличие в каждой из них восьми валентных электронов вокруг центрального атома иллюстрирует правило октета.

В СН4 все восемь электронов попарно вовлекаются в образование связей, однако в двух остальных молекулах имеются неподеленные электронные пары.

Однако ион МН4 имеет один положительный заряд, а это означает, что он потерял один из девяти валентных электронов, приходящихся на атом азота и 4 атома водорода.

Теперь припишем атому хлора электрон, который удален из NH4 (чтобы образовался NH4), тогда мы получим следующую ионную структуру для молекулы хлорида аммония:

Добавление новых электронов к такой замкнутой оболочке невозможно, потому что следующие доступные для заселения электронами атомные орбитали у элементов второго периода -это расположенные намного выше по энергии 35-орбитали.

В льюисовых структурах этих соединений все валентные электроны тяжелого элемента используются им для образования связей с другими атомами : :F I " :F F: " '•?

Обобществление фосфором с окружающими его атомами 10 электронов, а серой с ее окружением 12 электронов, очевидно, не согласуется с правилом октета.

От такого формального заряда можно избавиться, если предположить, что сера образует с двумя атомами кислорода двойные связи, в результате чего атом серы обобществляет со своими соседями 12 электронов: н—о—s—о—н серная кислота

Электроны, испускаемые ионизующим источником, бомбардируют молекулы газа, что приводит к образованию положительных ионов.

Рассмотрение NOJ и многих других молекул и ионов показывает, что используемая нами простая схема подсчета электронов и их отнесения к валентным оболочкам атомов в качестве связывающих или неподеленных пар не вполне удовлетворительна.

Однако подсчет числа электронов в подобных структурах требует использования специальных обозначений.

Эта структура SO2 удовлетворительна в том отношении, что обе связи сера — кислород эквивалентны и на атоме серы отсутствует формальный заряд; однако в такой структуре вокруг атома S располагается 10 валентных электронов.

Правда, на примере SOj" мы уже видели, что вокруг центрального атома серы может расположиться и 12 валентных электронов.

Если вес же настаивать, чтобы вокруг каждого атома было не больше 8 электронов, то для SO2 не удается найти единственной льюисовой структуры с эквивалентными связями.

Определяя массу фрагментов, на которые распадаются молекулы при их бомбардировке электронами в масс-спектрометре, химики-органики получают важные сведения о молекулярной структуре вещества.

Можно записать три эквивалентные резонансные структуры с октетом электронов вокруг атома S, но во всех них на атоме S будет формальный заряд +2:

Хлорид-ион, Cl ~, обладает электронной структурой благородного газа Аг с четырьмя парами валентных электронов.

Указанные выше четыре оксианиона хлора можно представить себе как продукты реакции хлорид-иона, Cl ~, в качестве льюисова основания с одним, двумя, тремя или четырьмя атомами кислорода, каждый из которых обладает свойствами акцептора электронов, т.

Формальный заряд на атомах определяется путем отнесения одного из двух электронов обобществляемой пары к каждому из связанных между собой атомов.

В отличие от этого степень окисления определяют, относя оба обобществляемых электрона к более электроотрицательному из двух связанных атомов.

Хотя отношение заряда электрона к его массе было измерено Томсо-ном в 1897 г.

) Следовательно, степень окисления-это заряд, который мог бы иметь атом, если бы он стал изолированным ионом с отнесенным к нему числом электронов:

Здесь Z-порядковый номер элемента, JVOTHec-число электронов, отнесенное к данному атому, обобществленных им в связях с менее электроотрицательными атомами, a NHecBin-число несвязанных электронов данного атома, не вовлеченных в образование ковалентных связей.

При вычислении ~:'V _ 483 степеней окисления всегда исходят из условного представления, что оба электрона, обобществляемых двумя связанными атомами, принадлежат более, электроотрицательному из них.

В оксианионах хлора, поскольку у С1 электроотрицательность 3,16, а для О она равна 3,44, оба электрона, обобществляемых при образовании связи между этими атомами, относят к кислороду: В хлорид-ионе, С1~, атом хлора действительно обладает зарядом — 1, и ему приписывается степень окисления — 1.

, абсолютную величину заряда электрона удалось установить только в 1911 г.

В оксианионе СЮ^ все четыре связывающие электронные пары «оттягиваются» более электроотрицательными атомами кислорода, и С1 имеет степень окисления + 7, как будто он действительно потерял все семь валентных электронов.

Степени окисления подсчитывают на основе представлений о потере и приобретении электронов.

Эти структуры включают связи С1=0:, причем вокруг атома С1 располагается более восьми электронов.

В каждой из этих структур все связывающие электроны приписываются более электроотрицательному атому, в данном случае кислороду.

Возникающие при ионизации воздуха электроны прилипали к капелькам масла, на которых таким образом возникало один, два или несколько электронных зарядов.

Чем больше формальный положительный заряд на центральном атоме, тем больше такой центральный атом оттягивает к себе электроны от связанных с ним атомов кислорода.

Льюисова структура НС1О4, в которой вокруг атома С1 находится точно восемь электронов, имеет вид :6:е.

для соединения каждого иона с одним электроном (как представлял его Милликен).

Опыт Милликена по определению заряда электрона.

До сих пор мы применяли метод ОВЭП для предсказания структуры только таких молекул, в которых все электроны спарены.

Если молекула имеет хотя бы один неспаренный электрон, предсказание молекулярной структуры значительно усложняется.

Воздух ионизуют рентгеновскими лучами, и отрицательно заряженные частицы (электроны) прилипают к капелькам масла.

Для молекул и комплексных ионов, содержащих только элементы первого и второго периодов, наилучшие льюисовы структуры характеризуются тем, что в них каждый атом окружен таким же числом электронов, как атом благородного газа, ближайшего к данному элементу по периодической системе.

Это означает, что атом Н должен быть окружен двумя электронами (одна электронная пара, как у Не), а атомы неметаллических элементов второго периода (В, С, N, О, F) должны быть окружены восемью электронами (четыре электронные пары, как у Ne).

Поскольку восемь электронов образуют замкнутую конфигурацию 2s22p6, правило записи льюисовых структур требует окружать каждый атом элемента второго периода октетом (восьмеркой) электронов, и поэтому называется правилом октета.

Если на каком-либо атоме в льюисовой структуре остается неспаренный (нечетный) электрон, молекула или комплексный ион имеет незамкнутую (открытую) оболочку.

При вычислении формального заряда атома считается, что каждая обобществляемая им электронная пара дает ему один электрон, а каждая неподеленная пара-два электрона.

Так, в ионе аммония NH4 атом N имеет формальный заряд + 1, потому что на его долю приходится только четыре электрона (а свободный атом азота с валентной конфигурацией 2s22p3 имеет пять валентных электронов).

Изоэлектронными называются частицы с одинаковым числом электронов; так, СН4 и NH4 являются Изоэлектронными частицами.

Атом состоит из положительно заряженного ядра, которое окружено таким числом отрицательно заряженных электронов, что в целом атом оказывается электрически нейтральным.

Суммарное число протонов в ядре (и электронов в нейтральном атоме) называется атомным номером Z.

а) Двухатомная молекула с одним неспаренным электроном.

В правильно составленной льюисовой структуре каждый из атомов С и N должен иметь в своей валентной оболочке по восемь электронов.

Если два атома отличаются по присущей им способности притягивать электроны, т.

Эффективное число связывающих электронов.

8, мы видели, что уравнение Шрёдингера дает набор волновых функций \|/(х, у, z), обладающих тем свойством, что значение функции |v|/(x, у, z)|2 в каждой точке пространства характеризует плотность вероятности обнаружить электрон в этой точке.

Если электрон находится в квантовом состоянии, описываемом квантовыми числами л, / и т, вероятность обнаружить электрон в небольшом элементе объема dv в окрестности точки (х,у, z) равна

При описании строения многоэлектронных атомов мы воспользовались наглядным представлением о функциях вероятности, или орбиталях, как об облачных образованиях, которые мы затем заселяли электронами.

Чтобы получить представление о строении молекулы, необходимо найти для заданного расположения атомов набор молекулярных орбиталей и затем заселить эти орбитали имеющимися электронами, помещая, как и раньше, на каждую орбиталь не более двух электронов.

Комбинация двух ядер и двух электронов устойчивее (имеет более низкую энергию), чем 'два изолированных ядра, каждое со своим электроном.

а-плотность вероятности обнаружения электрона на ls-орбитали атома водорода; б-сферическая поверхность, охватывающая область, в которой вероятность обнаружить электрон составляет 99%; в-два далеко удаленных друг от друга атома водорода, не оказывающих влияния один на другой; г-сближение атомов: каждое электронное облако испытывает притяжение к ядру второго атома и деформируется, в области между ядрами происходит возрастание электронной плотности; д-сильное сближение атомов: начинает сказываться отталкивание между их ядрами, равновесное расстояние между атомами определяется балансом сил притяжения и отталкивания.

В молекуле водорода обсуждаемая молекулярная орбиталь заполнена двумя электронами, имеющими противоположно направленные (спаренные) спины, и соответствует образованию простой ковалентной связи.

Некоторые атомы, в частности атомы металлов, слабо удерживают свои электроны и способны терять один, два или больше электронов, превращаясь в положительно заряженные ионы, или катионы.

Если электроны находятся на этой молекулярной орбитали молекулы, вероятность найти их на указанной узловой плоскости равна нулю.

Поэтому ядра не стягиваются друг с другом вследствие притяжения к электронам, а, наоборот, расталкиваются.

12-5, б показаны энергии связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей при равновесном межъядерном расстоянии (равновесной длине связи) и они сопоставлены с энергией электронов на ls-орбиталях изолированных атомов.

Электроны на такой орбитали удерживают молекулу как единое целое и поэтому она называется связывающей орбиталью; б-вычитание одной атомной функции из другой (комбинация с разными знаками); электронная плотность, соответствующая полученной молекулярной орбитали, концентрируется за пределами межъядерной области.

