Правило минимальной энергии

admin

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Принцип минимальной энергии

Распределение электронов в атоме, находящемся в основном состоянии (его электронная конфигурация), определяется зарядом ядра. При этом электроны размещаются согласно принципу минимальной энергии [c.38]

Принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии. В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от [c.25]

Строение атома и периодический закон Д. И. Менделеева. Основные этапы развития представлений о строении атома. Модель строения атома Резерфорда. Постулаты Бора. Корпускулярно-волновая природа электрона. Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа. Атомные орбитали. Заполнение уровней, подуровней и орбиталей электронами принцип минимальной энергии, принцип Паули, правило Хунда. Правила Клечковского. Электронные формулы элементов 1-1У периодов. Строение атомных ядер. Изотопы. Изобары. Ядерные реакции. Современная формулировка периодического закона. Периодическая система элементов в свете строения атома. Периоды, группы, подгруппы. 8-, р-, d- и -элементы. Периодичность свойств химических элементов. [c.4]

С зарядом ядра, равным 19. Согласно принципу Паули, в третьей подоболоч-ке М может расположиться не более 10 электронов. Однако по спектральным данным последний электрон, добавляемый при образовании атома калия, является не /-электроном, а х-электроном. Поэтому мы сталкиваемся с тем положением, что здесь определяющим фактором является принцип минимальности энергии. Для структуры аргона (1х 2/) Зр ) с избыточным зарядом ядра 45-электроны удерживаются более прочно, чем Зс -электроны. Третья подоболочка М заполняется, только начиная со скандия (2=21). Эта оболочка не совсем правильно заполняется электронами по мере продвижения в ряду элементов. Она окончательно заполнена только у меди (2=29). [c.229]

Заполнение молекулярных уровней энергии электронами подчиняется тем же законам, что и заполнение атомных уровней принцип минимальной энергии, принцип Паули, правило Гунда. В соответствии с указанными правилами 2 электрона молекулы водорода находятся на нижнем или основном энергетическом уровне. Их спиновые числа отличаются по знаку. [c.184]

Заполнение электронных оболочек происходит в соотвегствии с принципом минимальной энергии. Согласно этому принципу заполнение орбиталей, изображенных на схеме 1, происходит в порядке снизу вверх. [c.47]

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают принцип минимальной энергии, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского. [c.25]

В табл 3 2 приведены значения квантовых чисел для различных состояний электрона, а также указано максимальное число электронов, которое может находиться на том или ином энергетическом уровне и подуровне в атоме Распределение электронов в атоме, находящемся в основном состоянии (его электронная конфигурация), определяется зарядом ядра При этом электроны размещаются согласно принципу минимальной энергии [c.38]

На возможные способы вращения электронов по орбитам накладываются два важных ограничения принцип минимальной энергии и принцип П а у л и. Первый принцип утверждает, что электроны стремятся занять орбиту с наименьшей энергией, т. е. по возможности ближайшую к ядру. [c.37]

При поглощении энергии в соответствии с формулой Планка (4.1) один или несколько электронов атома могут перейти на более высокие энергетические уровни. Такой атом называется возбужденным. В возбужденном атоме электроны занимают новые квантовые ячейки, уже не подчиняясь принципу минимальной энергии. Соответственно изменяются энергетические диаграммы и электронные формулы. Для примера на рис. 4.10 изображен переход атома углерода из основного состояния С— 8 2з 2р в возбужденное С —15 25 2р . [c.153]

Существенно, что главному уровню с п = 3, помимо 3 — и Зр-подуровней. отвечают З -подуровни и соответствующие -орбитали ч>зг с орбитальным числом 1 = 2. Однако, как следует из обшей энергетической диаграммы (рис. 4.13), З -подуровень характеризуется большей энергией, чем 4х-подуроЬень. Поэтому в соответствии с принципом минимальной энергии сперва заполняется 4 -под-уровень и начинается четвертый период элементов. [c.158]

Смотреть страницы где упоминается термин Принцип минимальной энергии: [c.107] [c.107] [c.148] Общая химия в формулах, определениях, схемах (1996) — [ c.38 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) — [ c.38 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1985) — [ c.38 ]

chem21.info

Хунда правило

ХУНДА ПРАВИЛО, устанавливает взаимное расположе-пие атомных уровней энергии с одинаковой электронной конфигурацией, по раэл. значениями полного орбитального [c.671]

ХУНДА ПРАВИЛО, устанавливает взаимное расположение атомных уровней энергия с одинаковой электронной конфигурацией, но разл. значениями полного орбитального [c.671]

