Химия наука о веществах

Для полного описания его движения используются 4 квантового числа:
n = 1,2,3,... главное квантовое число и определяет общую энергию электрона.
L - орбитальное квантовое число, принимающее значения 0, 1, 2, ... , (n-1), характеризует форму орбитали,
ml - магнитное квантовое число описывает направление орбитали в пространстве и принимает значения 0, ±1, ±2,...,± L.
спиновое число, которое описывает собственный момент иможет принимать лишь два значения: ±1/2

Распределение электронов по орбиталям по 3 законам:
1) Принцип наименьшей энергии - в первую очередь электроны заполняют орбитали, имеющие наименьшую потенциальную энергию.
Порядок следования орбиталей по энергии определяется по правилам Клечковского :
1 правило Клечковского - меньшую энергию имеет та орбиталь, для которой меньше сумма (n+L);
2 правило Клечковского - если у двух орбиталей сумма (n+L) одинакова, то меньшую энергию имеет орбиталь с меньшим значением главного квантового числа) и составляет следующую последовательность
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f и т.д.
2) Принцип Паули - два электрона в одном атоме не могут иметь одинаковый набор из четырех квантовых чисел.
3) Правило Хунда – в пределах одного подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален.
Электронное строение атома записывается:
1. в электронной формуле указывается количество электронов на подуровнях атома: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6( Cl)
2) на энергетической диаграмме

Периодический закон (ПЗ) :
свойства элементов и их однотипных соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов
ПЗ был создан Д. И. Менделеевым на основе разработанной им в 1867 г. период. Системы (таблицы).
ПС позволяет определить электронное строение внешних уровней атомов элементов и тем самым сразу выявить особенности, определяющие их химические свойства, т. е. способность отдавать или присоединять электроны.
Способность атома отдавать и присоединять электроны также зависит от
его радиуса и характеризуется величинами энергии ионизации, энергии сродства к электрону,
а в составе молекулы — относительной электроотрицательностью атома.
Энергия сродства к электрону (Еcр) - это энергия присоединения электрона атомом элемента с образова­нием аниона: Э + е- →Э- (Еср, кДж/моль).

Основные характеристики атомов элементов.
Радиус атома. - в пикометр (пм): 1 пм == 10-12 м. В каждом периоде наибольшим радиусом обладает атом элемента, стоящий в начале периода, в периоде - уменьшаются вследствие увеличения сил взаимодействия электронов с ядром.
Относительной электроотрицательностью (ОЭО) атома элемента называют величину, характеризующую относительную способность атома элемента притягивать к себе общие электроны в молекуле.
Энергия ионизации (Еи) - это энергия отрыва электрона от атома элемента с образованием катиона:
Э - е- →Э+ (Еи, кДж/моль).
Еи, достигающее максимума для атомов благородных газов, обладающих энергетически выгодной конфигурацией ns2np6.

Химическая связь - это совокупность сил, связывающих атомы или молекулы друг с другом в новые устойчивые структуры.
. Энергия связи - энергия, выделяющаяся в процессе образования связи и характеризующая прочность этой связи (Есв, кДж/моль).
Химическая связь, осуществляемая за счет одной или нескольких электронных пар, сильно взаимодействующих с ядрами обоих соединяемых атомов, называется ковалентной связью (КС).
Для ковалентной связи характерно:
1) взаимодействие между двумя атомами, несильно отличающихся по электроотрицательности;
2) атомы обобществляют свои валентные электроны, путем образования общих электронных пар;
3) одна общая электронная пара между двумя атомами соответствует одной ковалентной связи;
4) при взаимодействии атомов, одинаковых по электроотрицательности, образуется неполярная ковалентная связь;
5) при взаимодействии атомов, различающихся по электроотрицательности, образуется полярная ковалентная связь;

К.с. может образоваться
по обменному механизму (каждый из атомов на одну связь предоставляет по одному электрону)
или
по донорно-акцепторному механизму (донор предоставляет электронную пару, а акцептор - пустую валентную орбиталь).
Для к.с. Характерны:
: кратность, насыщаемость, направленность, сопряжение, полярность и поляризуемость.
Кратность ковалентной связи характеризуется числом общих электронных пар между соединяемыми атомами.
Насыщаемость- каждый атом в соединении способен обра­зовывать определенное число ковалентных связей.
Направленность обусловлена тем, что атомные орбитали, участвующие в образо­вании молекулярных орбиталей, имеют различную форму и раз­ную ориентацию в пространстве и стремятся к максимальному перекрыванию.
Молекулярная орбиталъ, в которой максимальная электрон­ная плотность сосредоточена на прямой, соединяющей ядра атомов, называется δ-молекулярной орбиталью.
Молекулярная орбиталь, возникающая в результате бокового перекрывания р-орбиталей взаимодействующих атомов,, называется π -молекулярной орбиталью.
Л. Полинг предложил идею о гибридизации атомных орбиталей.
Гибридизацией называется гипотетический процесс смешения различного типа, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с возникновением того же числа новых (гибридных) орбиталей, одинаковых по энергии и форме.