На узловой плоскости, проходящей через середину межъядерной оси перпендикулярно к ней, вероятность обнаружить электрон всюду равна нулю.

Электроны на такой молекулярной орбитали расталкивают ядра молекул, поэтому такая орбиталь называется разрыхляющей.

Процесс заселения электронами молекулярных орбиталей

Молекулярный ион водорода Н2 имеет два ядра (протона), но всего один электрон.

По соображениям Паули, этот электрон должен находиться на молекулярной орбитали с самой низкой энергией, а согласно рис.

Молекула водорода Н2 состоит из двух ядер (протонов) и двух электронов.

Оба электрона могут находиться на связывающей а-орбйтали при условии, что их спины спарены; в результате возникает электронная пара, создающая ковалентную связь.

Молекулярный ион гелия Не2 состоит из двух гелиевых ядер и трех электронов.

Поскольку в химических реакциях никогда не происходит образования или уничтожения электронов, окисление одного вещества всегда сопровождается восстановлением какого-либо другого вещества.

а-кривая потенциальной энергии молекулы с электронами на связывающей орбитали, имеющая минимум при экспериментально наблюдаемом межъядерном расстоянии.

Энергия молекулы с электронами на разрыхляющей орбитали всегда больше энергии полностью изолированных атомов, она монотонно возрастает по мере сближения атомов; б-энергетические уровни двух нижних молекулярных орбиталей для молекулы водорода, а также уровни ls-op-биталей изолированных атомов, комбинация которых дает эти молекулярные орбитали.

Первые два электрона в молекулярном ионе Не2 располагаются со спаренными спинами на связывающей а-орбитали и заполняют ее.

А что происходит с третьим электроном?

Этот третий электрон выталкивается из межъядерной области из-за наличия в ней первых двух электронов и вынужден находиться во внешней области, за пределами обоих ядер.

Такой электрон оказывает на молекулярную систему разрушающее действие-он расталкивает ядра.

Молекула имела бы большую устойчивость, если бы в ней не было третьего электрона.

В сущности, он компенсирует действие одного из связывающих электронов, и в результате молекула испытывает эффективное связывающее действие всего одного электрона, т.

В молекуле Не, четвертый электрон также вынужден находиться на разрыхляющей орбитали.

Теперь в молекуле имеются два связывающих и два разрыхляющих электрона.

Не2 (а)2 (а*)2 2 2 0 Нет Нет щих электронов, к которому приводит теория молекулярных орбиталей.

Длины связей тоже согласуются с эффективным числом связывающих электронов в молекуле.

Чем больше связывающих электронов, тем сильнее взаимодействие между атомами в молекуле и тем меньше длина связи.

Сколько в нем связывающих электронов?

Сколько разрыхляющих электронов?

Два электрона в нем связывающие, а один - разряхляющий, что означает наличие одного эффективного связывающего электрона, т.

Длина связи в Н2 должна быть больше, чем в Н2, из-за меньшего эффективного числа связывающих электронов в Н^ (неполная одноэлектронная связь по сравнению с полной двухэлектронной связью).

Молекулярный ион Н^ изоэлектронен с Не2 (в каждом из них по три электрона).

Расселение всех имеющихся в молекуле электронов по установленным молекулярным орбиталям, начиная с самой нижней; на каждую молекулярную орбиталь можно помещать максимум два электрона.

Исследование заполненных электронами орбиталей по их связывающему или разрыхляющему характеру для определения эффективного числа связывающих электронов.

) Наличие двух нескомпенсированных связывающих электронов соответствует простой связи в рассмотренной выше модели Льюиса.

Молекулярные орби-тали кх и лу устойчивее ст2-орбитали, поскольку они позволяют электронам оставаться дальше от заполненной а5-орбитали.

Эта последовательность поддается объяснению, потому что электроны, поступающие на молекулярную орбиталь пх, больше отдалены в пространстве от электронов на CTS- и of-орбиталях, чем если бы они поступали в первую очередь на оуорбиталь.

Соли имеют более высокие температуры плавления и кипения, чем молекулярные вещества, потому что для разрушения их устойчивой кристаллической решетки необходима большая тепловая энергия; еще большая тепловая энергия требуется для того, чтобы заставить положительные и отрицательные ионы обобществить свои электроны и объединиться в нейтральные молекулы, способные перейти в газовую фазу.

Однако для нашего обсуждения это не имеет значения, поскольку в О2 и F2 все три обсуждаемых уровня уже заполнены электронами.

а-положение весов в отсутствие внешнего магнитного поля; б-положение весов с диамагнитным веществом, в котором отсутствуют неспаренные электроны: при включении \ внешнего магнитного поля диамагнитное вещество слабо выталкивается из магнитного поля; «-положение весов с парамагнитным веществом, обладающим неспаренными электронными спинами: при включении магнитного поля вещество втягивается в него.

Парамагнетизм и неспаренные электроны

Вещества, молекулы или ионы которых имеют электроны с неспаренными спинами, обнаруживают способность втягиваться в магнитные поля.

Эти вещества содержат неспаренные электроны, и сила их втягивания в магнитное поле может использоваться для опредедвухатомные молекулы 525ления молярной концентрации неспаренных электронов.

Если вещество содержит только спаренные электроны, оно слабо выталкивается магнитным полем, так как поле индуцирует в нем небольшие магнитные моменты противоположного направления; такие вещества называются диамагнитными.

Количество неспаренных электронов в молекуле вещества может быть определено при помощи магнитных весов, схематически изображенных на рис.

Начнем теперь последовательно заселять электронами молекулярные орбитали-по два электрона на орбиталь-и таким образом выясним электронное строение гомоядерных двухатомных молекул от Li2 до Ne2.

Во всех этих молекулах имеется прежде всего четыре, электрона, которые в изолированных атомах находились на внутренних ls-орбиталях.

В двухатомной молекуле два из этих четырех внутренних электронов находятся на связывающей молекулярной орбитали ст1я а два-на разрыхляющей орбитали a*s.

Однако эти четыре электрона не оказывают никакого влияния на химическую связь, и поэтому можно считать, что они по-прежнему находятся на атомных ls-орбиталях.

Химическая связь в рассматриваемых здесь молекулах определяется только внешними электронами с атомных уровней с квантовым числом п = 2, поэтому необходимо рассматривать только те молекулярные орбитали, которые образованы атомными 2s-и 2р-орбиталями.

Атом лития имеет один валентный электрон, поэтому молекула Li 2 может иметь не больше двух связывающих электронов.

Эти электроны спарены на низшей доступной для них молекулярной орбитали, о,.

Ядра атомов лития расположены дальше друг от друга, электронное облако распределено в большем объеме и силы притяжения между электронами и ядрами соответственно ослаблены.

В молекуле бериллия, Ве2, четыре валентных электрона.

Два новых валентных электрона в молекуле бора, В2, помещаются на следующих в порядке возрастания энергии вакантных связывающих молекулярных орбиталях: ях и лу.

Согласно правилу Гунда, отталкивание между электронами заставляет их расселяться поодиночке на указанных орбиталях, а не заполнять со спаренными спинами одну из них.

Но независимо от спаривания наличие двух электронов на связывающих орбиталях обусловливает образование простой ковалентной связи.

Символ К К означает наличие четырех электронов на внутренних оболочках с п = 1, которые не оказывают влияния на химическую связь.

На катоде, где электроны поступают в соляную среду, катионы металла восстанавливаются до свободного металла.

Оба эффекта обусловлены большим положительным зарядом ядра бора, который обусловливает более прочное взаимодействие с электронами.

Веским аргументом в пользу теории молекулярных орбиталей явилось экспериментальное обнаружение (путем магнитных измерений) в молекуле В2 двух неспаренных электронов.

12-8; если бы последовательность этих орбитальных уровней была обратной, оба электрона должны были располагаться со спаренными спинами на орбитали а2, и в молекуле не было бы неспаренных спинов.

(Исторически дело обстояло так: неспаренные электроны в В2 не были предсказаны заранее; экспериментальное обнаружение неспаренных электронов в В2 заставило пересмотреть прежние взгляды на последовательность орбитальных энергий в двухатомных молекулах и придать ей вид, иллюстрируемый рис.

Два новых электрона в молекуле углерода, С2,.

На аноде, где электроны перетекают из соли обратно во внешнюю цепь, анионы окисляются с образованием свободных неметаллических элементов.

Таким образом, в молекуле С2 эффективное число связывающих электронов равно четырем, и, согласно терминологии Льюиса, в ней образуются две ковалентные связи.

Наличие шести связывающих электронов обусловливает существование в молекуле N2 тройной связи.

Отсутствие неспаренных электронов не дает оснований ожидать парамагнитных свойств у этой молекулы.

Фарадей установил строгое соотношение между величиной заряда, прошедшего через прибор для электролиза, и количественной мерой происходящего при этом химического превращения: 96485 Кл заряда должны приводить к выделению 1 моля каждого продукта, в котором превращение затрагивает 1 электрон на ион.

Величина, равная 96485 Кл, представляет собой просто заряд 1 моля электронов и называется фарадеем (IF) заряда.

Но, подобно BF3, молекула С2 обладает дефицитом электронов: вокруг каждого атома углерода имеется всего только шесть валентных электронов.

Но С2 имеет также неподеленные пары электронов и поэтому может выступать еще и в роли донора электронов.

При низких температурах каждый из двух атомов молекулы С2 акцептирует электроны от атома С другой молекулы С2 и одновременно отдает электроны, как донор, еще одному такому же атому.

Электроны как отдельные частицы исследовались физиками, занимавшимися изучением электрических разрядов в разреженных i азах при больших напряжениях.

В молекуле кислорода, О2, два следующих электрона, согласно правилу Гунда, вынуждены разместиться на двух разрыхляющих орбиталях, тг* и тс* поодиночке.

Из 12 валентных электронов, имеющихся в молекуле О2, восемь занимают связывающие орбитали, а четыре — разрыхляющие.

