Предпосылки теории химического строения.

III. Строение атома.

 

 

Предпосылки теории химического строения.

 

Важным событием в химии был Международный конгресс химиков (1860, г.Карлсруэ), где были четко определены понятия об атоме, молекуле, атомном весе, молекулярном весе. До этого не было общепризнанных критериев для определения этих понятий, поэтому была путаница в написании формул веществ. А.М. Бутлеров считал самым существенным успехом химии за период с 1840 по 1880г. установление понятий об атоме и молекуле, что дало толчок развитию учения о валентности и позволило перейти к созданию теории химического строения.

Таким образом, теория химического строения возникла не на пустом месте. Объективными предпосылками ее появления явились: а). Введение в химию понятий о валентности и особенно, о четырехвалентности атома углерода, б). Введение понятия об углерод-углеродной связи. в). Выработка правильного представления об атомах и молекулах.

 

ЭЛЕМЕНТАРНЫЕ (фундаментальные) ЧАСТИЦЫ

 

Мельчайшие объекты материи, являющиеся составными элементами атомов вещества, или же объекты, преобразующиеся в эти элементы в процессе взаимодействия друг с другом.

лептоны — фермионы, которые имеют вид точечных частиц (т. е. не состоящих ни из чего) вплоть до масштабов порядка 10?18 м. Не участвуют в сильных взаимодействиях. Участие в электромагнитных взаимодействиях экспериментально наблюдалось только для заряженных лептонов (электроны, мюоны, тау-лептоны) и не наблюдалось для нейтрино. Известны 6 типов лептонов.

кварки — дробнозаряженные частицы, входящие в состав адронов. В свободном состоянии не наблюдались (для объяснения отсутствия таких наблюдений предложен механизм конфайнмента). Как и лептоны, делятся на 6 типов и считаются бесструктурными, однако, в отличие от лептонов, участвуют в сильном взаимодействии.

калибровочные бозоны — частицы, посредством обмена которыми осуществляются взаимодействия:

фотон — частица, переносящая электромагнитное взаимодействие;

восемь глюонов — частиц, переносящих сильное взаимодействие;

три промежуточных векторных бозона W+, W? и Z0, переносящие слабое взаимодействие;

гравитон — гипотетическая частица, переносящая гравитационное взаимодействие. Существование гравитонов, хотя пока не доказано экспериментально в связи со слабостью гравитационного взаимодействия, считается вполне вероятным; однако гравитон не входит в Стандартную модель элементарных частиц.

 

Открытие элементарных частиц.

 

Открытие элементарных часиц явилось закономерным результатом общих успехов в изучении строения вещества, достигнутых физикой в конце 19 в.Оно было подготовлено всесторонними исследованиями оптических спектров атомов,

изучением электрических явлений в жидкостях и газах,открытием

фотоэлектричества,рентгеновских лучей,естественной радиоактивности,свидетельствовавших о существовании сложной структуры материи.

Исторически первой открытой элементарной частицей был электрон — носитель отрицательного элементарного электрического заряда в атомах.В 1897 Дж. Дж. Томсон установил, что т. н. катодные лучи образованы потоком мельчайших частиц,которые были названы электронами. В 1911 Э. Резерфорд,

пропуская альфа-частицы от естественного радиоактивного источника через тонкие фольги различных веществ, выяснил, что положительный заряд в атомах сосредоточен в компактных образованиях — ядрах, а в 1919 обнаружил среди

частиц, выбитых из атомных ядер, протоны — частицы с единичным

положительным зарядом и массой, в 1840 раз превышающей массу электрона.Другая частица, входящая в состав ядра, — нейтрон — была открыта в 1932 Дж.

Чедвиком при исследованиях взаимодействия a-частиц с бериллием. Нейтрон

имеет массу, близкую к массе протона, но не обладает электрическим зарядом.

Открытием нейтрона завершилось выявление частиц — структурных элементов

атомов и их ядер.

Вывод о существовании частицы электромагнитного поля — фотона — берёт

своё начало с работы М. Планка (1900). Предположив, что энергия

электромагнитного излучения абсолютно чёрного тела квантованна, Планк

получил правильную формулу для спектра излучения. Развивая идею Планка, А.