Хунда правило — атомные орбитали, принадлежащие одному подуровню, заполняются каждая вначале одним электроном, а затем происходит их заполнение вторыми электронами. [c.345]

Показано, что на трех d-орбиталях находятся три электрона, и в соответствии с первым правилом Хунда (правило о максимальном числе неспаренных электронов) их спины параллельны. Отсюда следует, что за счет трех неспаренных электронов это соединение должно быть парамагнитным, что, конечно, совершенно верно. [c.108]

Использование К. в. м. определяется той ролью, к-рую играет электронная корреляция в мол. процессах. Учет корреляции необходим при описании дисперсионного взаимодействия, изменения фотоэлектронных и Оже-спектров при изменении структурных фрагментов молекулы. Во мн. хим. р-циях, в т. ч. каталитических, волновые ф-ции переходных состояний имеют существенно многоконфигурац. характер то же относится к возбужденным состояниям молекул. С электронной корреляцией связывают нарушения Хунда правил, изменение порядка заполнения одноэлектронных уровней в атомах переходных элементов. [c.457]

Первое правило Хунда — правило максимальной мультиплетности основным состоянием атома будет то, которое имеет наибольшее значение 5 (в случае углерода — состояние зр). [c.619]

ХУНДА ПРАВИЛА, приближенные правила, определяющие относит, расположение энергетич. уровней атома. Получены Ф. Хувдом в 1927 в результате анализа атомных спектров. [c.324]

П. Хунда. Правило, устанавливающее, что для данной электронной конфигурации атома или молекулы наименьшей энергией будет обладать состояние с максимальной мульти-плетн остью. [c.345]

Смотреть страницы где упоминается термин Хунда правило: [c.1211] [c.148] Учебник общей химии (1981) — [ c.177 ]

Общая и неорганическая химия Изд.3 (1998) — [ c.29 ]

Симметрия глазами химика (1989) — [ c.260 ]

Биохимия природных пигментов (1986) — [ c.23 ]

Органическая химия (1979) — [ c.55 ]

Химия Краткий словарь (2002) — [ c.345 ]

Справочник Химия изд.2 (2000) — [ c.97 ]

Химия координационных соединений (1966) — [ c.38 , c.53 , c.68 ]

Курс органической химии (1979) — [ c.38 ]

Общая и неорганическая химия (1994) — [ c.32 , c.133 ]

Общая и неорганическая химия (1981) — [ c.23 ]

Валентность и строение молекул (1979) — [ c.54 ]

Органические аналитические реагенты (1967) — [ c.25 ]

Механизмы неорганических реакций — Изучение комплексов металлов в растворе (1971) — [ c.54 ]

Курс органической химии (0) — [ c.49 ]

Физическая химия Издание 2 1967 (1967) — [ c.56 ]

Физическая химия Издание 2 1979 (1979) — [ c.165 ]

Правило минимальной энергии

Урок 4. Электронные конфигурации атомов химических элементов и графическое изображение электронных конфигураций атомов

Цели урока: научить составлять электронные формулы атомов химических элементов и их графические конфигурации на основании правил и принципов дополнения электронных оболочек атомов: закрепить знание электронной классификации элементов: s -, р-, d -, f -семейство.

Основные понятия; электронная формула, графическая конфигурация электронной формулы, спаренные и неспаренные электроны, принцип Паули, правило Хунда (Гунда), правило Клечковского, формула распределения, формула заполнения; симметрия атома.

Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева; таблицы электронного строения атомов химических элементов.

I. Организационный момент

Постановка целей и задач урока.

II. Проверка правильности выполнения домашнего задания

Учащимся необходимо было дать характеристику элементов № 3, 16, 5, 14, 2.

Характеристику элементов учащиеся объясняют с места (проговаривая).

1) Элемент № 3. Литий, заряд ядра +3, электронов в атоме 3, n = 2, в атоме два энергетических уровня: n = 1, первый энергетический уровень;

l = 0; один подуровень; s — подуровень;

1 s ; 1

n = 2, второй энергетический уровень l = 0,1; l = 0, s — подуровень; ml = 0, одна орбиталь 1 s ; 1

l = 1; р — подуровень, ml = +1, 0, -1; три орбитали.

форма объемных восьмерок.

Элемент № 16. Сера, заряд ядра атома +16, в атоме 16 ē.

n = 3, в атоме три энергетических уровня:

n = 1, первый энергетический уровень;

ml = 0 — одна орбиталь, сферическая.

1 s ; 1

n = 2, второй энергетический уровень;

l = 0,1; два подуровня;

l = 0 — s -подуровень;

ml = 0 — одна сферическая орбиталь.