Эффективное число связывающих электронов равно 4, поэтому молекула оказывается двоесвязной.

Два дополнительных по сравнению с N2 электрона, которые располагаются на разрыхляющих орбиталях, компенсируют связывающее действие двух из шести электронов, обуслодвухатомные молекулы 529вливавших наличие в N2 тройной связи.

Теория молекулярных орбиталей позволяет объяснить парамагнитные свойства молекулы О2 , обнаруживая наличие в ней двух неспаренных электронов, тогда как теория Льюиса не в состоянии сделать этого.

В льюисо-вой структуре О 2 нет неспаренных электронов

Единственные возможные льюисовы структуры с двойными связями и двумя неспаренными электронами нарушают симметрию молекулы, делая атомы кислорода неэквивалентными и создавая ошибочное впечатление, будто оба неспаренных электрона находятся на одном из атомов кислорода •О=Ь: :Ь=О

представление об истинной электронной структуре О2 как о резонансном гибриде двух указанных выше структур с неспаренными электронами.

Эта молекула имеет всего два нескомпенсированных связывающих электрона, что равносильно образованию простой ковалентной связи.

12-8, что' привело бы к равенству числа связывающих и разрыхляющих электронов.

В ней не должно существовать нескомпенсированных связывающих электронов, и поэтому нет причин, чтобы атомы Ne удерживались один возле другого.

Для молекул неметаллических элементов наглядно обнаруживаются закономерные изменения свойств по сравнению со свойствами молекул элементов второго периода; эти изменения могут быть объяснены возрастанием средних размеров орбиталей (при п = 3, 4 и 5) и соответственно ослаблением сил взаимодействия между валентными электронами и атомными ядрами.

Каков порядок связи в этой молекулярной частице и сколько в ней неспаренных электронов?

Молекулярный ион О^ имеет по 6 валентных электронов от каждого атома кислорода плюс еще 1 электрон, создающий заряд — 1,.

всего 13 валентных электронов.

1 трона, что дает основание приписать ему порядок связи 1 — и один неспаренный электрон.

К К (a J2 (ст^2 (az)2 (*„)4 (

При удалении электронов с разрыхляющих орбиталей я*.

Пв\'хатомные молекулы валентных электронов - семь от атома F и один от атома Н.

Эти электроны заполняют все молекулярные орбитали HF, за исключением высшей разрыхляющей а*.

Особенно удачен, на наш взгляд, раздел, посвященный энергии связи, где описан способ вычисления энтальпии образования многоатомных молекул как суммы энергий локализованных связей и вместе с тем показано, что отклонения от этой аддитивной схемы позволяют обнаруживать неприменимость простой модели локализованных связей к описанию молекул с напряженной структурой или с делокализацией электронов.

Если для удаления электрона из атома Н приходится затратить энергию 1310 кДж-моль"1, то энергия этого электрона до удаления из атома должна составлять — 1310кДж-•моль"1.

Электроны на молекулярной орбитали ст имеют большую вероятность находиться вблизи атома F.

В рассмотренном выше примере с НС1 приведенные численные данные создают впечатление, что электроны должны смещаться от атома С1 к атому Н, поскольку первая энергия ионизации у водорода (1310 кДж-моль~ *) больше, чем у хлора (1255 кДж-моль~ 1).

Однако на образование химической связи влияют не только энергии ионизации соединяющихся атомов, но также и сродство к электрону каждого из них.

Сродство к электрону у С1 (356 кДж-моль"1) настолько выше, чем у Н (67 кДж-моль"1), что предсказание, основанное только на сопоставлении энергий ионизации, оказывается прямо противоположным истинному положению.

Для выяснения распределения зарядов вдоль связи между двумя атомами следует принимать во внимание одновременно энергию ионизации и сродство к электрону - другими словами, электроотрицательность каждого из двух атомов.

В предельном случае ls-орбиталь «атома Н» приобретает нулевую энергию (что означает полную диссоциацию электрона), а молекулярная орбиталь ст, на которой находятся два связывающих электрона, превращается в чистую 2рг-орбиталь атома F (что соответствует образованию аниона F ~").

Заполнение орбиталей электронами осуществляется точно так же, как и в случае гомоядерных молекул.

Молекула BN изоэлектронна с С2; различие между ними заключается главным образом в том, что уровни ях v и а, становятся очень близкими и для перевода одного электрона на орби-таль ст, достаточно энергии, выделяемой при распаривании двух электронов с орбитали пху.

Молекулярные частицы ВО, CN и СО + образуют изоэлектронный ряд с 9 валентными электронами.

Обратите внимание на повышенную вероятность обнаружения электрона вблизи более электроотрицательного атома на связывающих ор-биталях и противоположную тенденцию для разрыхляющих орбиталей.

Молекулярные частицы NO +, СО я CN ~ имеют по 10 валентных электронов и изоэлек-тронны с молекулой N2, У моноксида азота NO 11 валентных электронов, он является одним из немногих широко распространенных газов с нечетным числом электронов.

Есть ли в ней неспаренные электроны?

Молекула CF содержит 1 1 валентных электронов (она изоэлектронна с молекулой NO).

Молекула содержит 1 неспаренный электрон.

Зависимость энергии электрона на связывающей орбитали от межъядерного расстояния имеет минимум при равновесном расстоянии.

Энергия электрона на разрыхляющей орбитали больше, чем у электрона на каждой из составляющих ее атомных орбиталей; зависимость энергии разрыхляющей орбитали от межъядерного расстояния не имеет минимума, а монотонно возрастает по мере уменьшения межъядерного расстояния.

шва 12 544 и np-электронами имеют такую последовательность расположения по энергии: as < ст?

Электронное строение гомоядерных двухатомных молекул определяется путем мысленного процесса заполнения валентными электронами молекулярных орбиталей, начиная от as и кончая о^, в порядке возрастания энергии.

Эффективное число связывающих электронов, деленное на 2, дает условный порядок связи.

Молекулы с неспаренными электронами (например, В2 или О2) обладают парамагнитными свойствами.

Молекулы, в которых все электроны спарены (например, Li2 или N2), являются диамагнитными.

Если разность электроотрицательностей атомов А и В очень велика, как, например, в KF, валентные электроны локализуются на более электроотрицательном атоме (в данном случае F) и представление о ковалентной связывающей орбитали теряет свой смысл.

Каждый атом бора имеет три валентных электрона.

Если образуется комбинация двух атомных орбиталей с большим различием в энергии и на нижнюю из полученных молекулярных орбиталей помещают пару электронов, то какими свойствами обладают эти электроны?

Являются ли эти электроны связывающими?

Сколько в этой молекуле неспаренных электронов?

Сколько в каждой из них неспаренных электронов?

Сколько в ней неспаренных электронов?

Сколько неспаренных электронов в молекуле РО?

На молекулярной орбитали какого типа находится неспаренный электрон в молекуле ОН?

На молекулярной орбитали какого типа находится неспаренный электрон в ионе HF +?

, Электроны и химическая связь.

Электроны на таких молекулярных орбиталях не локализованы между двумя атомами многоатомной молекулы, скорее они делокализованы между несколькими атомами.

На них располагаются четыре валентных электрона, образующих две локализованные связывающие электронные пары, в согласии с льюисовой структурой связи для ВеН2.

В молекуле метана восемь валентных электронов (четыре от атома углерода и по одному от каждого из четырех атомов водорода), которые должны (VI,)3 \ + ^ / // л.

Эти восемь электронов образуют четыре эквивалентные локализованные связывающие электронные пары, схематически показанные на рис.

Гидрид бериллия при нормальных условиях представляет собой твердое вещество, в котором атомы водорода обобществляют электроны с соседними атомами бериллия, образуя мостиковые связи, которые схематически могут быть изображены таким образом: ,Н, ,Н Н Н Н

Можно считать, что в твердом гидриде бериллия каждый атом Be окружен восьмеркой электронов и поэтому приобретает замкнутую валентную оболочку.

Молекула аммиака, подобно молекуле СН4, имеет четыре пары валентных электронов, связанные с центральным атомом:

На какой электрод перетекают электроны в веществе, подвергаемом электролизу?

Для того чтобы электроны достигли тетраэдрического расположения в пространстве, атом азота должен участвовать в образовании связей четырьмя эквивалентными гибридными хр3-орбиталями.

ние, и наблюдаемое значение валентного угла Н—N—Н равно 107°, что гораздо ближе к «тетраэдрическому» углу, предсказываемому в рамках модели образования связей между хр3-гибридами азота и ls-орбиталями водорода, с учетом требования минимизации отталкиваний между валентными электронами.

По мере перехода к молекулам, центральный атом в которых имеет все большие размеры, электроны на валентных орбиталях в среднем располагаются все дальше друг от друга.

Связывающая орбиталь, симметричная относительно оси С — С, является а-орбиталью и заполнена двумя электронами со спаренными спинами.

В молекуле этилена 12 валентных электронов: по 4 от каждого атома углерода и по 1 от каждого из четырех атомов водорода.

8 из этих электронов используются для образования четырех связывающих электронных пар, обобществляемых с атомами Н, еще 2 электрона-для образования а-связи С—С и, наконец, последние 2 элек

Для образования шести связей С—С и шести связей С—Н используются 24 атомные орбитали и 24 электрона.

Шесть 2р-орбиталей атомов углерода и шесть их валентных электронов остаются неиспользованными.

Шесть 2р-орбиталей атомов углерода, неиспользованных при образовании а-связей, перекрываются между собой и дают молекулярные ор-битали, на которых размещаются шесть валентных электронов, не участвующих в а-связях.

В молекуле бензола 30 валентных электронов: по 4 от каждого из шести атомов углерода и по 1 от каждого из шести атомов водорода.

Из них 12 электронов используются для образования шести простых связей С—Н и 12-для образования шести простых а-связей С—С.

Шесть валентных электронов в бензоле, не использованных для образования a-связей, попарно занимают три связывающие я-орбитали, энергетические уровни которых показаны на рис.

Сколько электронов имеется в этом атоме?