Эйнштейн (1905) постулировал, что электромагнитное излучение (свет) в

действительности является потоком отдельных квантов (фотонов), и на этой

основе объяснил закономерности фотоэффекта. Прямые экспериментальные

доказательства существования фотона были даны Р. Милликеном (1912— 1915) и

А. Комптоном (1922).

Открытие нейтрино — частицы, почти не взаимодействующей с веществом,

ведёт своё начало от теоретической догадки В. Паули (1930), позволившей за

счёт предположения о рождении такой частицы устранить трудности с законом

сохранения энергии в процессах бета-распада радиоактивных ядер.

Экспериментально существование нейтрино было подтверждено лишь в 1953 (Ф.

Райнес и К Коуэн, США).

С 30-х и до начала 50-х гг. изучение элементарных частиц было тесно

связано с исследованием космических лучей. В 1932 в составе космических

лучей К. Андерсоном был обнаружен позитрон (е+) — частица с массой

электрона, но с положительным электрическим зарядом. Позитрон был первой

открытой античастицей. Существование е+ непосредственно вытекало из

релятивистской теории электрона, развитой П. Дираком (1928—31) незадолго до

обнаружения позитрона. В 1936 американские физики К. Андерсон и С.

Неддермейер обнаружили при исследовании осмических лучей мюоны (обоих

знаков электрического заряда) — частицы с массой примерно в 200 масс

электрона, а в остальном удивительно близкие по свойствам к е-, е+.

В 1947 также в космических лучах группой С. Пауэлла были открыты p+ и

p--мезоны с массой в 274 электронные массы, играющие важную роль во

взаимодействии протонов с нейтронами в ядрах. Существование подобных частиц

было предположено Х. Юкавой в 1935.

Конец 40-х — начало 50-х гг. ознаменовались открытием большой группы

частиц с необычными свойствами, получивших название “странных”. Первые

частицы этой группы К+- и К--мезоны, L-, S+ -, S- -, X- -гипероны были

открыты в космических лучах, последующие открытия странных частиц были

сделаны на ускорителях — установках, создающих интенсивные потоки быстрых

протонов и электронов. При столкновении с веществом ускоренные протоны и

электроны рождают новые элементарные частицы, которые и становятся

предметом изучения.

С начала 50-х гг. ускорители превратились в основной инструмент для

исследования элементарных частиц. В 70-х гг. энергии частиц, разогнанных на

ускорителях, составили десятки и сотни млрд. электронвольт (Гэв).

Стремление к увеличению энергий частиц обусловлено тем, что высокие энергии

открывают возможность изучения строения материи на тем меньших расстояниях,

чем выше энергия сталкивающихся частиц. Ускорители существенно увеличили

темп получения новых данных и в короткий срок расширили и обогатили наше

знание свойств микромира. Применение ускорителей для изучения странных

частиц позволило более детально изучить их свойства, в частности

особенности их распада, и вскоре привело к важному открытию: выяснению

возможности изменения характеристик некоторых микропроцессов при операции

зеркального отражения — т. н. нарушению пространств, чётности (1956). Ввод

в строй протонных ускорителей с энергиями в миллиарды электронвольт

позволил открыть тяжёлые античастицы: антипротон (1955), антинейтрон

(1956), антисигма-гипероны (1960). В 1964 был открыт самый тяжёлый гиперон

W- (с массой около двух масс протона). В 1960-х гг. на ускорителях было

открыто большое число крайне неустойчивых (по сравнению с др. нестабильными

элементарными частицами) частиц, получивших название “резонансов”. Массы

большинства резонансов превышают массу протона. Первый из них D1 (1232) был

известен с 1953. Оказалось, что резонансы составляют основная часть

элементарных частиц.

В 1962 было выяснено, что существуют два разных нейтрино: электронное

и мюонное. В 1964 в распадах нейтральных К-мезонов было обнаружено

несохранение т. н. комбинированной чётности (введённой Ли Цзун-дао и Ян

Чжэнь-нином и независимо Л. Д. Ландау в 1956), означающее необходимость

пересмотра привычных взглядов на поведение физических процессов при

операции отражения времени.

