Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АрхитектураБиологияГеографияДругоеИностранные языки
ИнформатикаИсторияКультураЛитератураМатематика
МедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогика
ПолитикаПравоПрограммированиеПсихологияРелигия
СоциологияСпортСтроительствоФизикаФилософия
ФинансыХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника

Принцип Паули

Гибридизация атомных орбиталей. Геометрическая форма частиц | Энергетика химических процессов. | Частные случаи первого закона термодинамики для изопроцессов- | Следствия из закона Гесса | Химическая кинетика и химическое равновесие. | Зависимость константы равновесия от температуры | Растворы. | Степень диссоциации. Константа диссоциации. | Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН и PoH. |


Читайте также:
  1. I. Примеры неподлинных или устаревших принципов пространства
  2. II. Основные принципы
  3. III. Определите принцип построения рядов
  4. III. Принцип безопасности коммуникаций британской мировой империи
  5. А я буду все равно слать вам сов!- усмехнулся Джеймс, понимая, что спор с деканом уже пошел на принцип.
  6. Антропный принцип
  7. Аппарат (механизм) Г-ва. Принципы организации и деятельности аппарата Г-ва

Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами (n, l, ml, ms).

Правило (Гунда) определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спиновогоквантового числаэлектронов данного подслоя должно быть максимальным.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон.

Правило Клечковского - эмпирическое правило, описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах.

Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением .

При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа и побочного (орбитального) квантового числа , т.е. , имеет меньшее значение.

2-5) Правило Клечковского имеет исключения. В отдельных случаях электроны, не закончив полное заселение s -атомных орбиталей, могут появиться на d -орбиталях или вместо 4 f -атомных орбиталей заселять 5 d -орбитали.

Например, у хрома и молибдена (VIБ-группа) на 4 s - и 5 s -атомных орбиталях, соответственно, имеется только по одному электрону, а остальные пять заполняют 3 d - и 4 d -атомные орбитали, так как наполовину заполненные d -подуровни имеют высокую устойчивость, и электронная конфигурация (n −1) d 5 ns 1 оказывается для атомов хрома и молибдена более выгодной, чем (n−1) d 4 ns 2.

Особо устойчив также целиком заполненный d -подуровень, поэтому электронной конфигурации валентных электронов атомов меди, серебра и золота (IБ-группа) (n −1) d 10 ns 1 будет соответствовать более низкая энергия, чем (n −1) d 9 ns 2.

Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.

В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

Современная периодическая система включает 109 химических элементов. В периодической системе существуют горизонтальные и вертикальные ряды химических элементов.

Период – это горизонтальный ряд химических элементов, расположенные в порядке возрастания заряда атомного ядра. Всего существует семь периодов. Различают малые и большие периоды химических элементов.

Малые периоды содержат один ряд химических элементов.

Большие периоды содержат по два ряда химических элементов.

Каждый период начинается со щелочного металла и заканчивается инертным газом. Группа – вертикальные ряды, химические элементы в которых имеют одинаковое количества электронов на внешнем энергетическом уровне.

Нахождение элемента в подгруппе определяется сходством конфигурации внешнего энергетического уровня. От порядка заполнения атомных орбиталей все элементы делятся на s,p,d и f семейства.

S и P химические элементы располагаются в главных подгруппах.

D элементы располагаются в побочных подгруппах.

F элементы – это химические элементы относящиеся к семейству актиноидов и лантаноидов а также побочной подгруппы третьей группы.

 

 

2-6) Энергия ионизации (мера проявления металлических свойств) — это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома.

(Ca0—>Ca2+ + 2е- - дельта Н).

Чем больше электронов на внешнем электронном слое, тем больше энергия ионизации. С увеличением радиуса атома энергия ионизации уменьшается. Этим объясняется уменьшение металлических свойств в периодах слева направо и увеличение металлических свойств в группах сверху вниз. Цезий (Cs) — самый активный металл.

Энергия сродства к электрону - энергия, которая выделяется в результате присоединения электрона к атому (Сl0 + 1е- —> Сl- + дельта Н. С увеличением числа электронов на внешнем электронном слое энергия сродства к электрону увеличивается, а с увеличением радиуса атома — уменьшается. Этим объясняются увеличение неметаллических свойств в периодах слева направо и уменьшение неметаллических свойств в главных подгруппах сверху вниз.

Под электоотрицательностью (ЭО) понимают относительную способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами. Электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации химических связей.

Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома носит периодический характер. С увеличением заряда ядра атома в периодах проявляется тенденция к уменьшению размеров атома. Это объясняют увеличивающимся притяжением электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания его заряда. В пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются. Потеря электронов атомом приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов - к увеличению.

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра.

 

3-1)Химическая связь и строение молекул.

Химической связью называют взаимодействие, удерживающее атомы в молекулах и обуславливающее стабильность молекул в определенных условиях.

Основные характеристики химической связи:

Энергия связи (ЕСВ) – минимальная энергия, необходимая для разрушения связи.

Измеряется в электрон-вольтах (эВ) для одной связи или в кДж/моль для одного моля связей. Энергия связи является характеристикой прочности связи – чем выше энергия связи, тем прочнее связь.

Длина связи (LСВ) – расстояние между ядрами связанных атомов. Измеряется в нанометрах (нм). Чем короче связь, тем она, как правило, прочнее.

Насыщаемость связи – если атом образует конечное число связей с другими атомами (обычно не более 8) – связь насыщаема, если бесконечно большое (больше 1000) – не насыщаема.

Направленность связи – если в пространстве существуют определенные направления, вдоль которых распространяется действие связи, то связь направлена, если таких направлений нет – то не направлена.

Энергия и длина связи характерны для любой химической связи, насыщаемость и направленность зависят от вида связи.

 

3-2) Ковалентная связь — химическая связь, образованная перекрытием пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.

Характерные свойства ковалентной связи – направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость – определяют химические и физические свойства органических соединений.

Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.

Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяют реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.


Дата добавления: 2015-10-02; просмотров: 80 | Нарушение авторских прав


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Основные законы химии.| Способы образования ковалентной химической связи

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.009 сек.)