Но ни одна из этих связывающих электронных пар не принадлежит какой-либо определенной паре атомов С, следовательно, все шесть указанных электронов делокали-зованы по всей молекуле.

Его дополнительная устойчивость обусловлена тем, что электроны на трех я-связях делокализованы по всем шести атомам углерода.

Именно по этой причине наблюдается квантование энергии электрона в атоме водорода, но не удается заметить квантования энергии бейсбольного мяча во время игры на стадионе.

Две кекулевские структуры бензола, три его дьюаровские структуры и схематическое изображение де-локализации электронов по бензольному кольцу.

Сколько протонов, нейтронов и электронов содержится в каждом его атоме?

Добавление к молекуле бензола одного электрона превращает ее в анион-радикал бензола, С6Н6.

Дополнительный электрон должен поступить на низшую вакантную молекулярную л-орбиталь С6Н6, которая относится к вырожденному набору л*, к*.

Сколько электронов, протонов и нейтронов содержится в атоме азо-та-14?

Сколько протонов, нейтронов и электронов содержится в атоме серы-32?

Во что превратился бы этот атом, если бы из его ядра был удален один нейтрон, и как это должно было повлиять на число имеющихся электронов?

Что случилось бы, если вместо этого из ядра был удален один протон и как это повлияло бы на число имеющихся у атома электронов?

Электроны на этих делокализованных я-молекулярных орбиталях не образуют обычных двухатомных связей; скорее они распределены по всей молекуле.

Для молекул и ионов СО2, NO2, NO2, NOJ и SO2: а) изобразите локализованные молекулярные орбитали и дайте на этой основе описание электронного строения; б) предскажите молекулярную форму и укажите, какие нейтральные молекулы полярны; в) предскажите число неспаренных электронов в каждой молекуле; г) предскажите валентные углы в NO2 и NO2; д) предскажите относительные длины связей N—О в ряду NOJ, NO2 и NO2.

Сколько в ней неспаренных электронов?

, Электроны и химическая связь.

Обратимся теперь к элементам группы IVА-углероду и кремнию,— атомы которых обладают валентной электронной конфигурацией s2p2, включающей два неспаренных электрона.

Однако молекула С2 имеет избыточные орбитали и недостаточное для их заполнения число электронов, поскольку вокруг каждого ее атома недостает электронов для завершения октета.

Атомы металлических элементов, как правило, имеют меньше валентных электронов, чем доступных для заселения орбиталей, другими словами, эти атомы являются электронно-дефицитными.

Это сходство с металлами указывает, что валентные электроны в германии не связаны с атомами столь прочно, как можно было бы ожидать для настоящего ковалентного каркасного кристалла.

Многие молекулы, например Н2, N2, О2 и F2, образуют молекулярные кристаллы,, потому что все валентные орбитали входящих в них атомов использованы для построения внутримолекулярных связей либо заняты несвязывающими электронами.

14-12, электроны на орбиталях атомов, принадлежащих взаимодействующим молекулам, могут синхронизировать свое движение таким образом, что в результате возникает притяжение между мгновенными диполями и индуцированными ими диполями.

Положительно заряженный конец притягивает к себе электроны атома, изображенного на рис.

В молекуле Н2 сильное притяжение между протонами и электронами, находяшдмися на связывающей молекулярной орбитали, вызывает уменьшение потенциальной энергии двух сближающихся атомов Н, а отталкивание между двумя протонами приводит к быстрому возрастанию энергии при слишком большом сближении атомов.

Притяжение между более тяжелыми атомами возрастает главным образом по той причине, что внешние электроны в них удерживаются менее прочно, и это делает возможным появление больших мгновенных и индуцированных диполей.

Высокие теплопроводность и электропроводность металлов заставляют предположить, что валентные электроны их атомов способны относительно свободно перемещаться внутри кристаллической структуры металла.

14-22 изображена одна из моделей строения металлов, согласно которой электроны образуют газ из отрицательных зарядов, прочно скрепляющий положительные ионы металла в единое целое.

На рисунке схематически указаны положительно заряженные ионы, остающиеся после отрыва от атомов валентных электронов; эти ионы содержат

В ионном кристалле валентные электроны прочно связаны с ядром атома.

Отметим, что вследствие делокализации молекулярных орбиталей ни одному из электронов не приходится располагаться на разрыхляющей орбитали.

Молекулярные ls-орбитали полностью заполнены электронами, потому что в изолированных атомах лития ls-орбитали также заполнены.

Следовательно, ls-электроны не принимают участия в химической связи.

Атомы лития имеют по одному валентному электрону на 2з-орбитали.

Как обычно, каждая из этих орбиталей способна принять до двух электронов, так что в пределах зоны может находиться 2-1023 электронов.

Ясно, что в кристалле лития имеется ровно столько электронов, чтобы заполнить только нижнюю половину 25-зоны, как это показано на рис.

Электроны на заполненных орбиталях нижней части зоны перемещаются по кристаллу хаотически, так что их движение не приводит к результирующему раз

Поскольку атом лития имеет на 2х-орбитали один электрон, зона делокализованных молекулярных орбиталей, образованных атомными 25-орбиталями, заполнена

На бесконечно малом расстоянии над верхним заполненным энергетическим уровнем этой зоны расположены незаполненные энергетические уровни, поэтому для возбуждения электрона и его перемещения по всему кристаллу металла требуется бесконечно малая энергия.

делению электронов и положительных ионов в металле.

Чтобы металл проводил электрический ток, электроны должны быть возбуждены на незанятые делокализованные орбитали таким образом, чтобы их движение в одном направлении не полностью компенсировалось электронами, движущимися в противоположном направлении.

Тогда электроны возбуждаются на незанятые делокализованные молекулярные орбитали, принадлежащие к той же самой зоне (25-зоне в случае лития) и обладающие несколько более высокой энергией.

Проводимость металла ограничивается частыми столкновениями электронов с положительными ионами, которые обладают кинетической энергией и вследствие этого совершают беспорядочные колебания вблизи занимаемых ими в кристалле положений.

При повышении температуры колебания положительных ионов усиливаются и столкновения с электронами, обусловливающими проводимость металла, учащаются.

Достаточно сказать, что в ковалентных каркасных кристаллах обычно удается «вести подсчет» валентных электронов вокруг каждого атома, подобно тому как это делается при составлении льюисовых структур, и оказывается, что при этом выполняется правило октета.

Это объясняется тем, что атомы в неметаллических каркасных кристаллах обычно имеют по крайней мере столько валентных электронов, сколько у них есть валентных орбиталей.

Низкие координационные числа являются причиной того, что потенциальная энергия электрона внутри таких кристаллов не постоянна; она значительно понижается в межъядерных областях, и поэтому электроны не могут свободно перемещаться по кристаллу, подобно тому как это происходит в металлах.

Для заполнения возникающих связывающих локализованных орбиталей достаточно именно четырех валентных электронов каждого атома углерода.

Таким образом, в кристалле алмаза все валентные электроны используются для образования связей, и не остается электронов, способных свободно двигаться и проводить электрический ток.

Следовательно, при таких условиях углерод должен быть проводником электронов.

Поскольку при повышении температуры число возбуждаемых электронов возрастает, проводимость полупроводника увеличивается с температурой.

Атом фосфора имеет пять валентных электронов, и поэтому, после того как четыре из них используются для образования ковалентных связей в кристаллической структуре кремния, у фосфора остается еще один электрон.

При наложении на кристалл электрического поля этот электрон может смещаться в сторону от атома фосфора; поэтому говорят, что фосфор является донором электронов в кристалле кремния.

Для высвобождения локируемых электронов требуется лишь 1,05 кДж-моль"1, эта энергия превращает кристалл кремния с небольшой примесью фосфора в проводник.

Атому бора недостает одного электрона для построения необходимого числа ковалентных связей в кристалле кремния.

На эти вакантные орбитали, связанные с атомами бора, могут быть возбуждены валентные электроны кремния, что дает возможность электронам свободно перемещаться по кристаллу.

Подобная проводимость осуществляется в результате того, что на вакантную орбиталь атома бора перескакивает электрон соседнего атома кремния.

Вновь образовавшаяся вакансия на орбитали атома кремния тут же заполняется электроном со следующего за ним другого атома кремния.

Возникает каскадный эффект, при котором электроны перескакивают от одного атома к следующему.

Но независимо от того, как описывается это явление, твердо установлено, что для активации проводимости такого вещества, как кремний, требуется меньше энергии, если в кристалле содержится небольшое количество донора электронов типа фосфора либо акцептора электронов типа бора.

Основной Слабые вандертип связи между структурными единицамиваальсовы силы, а между полярными молекулами более сильные диполь-дипольные связиные связишимодействие Сильные делокализован- ионныеного электрон- связиного газа с (электро.

Электроны какого типа (ст или я) обладают большей подвижностью и обусловливают перенос электрического заряда?

Сродство к электрону 400

Химические свойства элементов: металлы с валентными s-электронами 432

Процесс заселения электронами молекулярных орбиталей 517

Парамагнетизм и неспаренные электроны 524 Последовательность заселения орбиталей двухатомных молекул 525

Когда ядро изотопа углерода- 14 распадается с образованием ядра азота-14, это сопровождается испусканием электрона (происходит так называемый бета-распад)

Этот заряд — 1 несет электрон, испускаемый при бета-распаде.

Протоны, нейтроны и электроны.

Разрядные трубки, катодные лучи, опыт Милли-кена, отношение заряда электрона к его массе е/т и заряд электрона е.

) состоит из положительно заряженного ядра, окруженного одной или несколькими отрицательно заряженными частицами, называемыми электронами.

Электрон - 1 0,000549

Оно совпадает с числом электронов, окружающих ядро, поскольку атом должен быть электрически нейтральным.

Когда два атома сближаются на достаточное расстояние, чтобы между ними возникло химическое взаимодействие-или, как принято говорить, химическая связь,-каждый атом «ощущает» главным образом наличие самых внешних электронов другого атома.