В 1974 были обнаружены массивные (в 3—4 протонные массы) и в то же

время относительно устойчивые y-частицы, с временем жизни, необычно большим

для резонансов. Они оказались тесно связанными с новым семейством

элементарных частиц — “очарованных”, первые представители которого (D0, D+,

Lс) были открыты в 1976. В 1975 были получены первые сведения о

существовании тяжёлого аналога электрона и мюона (тяжёлого лептона t). В

1977 были открыты Ў-частицы с массой порядка десятка протонных масс.

 

СТРУКТУРА АТОМА

Атом (от др.-греч.?????? — неделимый) — частица вещества микроскопических размеров и массы, наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.

Атом состоит из атомного ядра и электронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом.

состав атомного ядра

Атомное ядро состоит из нуклонов — положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов, которые связаны между собой при помощи сильного взаимодействия. Протон и нейтрон обладают собственным моментом количества движения (спином) и связанным с ним магнитным моментом.

 

Изотопы и изобары.

 

Атомы элемента, имеющие один и тот же заряд ядра, но разные массы, называются изотопами. В настоящее время известны изотопы почти всех элементов. Например, водород имеет три изотопа: 1H1 - протий. 1H2 -дейтерий и 1H3 - тритий.

Существуют такие изотопы, у которых заряды разные, но одинаковые массы атомов. Атомы различных элементов с одинаковыми массами называются изобарами.

 

Квантовые числа.

-Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3...) и соответствует номеру периода. Из периодической системы для любого элемента по номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним.

 

Пример.

Элемент кадмий Cd расположен в пятом периоде, значит n = 5. В его атоме электроны раcпределены по пяти энергетическим уровням (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); внешним будет пятый уровень (n = 5).

 

-Орбитальное квантовое число (L) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l - подуровнем.

 

Для

 

l=0 s- подуровень, s- орбиталь - орбиталь сфера

 

l=1 p- подуровень, p- орбиталь - орбиталь гантель

 

l=2 d- подуровень, d- орбиталь - орбиталь сложной формы

 

f-подуровень, f-орбиталь - орбиталь еще более сложной формы

 

На первом энергетическом уровне (n = 1) орбитальное квантовое число l принимает единственное значение l = (n - 1) = 0. Форма обитали - сферическая; на первом энергетическом только один подуровень - 1s. Для второго энергетического уровня (n = 2) орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0, s- орбиталь - сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне; l = 1, p- орбиталь - гантель. Таким образом, на втором энергетическом уровне имеются два подуровня - 2s и 2p. Для третьего энергетического уровня (n = 3) орбитальное квантовое число l принимает три значения: l = 0, s- орбиталь - сфера большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 1, p- орбиталь - гантель большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 2, d- орбиталь сложной формы.

 

Таким образом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических подуровня - 3s, 3p и 3d.

 

-магнитное квантовое число (m) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -I до +I, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве.

 

Для s- орбитали (l = 0) такое положение одно и соответствует m = 0. Сфера не может иметь разные ориентации в пространстве.

 

Для p- орбитали (l = 1) - три равноценные ориентации в пространстве (2l + 1 = 3): m = -1, 0, +1.

 

Для d- орбитали (l = 2) - пять равноценных ориентаций в пространстве (2l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, +1, +2.

 

Таким образом, на s- подуровне - одна, на p- подуровне - три, на d- подуровне - пять, на f- подуровне - 7 орбиталей.

 

-Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и -1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения

 

План – алгоритм характеристики элемента по его положению в ПСХЭ Д. И. Менделеева

1. Название

2. Химический знак

3. Порядковый номер

4. Номер периода (большой 4-7 или малый 1-3)

5. Номер группы, подгруппа (главная «А» или побочная «Б»)

6. Состав атома: число электронов, число протонов, число нейтронов

Подсказка!

Число электронов = числу протонов = порядковому номеру;

Число нейтронов = атомная масса (Ar из таблицы Менделеева) – число протонов.