Химическая связь, для которой характерно сильное взаимодействие общей электронной пары с ядром только одного из соединяемых атомов, что приводит к образованию противоположно заряженных ионов, электростатически притягивающихся друг к другу, называется ионной связью.
И. с. не обладает насыщаемостью, т.к. один катион может притягивать все соседние анионы.
И с. ненаправленна, электрическое поле зарядов имеет сферическую симметрию.

Металлическая связь.
Металлы имеют особую кристаллическую решетку, в узлах которой находятся как атомы, так и катионы металла, а между ними свободно перемещаются обобществленные электроны ("электронный газ"). Металлический тип взаимодействия является случаем предельной делокализации химической связи.
Особые свойства металлической связи (ненаправленность,
ненасыщаемость,
многоэлектронность
и многоцентровость) определяют ряд специфических физических свойств металлов и их сплавов: очень высокие значения тепло- и элекропроводности, большую пластичность, особые оптические свойства и т.д.

Водородная связь
может возникать между положительно поляризованным атомом водорода и отрицательно поляризованным атомом очень сильного неметалла (фтор, кислород, азот).
То, что подобное взаимодействие не обнаруживается у других атомов, обусловлено уникальными свойствами поляризованного атома водорода (малый размер, отсутствие внутренних электронных слоев).
Водородная связь (обозначена точками) может быть: а) межмолекулярной
Н ⎯ О⋅⋅⋅Н ⎯ О⋅⋅⋅ , H — F ...... H — F
Н Н
б) внутримолекулярной (между отдельными фрагментами молекулярной структуры).
Ряд важных физико-химических свойств молекулярных веществ определяется наличием в них водородных связей (температуры плавления и кипения, вязкость, плотность, растворимость).

Квантово-механическое описание химической связи.
Наибольшее распространение получили два способа - метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
Основные положения метода валентных связей (МВС):
1) в ходе химического взаимодействия атомы сохраняют свою физическую и химическую индивидуальность;
2) химическая связь рассматривается как возмущение, приводящее к понижению общей энергии взаимодействующих атомов при их сближении;
3) связь возникает при попарном перекрывании атомных орбиталей двух атомов;
4) связь обеспечивается наличием на перекрывшихся орбиталях пары электронов с антипараллельными спинами
5) атом может образовывать химические связи как в основном, так и в возбужденном валентном состоянии;
6) в возбужденное валентное состояние атом может перейти путем промотирования (переброса) валентных электронов с одних орбиталей на другие, если при этом:
а) увеличивается количество неспаренных электронов в атоме,
б) энергия, выделившаяся при образовании дополнительных связей
компенсирует энергию, затраченную на промотирование;
7) валентные орбитали при перекрывании могут подвергаться гибридизации,

Метод молекулярных орбиталей (ММО) предполагает, что при образовании химической связи:
а) атомы полностью утрачивают свою химическую индивидуальность.
б) электроны распределены по молекулярным орбиталям. Число МО на диаграмме равно числу исходных АО. МО могут быть 2 типов:
1) связывающие МО (СМО) характеризуются тем, что удаление с них электронов приводит к ослаблению химической связи в частице;
2) разрыхляющие МО (РМО) - удаление с них электронов приводит к увеличению энергии химической связи;
Электроны заполняют МО по тем же законам, что и АО в атомах:
а) принцип наименьшей энергии,
б) принцип Паули,
в) правило Хунда.
Критерием возможности существования химической частицы является порядок связи (ПС):
ПС = (Nсв - Nразр)/n ,
Если ПС > 0, то данная частица может существовать. Если ПС = 0 или ПС < 0, то такая частица существовать не может

Диаграмма для молекулы Н2

По энергии рост :σ2S < σ2S * < σpx <π pz= π pу < π pу * = π pу * < σpx *
E
2p3
2s2
2s2
2p3
σ
σ*
σ
σ*
π
π
π*
π*
N 1s22s22p3

E
2p3
2s2
2s2
2p3
σ
σ*
σ
σ*
π
π
π*
π*
O 1s22s22p4