Поэтому именно эти внешние электроны играют определяющую роль в химическом поведении атомов.

2 электрона 2 протона 1 нейтрон

2 электрона 2 протона 2 нейтрона |Не, гелий-5

2 электрона

Все атомы гелия содержат два протона (и, следовательно, два электрона), но число нейтронов у них может быть разным.

2 электрона 2 протона 4 нейтрона лий-8 (не показанный на рисунке)-неустойчивы и обнаруживаются лишь на очень непродолжительное время в ядерных реакциях (см.

Сколько протонов, нейтронов и электронов содержится в атоме урана-238?

Следовательно, он содержит 92 протона, 92 электрона и 238 - 92 = 146 нейтронов.

Полная масса атома называется его атомной массой* и приблизительно равна сумме масс всех протонов, нейтронов и электронов, входящих в состав атома.

Когда из протонов, нейтронов и электронов образуется атом, часть их массы превращается в энергию, которая выделяется в окружающую среду.

Вычислите дефект массы при образовании атома углерода-12 из протонов, нейтронов и электронов.

Электроны: 6 • 0,0055 а.

Электроны: 17- 0,00055 а.

Как мы уже упоминали, когда атомы настолько сближаются друг с другом, что внешние электроны одного атома могут взаимодействовать с другими атомами, между атомами возникают достаточно большие силы притяжения, чтобы удерживать их вместе химической связью.

1Ы ч ионы 21 ших случаях связь возникает в результате обобществления двух электронов между парой атомов, причем каждый из связанных атомов поставляет для этого по одному электрону.

В структурных формулах молекул ковалентная связь, возникающая в результате обобществления пары электронов, схематически изображается прямой линией, соединяющей связанные атомы.

Электроны равномерно распределены по молекуле.

Это обусловлено тем, что атом кислорода оттягивает на себя электроны, принадлежащие связям О—Н, в результате чего он приобретает небольшой отрицательный заряд, а на атомах водорода создаются небольшие положительные заряды.

Такая энергия требуется, чтобы в молекуле воды разорвать одну связь О—Н, причем оба принадлежавшие этой связи электрона остаются на атоме кислорода.

Знаки плюс и минус означают частичные заряды, обусловленные локальным дефицитом и избытком электронов соответственно.

Грея «Электроны и химическая связь»)*.

зультате обобществления пары электронов, но неодинаково сильно притягивают к себе эти электроны, то электронная пара смещается в сторону того атома, который притягивает ее сильнее.

Поскольку способность притягивать электроны (электроотрицательность) кислорода больше, чем у водорода, атом кислорода в молекуле воды или метилового спирта несет на себе небольшой отрицательный заряд, а атомы водорода-небольшие положительные заряды (рис.

Электроны и химическая связь: Пер.

При объяснении химических свойств атомов очень удобно пользоваться понятием относительной электроотрицательности атомов, или их относительной способности притягивать к себе электроны, и это понятие подробно обсуждается в гл.

Атомы натрия (и вообще всех металлов) слабо удерживают внешние электроны, тогда как атомы хлора обладают очень большой способностью притягивать электроны, т.

Поэтому при образовании обычной поваренной соли (хлорид натрия NaCl) каждый атом натрия Na теряет один электрон (е ~), образуя ион натрия Na +.

а каждый атом хлора, наоборот, приобретает один электрон, превращаясь в хлорид-ион Cl ~.

Металлы обычно легко теряют от одного до трех электронов, превращаясь в положительно заряженные ионы, или катионы:

Некоторые неметаллы, наоборот, присоединяют к себе электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы, или анионы: уС12 у S

Они играют важную роль в теории химической связи, поскольку позволяют описать характер смещения электронов от одних атомов молекулы к другим ее атомам.

Установив схему классификации элементов, мы должны найти способ ее объяснения на основе рассмотрения свойств электронов и других субатомных частиц, из которых построены атомы.

Хлор восстанавливается, поскольку к каждому атому хлора необходимо присоединить один электрон, чтобы образовался хлорид-ион.

Свободные элементы энергично реагируют с донорами электронов, образуя отрицательные ионы СР, Вг , Г

8, электроны внутри атома располагаются по энергетическим уровням.

Когда элемент бомбардируется мощным пучком электронов, атомные электроны, находящиеся на самых глубоких энергетических уровнях, или, иначе, электроны из самых внутренних оболочек (ближайших к ядру), могут вырываться из атомов.

Когда внешние электроны переходят со своих оболочек на образовавшиеся вакансии, атомы излучают энергию в форме рентгеновских лучей.

Чем больше заряд атомного ядра, тем прочнее связаны с ним самые внутренние электроны атома.

Тем большая энергия требуется для выбивания из атомов этих электронов и, следовательно, тем большая энергия испускается, когда внешний электрон переходит на вакансию во внутренней электронной оболочке.

Она представляет собой процесс восстановления, поскольку к исходному иону присоединяется электрон.

Каждому благородному газу предшествует элемент с высокой реакционной способностью, обладающий свойством присоединять к себе электрон и образовывать ион с зарядом — 1; к этим элементам относятся водород и галогены: F, C1, Вг, I и At.

^ система элементов го ядра, который в свою очередь равен суммарному числу электронов, окружающих ядро в нейтральном атоме.

Ядро, протоны, нейтроны и электроны.

Бета-лучи, подобно катодным лучам, оказались пучками электронов.

В томсоновской модели атома вся его масса и весь положительный заряд были однородно распределены по всему атому, а электроны помещались в атоме, как изюминки в булочке.

Согласно модели Томсона, масса атома распределена по всему его объему и отрицательно заряженные электроны однородно разбросаны внутри положительно заряженной части атома; такая модель предполагает, что пучок положительно заряженных а-частиц должен претерпевать небольшое отклонение при прохождении через фольгу.

Электроны занимают область атома, радиус которой в 100000 раз превышает радиус ядра.

Вокруг ядра имеется ровно столько электронов, чтобы они компенсировали заряд ядра.

Если электроны неподвижны, электростатическое притяжение к ядру должно сближать их до получения миниатюрного варианта томсоновой модели атома.

И наоборот, если электроны движутся по каким-то орбитам вокруг ядра, дело отнюдь не упрощается.

Электрон, движущийся по кругу вокруг положительного ядра, представляет собой осциллирующий диполь, если рассматривать атом в плоскости такой орбиты; при этом отрицательный заряд колеблется в одну и другую сторону относительно положительного заря

Частица Нейтрон Протон Электрон

Сопоставление свойств нейтрона, протона и электрона.

Масса протона в 1836 раз больше, чем у электрона.

Но если бы это происходило, атом должен был все время терять энергию, и электрон по спирали приближался бы к ядру.

Так называется явление выбивания электронов из поверхности металлов под действием света.

Классическая физика была не в состоянии объяснить, почему самые интенсивные пучки красного света не могут выбивать электроны из некоторых металлов, хотя это достигается очень слабыми пучками синего света.

Квантовая теория строения атома 339 каждого кванта энергии красного света слишком мало, чтобы выбить электрон из металла; в нашей аналогии поток шариков для пинг-понга не может сделать того, что удается одному быстро летящему стальному шарику.

Бор ответил на вопрос, почему электрон не падает по спирали на ядро, просто постулировав, что этого не происходит.

В сущности, он заявил представителям классической физики: «Вы введены в заблуждение вашей физикой, полагая, что электрон должен излучать энергию и по спирали падать на ядро.

Электрон с массой те движется по круговой орбите со скоростью v на расстоянии г от ядра с массой т„.

8-11: электрон массой те движется по круговой орбите на расстоянии г от ядра.

Если линейная скорость движения электрона равна v, то он обладает угловым моментом mevr.

В этом выражении целое число п принимает те же значения, что и в приведенном выше выражении для углового момента, тет = n(h/2n); /с-константа, зависящая только от постоянной Планка h, массы электрона те и его заряда е:/с =------Y— = 13,595 электронвольт(эВ*)• атом~ ' = 1312 кДж-моль'1

Радиус орбиты электрона также определяется целым числом г = п2а0 (8-6)

Энергия, которой может обладать электрон в атоме водорода, согласно уравнению (8-5), оказывается ограниченной определенными значениями, или, как говорят, квантованной.

Когда электрон отрывается от атома (оставляя его ионизованным), говорят, что этот электрон возбуждается, переходя в квантовое состояние с п = со.

Таким образом, энергия полностью ионизованного электрона приравнивается нулевому энергетическому уровню.

Поскольку для удаления электрона из атома требуется затратить энергию, связанный в атоме электрон должен обладать энергией, меньшей чем нулевая, т.

На каком расстоянии от ядра находится электрон атома водорода в основном состоянии?

Каковы энергия и радиус орбиты электрона в атоме водорода, находящемся в первом возбужденном состоянии, для которого п = 2?

Решение * Электронвольт-количество энергии, приобретаемое электроном, который перемещается между двумя точками с разностью, потенциалов 1 вольт в сторону большего потенциала (1 эВ = 1,6022 • 10"19 Дж).

Каждая дуга представляет собой часть круговой орбиты, по которой электрон может двигаться вокруг положительно заряженного ядра, изображенного в нижней части диаграммы.

Энергия ионизации (ЭЙ) представляет собой энергию, необходимую для удаления из атома электрона, т.

(для атома водорода) необходимую для перевода электрона из квантового состояния с п = 1 в квантовое состояние с п = оо.

Вторая часть теории Бора основывалась на постулате, что поглощение и испускание энергии атомом происходят при переходах электрона из одного квантового состояния в другое.

Энергия, испускаемая, когда электрон переходит из состояния п2 в более низкое квантовое состояние nlt равна разности между энергиями этих двух состояний: (8-7)

Поглощение света или нагревание газа повышает энергию электрона и заставляет его перейти на более высокую орбиту.

Затем возбужденный атом водорода может испустить энергию в виде кванта света, когда электрон возвращается на нижележащую орбиту.

Так, перескакивая на все более глубокие уровни, электрон одного возбужденного атома водорода может последовательно испустить фотоны нескольких серий.