7. Вид элемента (s, p, d, f)

Подсказка!

s-элементы: это первые два элемента в 1-7 периодах;

 

p-элементы: последние шесть элементов1-6 периодов;

 

d-элементы: это элементы больших периодов (по 10 штук) между s- и p-элементами;

 

f-элементы: это элементы 6 и 7 периодов – лантаноиды и актиноиды, они вынесены вниз таблицы.

 

8. Схема строения атома (распределение электронов по энергоуровням), завершённость внешнего уровня

Подсказка! Для написания схемы нужно знать следующее:

Заряд ядра атома = порядковому номеру атома;

Число энергетических уровней определяют по номеру периода, в котором находится элемент;

У s- и p-элементов на последнем (внешнем) от ядра энергетическом уровне число электронов равно номеру группы, в которой находится элемент.

Например, Na+11)2)8)1=номеру группы;

У d- элементов на последнем уровне число электронов всегда равно 2 (исключения – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие на последнем уровне содержат 1 электрон).

 

Например, Ti+22)2)8)10)2; Cr++24)2)8)13)1 – исключение

 

Максимальное возможное число электронов на уровнях определяют по формуле N электронов = 2n2, где n – номер энерг.уровня.

 

Например, I уровень – 2 электрона, II – 8 электронов, III – 18 электронов, IV– 32 электрона и т.д.

 

9. Электронная и электронно-графическая формулы строения атома

Подсказка!

Для написания электронной формулы используйте шкалу энергий:

 

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s…

 

Помните! На s – орбитали максимум может быть 2 электрона, на p – 6, на d – 10, на f – 14 электронов.

Например, +11Na 1s22s22p63s1; +22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2

10. Металл или неметалл

Подсказка!

К неметаллам относятся: 2 s-элемента - водород и гелий и 20 p-элементов – бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон, кремний, фосфор, сера, хлор, аргон, мышьяк, селен, бром, криптон, теллур, йод, ксенон, астат и радон.

К металлам относятся: все d- и f-элементы, все s-элементы (исключения водород и гелий), некоторые p-элементы.

11. Высший оксид (только для s, p)

Подсказка!

Общая формула высшего оксида дана под группой химических элементов (R2O, RO и т.д.)

12. Летучее водородное соединение (только для s, p)

Подсказка!

Общая формула летучего водородного соединения дана под группой химических элементов (RH4, RH3 и т.д.) – только для элементов 4 -8 групп.

 

Структура периодической системы

 

Система элементов Менделеева Д.И. слагается из периодов и групп. Периодов в системе – семь, из них три – малых и четыре больших. Каждый период (кроме первого и последнего) включает в себя элементы, электронные структуры которых являются промежуточными между структурами двух последовательных инертных газов:

 

Не гелий(2) – Ne неон(2,8) – Ar аргон(2,8,8) – Kr криптон(2,8,18,8) – Xe ксенон(2,8,18,18,8) – Rn радон(2,8,18,32,18,8).

 

Из малых периодов первый содержит только водород и гелий, остальные два – по 8 элементов. Из больших периодов – четвертый и пятый – по 18, шестой – 32 и седьмой незаконченный.

 

Группы объединяют элементы по признаку химического сродства (сходства). Восьмая – инертные газы, а триады содержат только элементы больших периодов. Элементы малых периодов Менделеев называл «типическими». За «типическими» элементами в группах больших периодов следует две подгруппы элементов – основная и побочная.

 

Существенным недостатком обычного варианта периодической таблицы являлось то обстоятельство, что в нем не была выявлена связь между «типическими» элементами каждой группы и членами её левой и правой подгрупп. Так, например, в V группе Sb является аналогом As, Nb (ниобий) аналогом V (ванадия), а Р (фосфор) – аналогом N (азота). Оставалось неясным, в каком отношении к фосфору стоят V и As. При решении этого вопроса долгое время руководствовались отдельными свойствами элементов. Так, например, к V группе применяли наличие водородных соединений ЭН3, у P и As, но отсутствующую у ванадия. поэтому подгруппу As рассматривали как «главную», а подгруппу V(ванадия) как «побочную», т.к. она не проявляет свойств характерных для типических элементов. Отсюда было неясным само помещение подгруппы ванадия в пятую группу. То же самое было и в других группах. Многим поэтому хотелось перестроить таблицу, что и было предложено Вернером в 1905 г. (см. Некрасова стр.220). В форме периодической системы представленной Бором за основу строение электронных структур нейтральных атомов. Некрасов (стр.223). Эта система была весьма односторонней. Структура атомов может иметь определяющее значение лишь для свойств простых веществ и тех реакций, которые протекают с их участием.