Теорию Бора удается использовать также для вычисления энергии ионизации и частот спектральных линий любых атомарных частиц, содержащих только один электрон (например, Не + , Li2 + , Be3 + и т.

Атом лития состоит из ядра с зарядом + 3 (Z = 3) и трех электронов.

Первая энергия ионизации, ЭИи атома с несколькими электронами представляет собой энергию, необходимую для удаления одного электрона.

Наконец, третья энергия ионизации, ЭИ3, в случае лития соответствует удалению последнего оставшегося электрона из иона Li2 +.

состоящих из ядра с одним электроном.

Даже атомы щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs), обладающие одним валентным электроном поверх замкнутой оболочки внутренних электронов, дают спектры, расходящиеся с предсказаниями теории Бора.

Однако для атома лития, в котором ядро с зарядом + 3 экранируется двумя внутренними электронами, электрон на внешней круговой орбите испытывает притяже

В многоэлектронном атоме, ядро которого окружено экранирующим облаком внутренних электронов, электроны на п-4 более вытянутых эллиптических орбитах, проникающие сквозь это облако, должны испытывать (на части своего пути) более сильное притяжение ядра и поэтому такие орбиты оказываются более стабильными.

Х-'14 ние эффективного заряда + 1, тогда как электрон на сильно вытянутой эллиптической орбите проникает под экранирующую ядро оболочку из двух внутренних электронов и поэтому на некоторой части своей траектории испытывает действие положительного заряда, достигающего + 3.

Однако если бы наш глаз мог различать ядра и электроны, входящие в состав атомов, а также элементарные частицы, из которых состоят ядра, сразу обнаружилось бы, что любое вещество в окружающем нас мире состоит иэ определенного числа таких основных структурных единиц и, следовательно, имеет квантованную природу.

Но из исходного предположения Бора о квантовании углового момента электрона следует, что / h

Таким образом, представление об установившихся стоячих волнах на орбите приводит к следующему соотношению между массой электрона те, его скоростью v и длиной волны А,:

Если это предположение оправданное, то электроны должны давать при прохождении сквозь кристаллы дифракционную картину, подобную той, которую наблюдал фон Лауэ с рентгеновскими лучами.

Дэвиссон и Джермер продемонстрировали, что при прохождении металлической фольги электроны дают точно такую же дифракционную картину, как и рентгеновские лучи, и что соотношение де Бройля правильно определяет длину волны пучка электронов (рис.

Исследования дифракции электронов обычно проводятся с ускорением электронов в поле с разностью потенциалов 40000 В, в результате чего электроны приобретают энергию 40000 эВ.

Какую длину волны имеют такие электроны?

Прежде всего переведем энергию электронов в джоули:

Значение массы электрона, те = 9,110-10 ~31 кг, приведено в приложении 2.

) Импульс, или количество движения электрона, mev, равен m.

Таким образом, электроны, ускоренные в поле с разностью потенциалов 40 киловольт (кВ), дают такие же дифракционные эффекты, которых можно ожидать от электромагнитных волн с длиной порядка шесть сотых ангстрема.

Хотя подобные расчеты не так уж сложны, они не дают ответа на вопрос-что же представляют собой электроны - волны или частицы?

Но поведение столь малых, микроскопических частиц вещества, как электроны, не поддается точному описанию на языке,

Электроны, протоны, нейтроны и фотоны не являются ни волнами, ни частицами.

Поэтому вопрос: «Является ли электрон волной или частицей?

Из решения примера 8 известно, что длина волны электрона, ускоренного напряжением 40 кВ, равна 0,0613 А.

Столкновение одного из таких фотонов с электроном мгновенно изменяет импульс электрона.

Допустим, что мы хотим пронаблюдать за электроном, движущимся со скоростью 1,00-106 м-с " 1, пользуясь пучком зеленого света с частотой 0,600-1015 с ~ 1.

Установление положения и импульса такого электрона при помощи зеленого света является столь же сомнительной процедурой, как определение положения и импульса одного биллиардного шара при его соударении с другим биллиардным шаром.

Электрон движется со скоростью 106 м-с" '.

Таким образом, неопределенность установления импульса электрона в 5U раз превышает само значение импульса!

В квантовой механике нельзя сказать, что электрон находится в определенном месте атома, но можно измерить вероятность того, что он находится в данном месте, а не в каком-либо другом.

Если рассматриваемая частица представляет собой электрон или атом, граничные условия заключаются в том, что функция | х|/1 должна быть непрерывной, однозначной и ограниченной (не обращаться в бесконечность) во всех точках пространства.

Первое из них обусловлено требованием непрерывного, а не скачкообразного изменения функции вероятности при переходе от одной точки пространства к соседним с ней точкам; другими словами, вероятность обнаружения электрона на расстоянии в несколько тысячных ангстрема от произвольно заданной точки не должна слишком сильно отличаться от вероятности его обнаружения в исходной точке.

Второе требование означает, что вероятность обнаружения электрона в заданном месте пространства не может одновременно принимать двух разных значений.

Третье условие означает, что поскольку вероятность обнаружения электрона во всем пространстве в целом составляет 100%, т.

1,000 (если электрон действительно имеется в наличии), вероятность обнаружения электрона в любой точке не должна быть бесконечно большой.

Различные квантовые состояния, в которых способен находиться электрон в атоме водорода, перечислены в табл.

При наличии в атоме только одного электрона его энергия зависит лишь от п.

Электрон в атоме водорода находится в состоянии с главным квантовым числом 5.

Каковы допустимые значения квантового числа / для этого электрона?

Какова энергия ионизации (в электронвольтах) этого электрона?

Какова энергия ионизации электрона с таким же значением п в ионе Не +?

Энергия ионизации электрона в одноэлектронном атоме зависит только от п и определяется соотношениями

Поскольку k = 13,6 эВ, ЭЙ электрона с п = 5 должна быть равна

Отметим, что хотя электрон, вероятнее всего, находится в пределах расстояния 4 ат.

Но сфера вокруг ядра, в которой электрон обнаруживается с вероятностью 99%, имеет о радиус всего 4,2 ат.

Для электрона с п = 5 в ионе Не + находим

8-1 орбиталей, характеризуемая определенными значениями квантовых чисел п, I и т, соответствует различной функции распределения вероятности электрона в пространстве.

Вероятность обнаружения электрона в s-состоянии одинакова во всех направлениях, но изменяется с расстоянием от ядра.

Величину |\|/|2dt> можно понимать как вероятность обнаружить электрон в элементе объема dv одного атома либо как среднюю электронную плотность в соответствующем элементе объема для большого числа различных атомов водорода.

Электрон теперь уже нельзя считать движущимся по орбите в том смысле, который придавался этому понятию в теории Бора - Зоммерфельда; вместо этого используется понятие об облаке вероятности обнаружения электрона.

рх-ор6итаяъ г = 2 атомные единицы (1 атомная единица длины равна а0 = 0,529 А), на которой вероятность обнаружения электрона всюду равна нулю.

Электрон на 25-орбитали может быть с большой вероятностью обнаружен на расстояниях от ядра ближе или дальше чем г = 2, но на поверхности сферы с радиусом г = 2 вероятность его обнаружения точно равна нулю (рис.

При этом электроны должны быть смешены от сильно притягивающих их ионов С1 ~ и несколько приближены к ионам Na * , которые слабо притягивают их.

Важно отметить, что вероятность обнаружения электрона в плоскости ху тождественно равна нулю; подобные поверхности (не обязательно плоские) называются узловыми.

Связь в молекулах NaCl в парообразном хлориде натрия оказывается чрезвычайно полярной, и обобществляемая атомами электронная пара сильно смещена в сторону атома хлора, однако разделение электронов в этом случае не такое полное, как у ионов Na + и Cl ~.

Атомные спектры, а также более прямые экспериментальные наблюдения указывают, что электроны обладают таким свойством, будто они совершают веретенообразное движение вокруг собственной оси.

Каждый электрон может совершать веретенообразное вращение в одном из двух противоположных направлений и поэтому характеризуется одним из двух спиновых («спин»-по-английски «веретено») состояний со спиновыми квантовыми числами s = + 1/2 или — 1/2.

Таким образом, полное описание состояния электрона в атоме водорода требует задания всех четырех квантовых чисел: п, I, т и s.

Не составляет труда записать волновое уравнение Шрёдингера для атома лития, состоящего из ядра и трех электронов, или атома урана, состоящего из ядра и 92 электронов.

Проведенные Резерфордом опыты по рассеянию альфа-частиц показали, что атом состоит из чрезвычайно плотного положительно заряженного ядра, окруженного электронами.

Бор предложил модель атома водорода, согласно которой электрон движется по круговой орбите вокруг находящегося в центре атома протона.

Волновая природа электронов была установлена, когда Дэвиссон и Джер-мер показали, что электроны дифрагируют на металлической фольге точно так же, как и рентгеновские лучи.

Корпускулярно-волновой дуализм, обнаруживаемый электронами, присущ всем материальным объектам.

Каковы граничные условия, накладываемые на решения уравнения Шрёдингера для электрона в атоме водорода?

Электрон в первом атоме водорода находится на боровской орбите с п = 1.

Электрон во втором атоме водорода находится на боровской орбите с п = 4.

б) В каком из атомов электрон движется быстрее?

б) На основании результатов проведенных им экспериментов Резер-форд пришел к выводу, что: 1) электроны являются массивными частицами; 2) положительно заряженные части атомов чрезвычайно малы и представляют собой чрезвычайно массивные частицы; 3) положительно заряженные части атомов движутся со скоростью, близкой к скорости света; 4) диаметр электрона приблизительно равен диаметру ядра.

в) Макс Планк пришел к ';ормулировке квантовой теории, пытаясь объяснить, почему: 1) электроны выбиваются из металла при его освещении светом с достаточно короткой длиной волны; 2) тепловое излучение нагретых тел (абсолютно черного тела) содержит относительно много ультрафиолетового излучения вопреки предсказаниям классической физики; 3) тепловое излучение нагретого тела содержит относительно мало ультрафиолетового излучения вопреки предсказаниям классической физики; 4) тепловое излучение нагретого тела происходит на всех частотах вопреки предсказаниям классической физики.

а) При облучении светом поверхности металла электроны не выбиваются из него до тех пор, пока частота света не превзойдет некоторого «порогового» значения, б) Если свет имеет частоту выше пороговой, то чем больше интенсивность света, тем больше скорость выбиваемых фотоэлектронов, в) Если свет имеет частоту выше пороговой, то чем меньше длина волны света, тем больше скорость испускаемых электронов, г) Если свет имеет частоту выше пороговой, то чем больше интенсивность света, тем больше число электронов, испускаемых в единицу времени.

а) Электроны возбуждаются на орбиты с высокими энергиями и испускают свет, когда они снова опускаются на орбиты с низкими энергиями.

б) Атом водорода испускает свет, когда электроны возбуждаются на орбиты с высокими энергиями.

в) Атом водорода поглощает свет, когда электроны возбуждаются на орбиты с высокими энергиями.

г) Электроны переходят из возбужденного состояния на орбиты с более низкими энергиями и испускают свет, возвращаясь на орбиты с более высокими энергиями.

а) Электрон притягивается к ядру кулоновскими силами.

б) Электрон движется по круговым орбитам относительно ядра.

Вероятность обнаружения электрона на р-орбитали в ядре атома равна нулю.

Мозли установил, что частота v рентгеновских лучей, испускаемых при бомбардировке элемента пучком электронов, определяется соотношением v = c(Z — b)2.

Чтобы фотон, ударяющийся о поверхность металла, мог выбить из него электрон, он должен обладать энергией, превышающей некоторый минимум.

Эта минимальная, или пороговая, энергия называется работой выхода электрона из металла.

Какая энергия (в электронвольтах на атом) требуется для ионизации атома водорода, в котором электрон занимает боровскую орбиту с п = 5?

Каково квантовое число исходной орбиты, с которой совершает переход электрон, испуская эту линию?

Электрон находится на одной из З^-орбиталей.

Каковы допустимые значения квантовых чисел п, I и m для этого электрона?

Электрон в атоме водорода находится в состоянии с главным квантовым числом 4.

Перечислите допустимые значения квантового числа / для этого электрона.

Если электрон имеет орбитальное квантовое число / = 3, какие значения квантового числа т он может иметь?

Как называется электрон с / = 3?

Электрон находится на 4/-орбитали.

Какие значения квантовых чисел п, I, т и s допустимы для этого электрона?

Электропроводность металлов обусловлена перемещением в них электронов; ионы металла при протекании через него электрического тока остаются на своих местах.

Валентные электроны и валентные орбитали.

Сродство к электрону.

Как мы убедимся, сведения о строении атомов объясняют особую устойчивость восьмиэлектронных оболочек инертных газов и закономерности, обнаруживаемые для энергий ионизации и сродства к электрону у элементов периодической системы.

Тогда можно мысленно построить многоэлектронный атом, последовательно помещая на эти орбитали по одному электрону, причем процесс заселения следует начинать с наиболее низких по энергии орбиталей.

Никакие два электрона в одном и том же атоме не могут находиться в одинаковом квантовом состоянии.

Оно означает, что никакие два электрона в одном атоме не могут характеризоваться одинаковым набором значений всех четырех квантовых чисел п, I, т и s.

Когда на одной орбитали находятся два электрона со спинами + J/2 и —1/2, говорят, что их спины спарены.

Орбитали заполняются электронами в порядке возрастания энергии.

На s-орбитали может находиться максимально два электрона.

На трех р-орбиталях в совокупности может размещаться до 6 электронов, на пяти d-орбиталях-до 10 электронов, а на семи /-орбиталях-до 14 электронов.

При заселении орбиталей с одинаковой энергией (например, пяти З^-орбиталей) электроны в первую очередь расселяются поодиночке на вакантных орбиталях, после чего начинается заселение орбиталей вторыми электронами.

Это происходит в соответствии с правилом Гунда, согласно которому на орбиталях с одинаковой энергией электроны остаются по возможности неспаренными.

Два электрона, один из которых находится на р^-орбитали, а другой на р^-орбитали, имеют возможность находиться на большем расстоянии друг от друга, чем два электрона, спа- • ренные на одной рх-орбитали (см.

Следствием правила Гунда является особая устойчивость полузаполненного набора орбиталей (полного набора всех орбиталей с одинаковой энергией, на каждой из которых находится по одному электрону).

При заселении набора из пяти d-орбиталей шестым электроном он вынужден спариваться с другим электроном, уже находящимся на какой-либо из орбиталей.

Взаимное отталкивание отрицательно заряженных электронов приводит к тому, что для удаления (ионизации) этого шестого электрона требуется меньшая энергия, чем для удаления одного из пяти электронов из полузаполненного набора пяти d-орбиталей.

По аналогичной причине четвертый электрон, заселяющий набор из трех р-орбиталей, удерживается в атоме менее прочно, чем третий электрон.

В атоме водорода орбитали 3s, Зр и 3d имеют одинаковую энергию, но отличаются по степени приближения электрона к ядру (рис.

Электроны с неболь

Ядро г, атомные единицы Элины шим главным квантовым числом двигаются на более близких расстояниях от ядра и вследствие эт^го частично экранируют электростатическое притяжение к ядру электронов с большими значениями главного квантового числа.

от ядра, оказывается меньше истинного заряда ядра + 3 и равен результирующему заряду + 1, образуемому ядром и двумя ls-электронами.

По аналогичной причине в атоме натрия единственный электрон с п = 3 испытывает действие результирующего заряда, приблизительно равного +1, а не действие полного заряда ядра + 11.

Если бы результирующий заряд ядра и электронов на заполненных внутренних орбиталях был сконцентрирован в той точке, где находится ядро, то 3s-, Зр- и Зс/-орбитали в многоэлектронных атомах тоже имели бы одинаковые энергии.

Но экранирующие электроны занимают значительный объем пространства.

Результирующее притяжение к ядру, испытываемое электроном с главным квантовым числом 3, зависит от того, насколько он приближается к ядру и проникает ли при этом сквозь облака внутренних экранирующих электронов.

В атоме водорода электрон на орбите с п = 2 имеет максимум плотности вероятности приблизительно при г = 4 ат.

В многоэлектронных атомах электрон на Зз-орбитали более устойчив, чем на Зр- или З^-Орбиталях, потому что он обладает большей вероятностью проникать под орбитали электронов с п = 2, где он испытывает более сильное притяжение к ядру.

1-8, а затем пропустить через расплавленную соль электрический ток, на электродах начнут протекать химические реакции: ионы натрия будут мигрировать к катоду (где электроны поступают в расплав) и восстанавливаться там до металлического натрия

На каждом уровне указаны символы элементов, в которых появляются новые электроны на соответствующем уровне.

нения 6s- и 7л-орбиталей у лантана и актиния следующий электрон поступает на d-орбиталь, а не на /-орбиталь.

Выяснение электронного строения атомов всех элементов периодической системы облегчается мысленным процессом последовательного заселения электронами водородоподобных орбиталей в порядке повышения их энергии и одновременного увеличения заряда ядра на единицу с каждым добавляемым электроном.

Хлорид-ионы мигрируют в другом направлении - в сторону анода, отдают ему свои избыточные электроны и окисляются до газообразного хлора

Первой энергией ионизации* (ЭИ^ атома называется энергия, необходимая для удаления из атома одного электрона, т.

Атом водорода Н имеет всего один электрон, который в основном состоянии должен занимать ls-орбиталь.

Не, второй электрон тоже может находиться на ls-орбитали.

если его спин будет спарен со спином первого электрона.

Несмотря на электрон-электронное отталкивание, этот электрон оказывается более стабильным на ls-орбитали, чем если бы он находился на 2в-орбита-ли; поэтому электронная конфигурация гелия имеет вид b 2s 2p

Электроны '

Если не принимать во внимание электрон-электронное отталкивание, каждый электрон должен испытывать притяжение ядра с полным зарядом + 2, и тогда первую энергию ионизации можно вычислить по формуле для одноэлек* В научной литературе также часто используется термин потенциал ионизации (ПИ),-Прим.

Таблица 9-1 Первая энергия ионизации (ЭЙ), сродство к электрону (СЭ) и электроотрицательность (/) атомов в периодической системе3 эй СЭ X эй СЭ X эй СЭ 1 н 1310 + 67,4 2,20 3 Li 519 + 77,0 0,98 11 Na 498 + 117,2 4 Be 900 - 18,4 1,57 12 Mg 736 0 5 В 799 + 31,8 2,04 13 Al 577 + 50,2 6 С 1088 + 119,7 2,55 14 Si 787 + 138,1 7 N 1406 + 4,6 3,04 15 P 1063 + 75,3 8 О 1314 + 141,8 3,44 16 S 1000 + 199,6 9 F 1682 + 349,4 3,98 17 Cl 1255 + 356,1 2 He 2372 -60,2 10 Ne 2080 -54,8 18 Ar 1519

Электроны

Хотя сильное притяжение ls-электрона к ядру Не с зарядом + 2 частично компенсируется электрон-электронным отталкиванием, 3Hj все же очень велика, и это показывает, насколько сильно связан каждый электрон в атоме Не.

Два электрона заполняют ls-орбиталь, а третий электрон в атоме Li вынужден, согласно принципу запрета Паули, занимать следующую по возрастанию энергии орбиталь, т.

В атоме бериллия, Be, четвертый электрон заполняет 25-орбиталь, а в атоме бора, В, пятый электрон должен занять следующую по возрастанию энергии 2р-орбиталь:

Первая энергия ионизации для В меньше, чем для Be, потому что самый внешний электрон бора находится на менее стабильной (энергетически более высокой) орбитали.

В атоме углерода, С, на двух из трех 2р-орбиталей находится по одному электрону.