 

Но для свойств сложных веществ и реакций между ними необходимо учитывать валентные состояния атомов.

 

Группы I, II, III включают элементы левой части всех периодов, группы V, VI, VII элементы правой части. Элементы, занимающие среднюю часть называются переходными элементами, занимающие левую часть и центр периодической таблицы являются металлами. Элементы, занимающие правую часть – неметаллы. Особенно металлические свойства выражены у элементов, расположенных в нижнем левом углу периодической системы, а неметаллические в верхнем правом углу периодической таблицы. Ту часть таблицы, которая отделяет металлы от неметаллов, занимают элементы с промежуточными свойствами, т.е. от верхней средней точки таблицы к нижнему правому углу. Эти элементы называются металлоидами (Бор, Si, Германий, As, Sb, Теллур и Полоний).

 

Так выглядит короткая форма периодической системы. Длиннопериодная форма таблицы впервые предложена Д.И.Менделеевым (1869) и в различных вариантах помещалась им в изданиях «Основ химии». Состоит она также из 7 периодов. Они содержат соответственно 2, 8, 8, 18, 18, 32 и 18 элементов. Начиная с 4го периода символы элементов, в атомах которых имеет место одиночный «проскок» электронов, подчеркнуты одной чертой. Это Cr, Cu, Nb, Mo, Ru (рутений), Rh (родий), Pt, Au, с двойным «проскоком» двумя чертами (Z=46. Это Pd[паладий]).

 

В системе 32 группы аналогов по вертикали. Каждая группа состоит из элементов, атомы которых имеют подобное строение электронных оболочек. Например, в группе (C – Si – Ge – Sn – Pb) атомы элементов на внешнем энергетическом уровне имеют s2p2 электроны. Подобные электронные структуры повторяются через определенные промежутки, а следовательно, повторяются и подобные химические свойства. На основе этого может быть дана новая формулировка закона:

 

периодическое изменение свойств элементов и их соединений зависит от периодически повторяющейся подобной структуры электронной оболочки их атомов.

 

Электронные аналоги являются химическими аналогами и обозначаются А и В.

 

Буквой А обозначены группы тех элементов, в атомах которых заполняются электронами s и p – подуровни внешнего слоя. Это s и p – элементы. Номер А группы совпадает с числом внешних электронов в атомах. Исключение составляют водород и гелий, имеющие 1 и 2 s – электрона, но по совокупности свойств они помещены в VIIA и VIIIA группы. номер группы совпадает также с валентностью элементов в возбужденном состоянии. (кроме F и O)

 

Группы d – элементов обозначены римскими цифрами с буквой В: IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB и IIB, кроме групп Co и Ni. Номер группы также совпадает с числом валентных электронов в возбужденном состоянии. Исключение составляют элементы группы IB для которых номер показывает число внешних электронов, а max их валентность = 3. (Cu, Ag, Au). Только у элементов группы IIB (Zn – Cd – Hg) валентность осуществляется за счет двух s – электронов внешнего уровня. У остальных групп валентность осуществляется не только внешними s – электронами, но и электронами внешнего d – подуровня. Например, Mn – max валентность = 7 за счет двух внешних s и пяти d – электронов 3d54s2. Лантаноиды и актиноиды находятся в длинной форме таблицы в одном периоде и не снесены вниз. Они объединены в одну группу по строению их электронных оболочек. Элементы s, p, d и f выделены различной штриховкой внизу таблицы.

3)

Энергия ионизации Е1 – минимальная энергия, которую требуется затратить на то, чтобы удалить данный электрон с атомной орбитали невозбужденного атома на бесконечно большое расстояние от ядра без сообщения ему кинетической энергии. Энергия ионизации соответствует следующему процессу: Э + ЕI > Э+ + е, где ЕI - кДж / моль. Энергия ионизации количественно характеризует способность атома удерживать электроны, что является важной характеристикой его химической активности. Энергии ионизации возрастает в периоде по мере увеличения порядкового номера элемента. Наименьшее ее значение имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периода. Наибольшее значение энергии ионизации характерно для инертных газов, находящихся в конце периода.

В группе элементов энергия ионизации уменьшается с повышением порядкового номера элемента. Это обусловлено увеличением размеров атомов и экранированием внешних электронов внутренними.

Сродство к электрону атома ЕА – энергия, которая выделяется (или затрачивается) при присоединении к нейтральному атому электрона с образованием отрицательного иона: Э + е > Э- + ЕА где ЕА - кДж / моль. Сродство к электрону считают положительным, если присоединение электрона сопровождается выделением энергии (ЕА> 0). Если для присоединения электрона нужно затратить энергию, то сродство к электрону считается отрицательным (ЕА<0). Сродство к электрону зависит от электронной структуры атома. Наибольшим сродством к электрону обладают элементы подгрупп 7А (галогены) у большинства металлов и благородных газов сродство к электрону невелико или даже отрицательно. Наименьшее значение сродства к электрону у атомов с заполненными и наполовину заполненными s и р-подуровнями. В подгруппах сверху вниз сродство к электрону атомов уменьшается, но не всегда монотонно. Вследствие экспериментальных трудностей значение сродства к электрону известны не для всех атомов.

4)

Электроотрицательность — химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны от атомов других элементов.

 

V. Химическая связь.

1) Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.

. Для описания природы непредельных соединений Л.Полинг вводит понятия сигма- и π-связей, гибридизации атомных орбиталей

 

Основные характеристики ковалентной связи:

1. Энергия химической связи (E_xc) – определяет прочность связи. Данная энергия необходима для превращения одного моля газообразного (молекулярного) вещества в отдельные газообразные атомы. Энергия ковалентной связи имеет порядок 10-1000 кДж/моль.
2. Длина химической связи (L_xc) – расстояние между ядрами химически связанных атомов. Чем короче длина химической связи, тем связь прочнее. Длина химической связи имеет порядок 0,1-0,3 нм.
3. Полярность химической связи – неравномерное распределение электронной плотности между атомами в молекуле из-за разной электроотрицательности. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями.
4. Поляризуемость – способность электронной плотности становится полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля – в частности поля других молекул, вступающих в реакцию.
5. Направленность – определенное направление химической связи, которое возникает в результате перекрывания электронных облаков. Направленность определяется строением молекулы.

 

2) Правило октета (октетная теория) — предложено Г. Н. Льюисом для объяснения причин образования ковалентных химических связей. Согласно этому правилу при образовании молекул атомы удовлетворяют свою потребность в достижении 8 электронной валентной оболочки, подобной электронной конфигурации благородных газов за счет попарного обобществления своих валентных электронов. По своей важности это фундаментальное открытие Льюиса стоит в одном ряду с такими открытиями, как Периодический закон элементов и теория строения органических соединений. Широко распространенное мнение, что правило октета выполняется лишь в ограниченном числе случаев также ошибочно, как и утверждение того, что Периодический закон элементов не имеет всеобщего характера. Все примеры «невыполнения» правила октетов можно подразделить на следующие три группы:

1. Сумма валентных электронов атомов, образующих молекулу, нечётна. Пример — молекула оксида азота NO.

В данном случае сумма валентных электронов атома азота (5) и кислорода (6) равна 11, поэтому в этой молекуле атом кислорода достигает восьмиэлектронной оболочки, а атом азота — нет. В данном случае изначально невозможно достижение обоими атомами восьмиэлектронной оболочки. Стремление атома азота заполнить свою электронную оболочку объясняет химическую реакционную способность этой молекулы.

2. Молекула образуется за счет трехцентровых связей, например KI₃. В этой молекуле анион иода связан с молекулой иода трехцентровой четырехэлектронной связью. Аналогичные трехцентровые, но двухэлектронные связи присутствуют в молекуле B₂H₆.