Четвертый 2р-электрон в атоме кислорода, О, удерживается менее прочно, чем первые три, из-за отталкивания с другим электроном, спаренным с ним на 2р-ор-битали.

Общая закономерность, наблюдаемая во втором периоде периодической системы, заключается в том, что каждый новый электрон в атоме следующего элемента удерживается более прочно из-за увеличивающегося заряда ядра.

Поскольку остальные 2s- и 2р-электроны находятся приблизительно на таком же расстоянии от ядра, как и добавляемый электрон, он практически не экранируется ими от последовательно возрастающего положительного заряда ядра.

Заполненная оболочка из двух электронов с п = 1 часто обозначается символом К, а заполненная оболочка из восьми электронов с п — 2 обозначается символом L.

Она и не необходима, поскольку в химических реакциях принимают участие только внешние электроны атомов.

Эти внешние электроны, имеющие для химии столь важное значение, называются валентными электронами.

Роль валентных электронов атома

Сверху над колонками указан последний электрон, добавляемый в процессе мысленного построения атомов.

В группе ПА над Be помещен Не, поскольку во всех элементах этого семейства происходит окончательное заполнение s-орбитали вторым электроном.

обычно играют электроны на внешних 5- и р-орбиталях, расположенных за заполненными оболочками.

Например, в атоме Li два ls-электрона прочно удерживаются ядром с зарядом + 3.

Подобно двум электронам в атоме Не, они химически неактивны.

Каждый новый электрон оказывается связанным более прочно из-за увеличивающегося заряда ядра.

Самый внешний электрон в атоме каждого элемента третьего периода связан менее прочно, чем самый внешний электрон в атоме соответствующего элемента-аналога из предшествующего периода, потому что электроны с п = 3 находятся дальше от ядра, чем электроны с п = 2.

Вследствие этого первая энергия ионизации для элементов третьего периода (с валентными электронами на уровне п = 3) оказывается меньше, чем у соответствующих элементов второго периода (с и = 2).

Поэтому новые электроны в атомах калия, К, и кальция, Са, поступают на 45-орбиталь, а З^-орбитали начинают заселяться только с элемента скандия, Sc, и окончательно заполняются у цинка, Zn.

Если сокращенно обозначить неизменную конфигурацию внутренних электронов этих элементов как KL 3s23p6, то их валентная электронная конфигурация может быть записана так:

Электрон на 45-орбитали оказывается в среднем дальше от ядра, чем З^-электрон, но тем не менее 45-электрон более устойчив, потому что он имеет небольшую, но не пренебрежимо малую вероятность проникать к ядру на более близкое расстояние.

Для образования химической связи различие в энергии электронов на столь близко расположенных атомных уровнях не имеет такого большого значения, как различие в расстоянии электронов от их ядер.

-орбиталей начинается заселение электронами 4р-орбиталей; этот процесс ничем не нарушается и соответствует построению ряда типических элементов от галлия, Ga, с валентной структурой 3J'°4s24p1 до благородного газа криптона, Кг, с конфигурацией 3d104s'4p6.

Первая энергия ионизации, последовательно повышавшаяся при возрастании ядерного заряда в ряду переходных металлов, резко падает у Ga, где новый электрон поступает на менее устойчивую 4р-орбиталь.

Запоздалое заполнение с/-орбиталей (и /-орбиталей) обусловливает появление неодинаково длинных периодов в периодической системе: первый период содержит 2 элемента, второй включает 8 элементов, а третий тоже только 8, хотя мог бы содержать 18 элементов (на уровне с п = 3 размещается 18 электронов), затем следует четвертый период с 18 элементами, хотя он мог бы содержать 32 элемента (на уровне с п = 4 размещается 32 электрона).

Наиболее важным из них является то, что после Ва новый электрон у La поступает на 5^-орбиталь, а не на 4/-орбиталь.

Химические свойства внутренних переходных металлов от церия, Се, до лютеция, Lu, изменяются гораздо меньше, чем свойства переходных металлов, поскольку последовательно добавляемые электроны поступают на глубоко погруженные в общее атомное электронное облако 4/-орбитали.

У элементов гс-го периода сначала происходит заполнение s-орбита-лей, способных принять два электрона.

Сродство к электрону

Еще одним свойством атомов, которое сильно зависит от их орбитальной электронной конфигурации, является сродство к электрону (СЭ), представляющее собой изменение энергии, которым сопровождается присоединение электрона к изолированному атому с образованием отрицательного иона:

Если присоединение к атому электрона с образованием отрицательного иона сопровождается выделением энергии, СЭ имеет положительное значение.

(Известные значения сродства к электрону для некоторых элементов приведены в табл.

В каждом периоде стоящий у его конца галоген имеет самое большое сродство к электрону потому, что результирующий заряд ядра (с учетом влияния экранирующих электронов на более низких квантовых уровнях) для галогена оказывается больше, чем для любого другого элемента того же периода.

Благородные газы имеют отрицательное сродство к электрону, поскольку в каждом атоме благородного газа указанный выше процесс требует размещения дополнительного электрона на следующем более высоком незанятом квантовом уровне.

Таким образом, присоединяемый электрон оказывается не только значительно дальше от ядра, чем остальные электроны, но также в полной мере испытывает экранирующее действие всех имеющихся электронов.

Литий и натрий имеют умеренное сродство к электрону; сродство к электрону бериллия отрицательно, а у магния оно близко к нулю.

В атомах Be и Mg валентная s-орбиталь полностью заполнена и присоединяемый электрон должен заселять расположенную выше по энергии р-ор-биталь.

Азот и фосфор имеют небольшое сродство к электрону, потому что присоединяемый электрон должен спариваться в этих атомах с одним из электронов на полузаполненных р-орбитзлях.

Следовательно, положительный ион Cl+ имеет 16 электронов, у С1 17 электронов, а С1~ обладает 18 электронами.

У атома Р, таким образом, имеется полузаполненная Зр-оболочка, тогда как у атома S дополнительный электрон вынужден спариваться с одним из уже имеющихся на Зр-орбиталях электроном

После того как на полузаполненную оболочку начинают поступать новые электроны (после перехода от конфигурации р3 к р4), электрон-электронные отталкивания, связанные с добавлением пятого и шестого р-электронов в С1 и Аг, оказываются недостаточно сильными, чтобы преодолеть притяжение со стороны последовательно увеличивающегося положительного заряда ядра.

Решение а) При наличии у атома семи электронов его основному состоянию должна соответствовать конфигурация Is22s22p3.

г) Конфигурация основного состояния атома или иона с 12 электронами имеет вид Is22s22p63.

Сродство к электрону Si (138 кДж -моль ~') намного больше, чем у Р (75 кДж-моль ~ ').

Присоединение дополнительного электрона к атому Si дает ион Si" с полузаполненной Зр-оболочкой (Si ~ : 3s23p3); присоединение одного электрона к атому Р приводит к нарушению полузаполненной Зр-оболочки (Р": 3s23p4).

Ковалентная связь образуется между соединяющимися атомами, которые имеют валентные электроны с близкими или одинаковыми орбитальными энергиями.

Два электрона, имеющиеся в молекуле Н2, равномерно распределены на двух ls-орбиталях связанных между собой атомов водород?

Ионная связь образуется между атомами с очень сильно отличающимися энергиями ионизации и сродством к электрону.

При таких условиях один из двух атомов передает один или несколько валентных электронов своему партнеру.

Например, атом Na настолько отличается по свойствам от атома С1, что в NaCl атомы не в состоянии равномерно обобществлять между собой электроны.

Он с трудом отдает свой электрон, но зато весьма склонен приобретать дополнительный электрон.

При переходе от Н к Li происходит сильное возрастание эффективного атомного радиуса; согласно принципу Паули, третий электрон в атоме Li вынужден находиться на орбитали с большим главным квантовым числом, а именно на 2х-орбитали, имеющей намного больший эффективный радиус по сравнению с ls-орбиталью Н.

На 2s- и 2р-орбитали может быть последовательно добавлено еще семь электронов.

Несмотря на то что эти орбитали имеют приблизительно одинаковый радиус, добавляемые на них электроны неэффективно экранируют друг друга от возрастающего положительного заряда атомного ядра, и в результате происходят возрастание эффективного ядерного заряда и связанное с этим уменьшение атомного радиуса в ряду элементов от Li (Z = 3) до Ne (Z = 10).

После Ne новые электроны уже не могут размещаться на квантовом уровне с п = 2.

Поэтому одиннадцатый электрон должен попасть на уровень с п = 3, точнее на Зз-орбиталь.

В пределах одного периода валентные электроны сильнее притягиваются к ядру с возросшим положительным зарядом, поэтому атомные радиусы соответственно уменьшаются.

Для изоэлектронных (имеющих одинаковое число электронов) атомных и ионных частиц эффективные радиусы уменьшаются по мере возрастания заряда ядра (порядкового номера элемента), так как и в этом случае происходит последовательное увеличение притяжения электронов к ядру.

Поскольку ион Н+ сильнее притягивает к себе электрон (обладает большим сродством к электрону), чем ион Na+, ионы Н+ отнимают электроны у металлического натрия, в результате чего на аноде образуется Н2, а не Na, а ионы Na + остаются в растворе.

И какой атом в молекуле HF способен присваивать себе большую долю связывающих электронов, Н или F?

В отличие от этого ионы Си2 + имеют большее сродство к электрону, чем ионы Н +, поэтому анодным продуктом электролиза СиС12 является металлическая медь независимо от того, проводится ли электролиз в расплаве или в водном растворе (см.

) показал, что электроотрицательность можно связать с величиной, являющейся средним между сродством к электрону и энергией ионизации атома.

Электроотрицательность является мерой способности атома притягивать к себе электроны, обобществляемые при образовании связи с другим атомом.

Связывающие электроны в молекуле HF «оттягиваются» по направлению к атому F, вследствие того что его электроотрицательность больше.




Главный редактор проекта: Мавлютов Р.Р.
oglib@mail.ru