3. В образовании химических связей принимают участие d-орбитали. В этом случае правило октетов (в пределе, то есть в случае участия всех пяти d-орбиталей) преобразуется в правило 18-электронов. Поскольку в целом ряде случаев участие d-орбиталей в образовании химических связей у некоторых элементов остается спорным вопросом, возникает иллюзия невыполнения правила октетов. Классическими примерами выполнения правила 18-электронов являются молекулы Fe(CO)₅, Ni(CO)₄, Co₂(CО)₈, Fe(C₅H₅)₂ (ферроцен)и многие другие.

Таким образом, главным в правиле октетов Льюиса является не цифра 8 (или 18), а обобществление электронов как основа образования ковалентной химической связи, и приближение за счет этого к электронной конфигурации инертного газа — восьмиэлектронной или восемнадцатиэлектронной

 

3) основные типы химических связей

 

4)?

 

 

5)

Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

 

Sp-гибридизация

sp-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.

sp²-гибридизация

sp²-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей

sp³-гибридизация

sp³-гибридизация

Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

 

Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Степень окисления - (окислительное число), условный показатель, характеризующий заряд атома в соединениях.

 

3)задача

 

4)

На характер протекания окислительно – восстановительной реакции между одними и теми же веществами влияет среда. Так, например MnO^-₄

восстанавливается до

H⁺ Mn⁺² бесцветный раствор

MnO^-₄ H₂O MnO₂ бурый осадок

Фиолето-

вый

OH^- MnO₄^2- раствор зеленого цвета

Для создания кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды – растворы гидроксидов калия или натрия.

1) 2 KMn⁺⁷O₄ + 5Na₂S⁺⁴O₃ + 3H₂SO₄ = 2Mn⁺²SO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄+3H₂O

 

 

Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺² 2 Э_KMnO4= М\5=158\5=31,6 г\моль

S⁺⁴ -- 2e = S⁺⁶ 5

(метод электронного баланса)

5Na⁺NO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + 3H₂O + K₂SO₄

M nO^-₄ + 8H⁺ + 5e = Mn⁺² + 4H₂O 2

N O^-₂ + H₂O - 2e = NO^-₃ + 2H⁺ 5

2MnO^-₄ + 16H⁺ + 5NO^-₂ + 5H₂O = 2Mn⁺² + 8H₂O + 5 NO^-₃ + 10H⁺

6H⁺ 3H₂O

( метод полуреакций)

2) 2 KMn⁺⁷O₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2 Mn⁺⁴O₂ ↓ + 3 Na₂SO₄ + 2KOH

Mn⁺⁷ + 3e = Mn ⁺⁴ 2

М _ЭKMnO4 = M\3 = 158\3 = 52,7 г\моль

S⁺⁴ - 2e = S⁺⁶ 3

3) 2 KMn⁺⁷O₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂Mn⁺⁶O₄ + Na₂SO₄ + H₂O

 

Mn⁺⁷ + 2e = Mn⁺⁶ 2 М_{Э KMnO4} = M\1 = 158\1 = 158,0г\моль

 

S⁺⁴ -2e = S⁺⁶ 1

Эквивалент окислителя и эквивалент восстановителя – эточасть моля, которая отвечает соответственно одному присоединенному или отданному каждой молекулой электрону в данной реакции.

Для определения эквивалента (молярной массы эквивалента) окислителя надо молекулярную массу его разделить на число электронов, присоединенных одной молекулой, а эквивалента восстановителя - молекулярную массу разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя.

^ Эквивалент – безразмерная величина, а молярная масса эквивалента выражается в г/моль

Э = M / n

Эквивалент одного и того же окислителя в различных реакциях будет различным, он зависит от реакции, от числа присоединенных электронов.

 

5) Окислительно-восстановительная двойственность – это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует.

(Подробнее об окислителях, восстановителях, промежуточной степени окисления можно узнать в предыдущем разделе).

Например, окислительно-восстановительную двойственность проявляют все неметаллы (кроме фтора и кислорода), нитриты, сульфиты, некоторые сложные вещества:

+4 +3
SO₂, HNO₂

_{репркись водрода Н2О2}