2 s ; 2

l = 1; p — подуровень;

ml = +1, 0, -1; три орбитали, объемные восьмерки.

2 p ; 2

n = 3, третий энергетический уровень:

l = 0, 1, 2 — три подуровня;

l = 0; s -подуровень;

ml = 0, одна орбиталь, сферическая.

3 s ; 3

l = 1, p -подуровень;

ml = +4, 0, -1; три орбитали; объемные восьмерки.

3р; 3

l = 2, d -подуровень;

ml = +2, +1, 0, -1, -2 — пять орбиталей более сложной формы.

3d; 3

Можно записать и так:

Характеристику элементов № 5. № 14 учащиеся выполняют у доски (записывают кратко). Учащиеся класса обсуждают ответы на вопросы § 2.

Электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра.

Электронное облако — объем пространства относительно ядра, в котором сосредоточена вся масса и весь заряд е — .

Орбиталь — атомная орбиталь, объем пространства вокруг ядра, в котором сосредоточено около 90% электронной плотности.

2 s -орбиталь имеет большой радиус по сравнению с 1 s , а чем больше радиус АО, тем больше энергия: EAO 1 s — (электронов), у которых все четыре квантовых числа охарактеризованы одинаковыми значениями. Хотя бы одним значением квантового числа электроны должны отличаться. Из этого принципа следует следствие: в одной АО могут находиться не более двух электронов, охарактеризованных различными значениями спинового квантового числа.

Пример: Дана электронная формула атома химического элемента.

1 s 2 ; n = 1; l = 0 один подуровень, s ;

ml = 0 одна орбиталь, сфера;

электроны заполняют s -проуровень АО; записывается графическая конфигурация электронной формулы.

Орбиталь рисуем ячейкой, электрон — вектором.

— по принципу Паули.

вопреки принципу Паули.

Правило Хунда (Гунда). При распределении электронов в подуровнях р-, d -, f — следует помнить, что суммарный спин был максимальным.

2 p 3 -подуровень

Следствие из правила Хунда.

Электроны сначала по одному занимают все АО, а потом идут на спаривание.

— неспаренные электроны (по одному на АО).

— спаренные электроны (по два на АО)

— одна пара спаренных е — и два неспаренных е — .

Однако в атоме имеются АО с одинаковым запасом энергии, но расположенные на различных энергетических уровнях. Как их заполнять? Нам необходимо учитывать тот же принцип минимальной энергии.

Применяем правило Клечковского (1861 г.): вначале записывается та АО, тот подуровень, тот энергетический уровень, где сумма квантовых чисел n + l будет меньше в случае равных значений n + l , тот уровень, где n — меньше.

Пример: Элемент К расположен в IV периоде, открывает его. Однако в третьем периоде был только завершен подуровень р у А r .

Что вначале будет заполняться?

3d: сумма n + l = 3 + 2 = 5.

4 s : сумма n + l = 4 + 0 = 4.

4 — — два электрона.

электронная формула 1 s 2 .

графическое изображение: спаренные электроны.

У элементов второго периода согласно принципу минимальной энергии вначале заполнится первый энергетический уровень, а затем будет заполняться по принципу минимальной энергии, принципу Паули, правилу Хунда — второй энергетический уровень.

a) Li — литий ; +3; 3 е — .

б) С — углерод; +6; 6е — ; n = 2; 1s 2 2 s 2 2p 2 .

Далее учащиеся работают с табл. 2 учебника на с. 16—17 и делают выводы о незавершенном и завершенном энергетическом уровне.

У атома неона Ne : +10; 10е — ; 1 s 2 2 s 2 2р 6 .

На втором энергетическом уровне максимальное количество е —

Энергетический уровень завершен.

Элементы, у которых заполняется s -подуровень, называются s -элементами, p -подуровень — p -элементами.

У элементов третьего периода в атоме три энергетических уровня. Первый и второй энергетические уровни заполнены.

1 s 2 2 s 2 2 p 6 — это структура неона Ne , а на третьем энергетическом уровне открываются три подуровня 3 s 3 p 3 d , т.к. при n = 3, l = 0, 1, 2.

От натрия до магния заполняется 3 s до 3 s 2 . Это s -элементы. От алюминия до аргона заполняется 3р до 3р 6 — это p -элементы. Третий период заканчивается аргоном 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 , у которого внешний энергетический уровень имеет октет электронов, он устойчивый.

Элемент четвертого периода в атоме имеет четыре энергетических уровня, т. к. n = 4.

Согласно правилу Клечковского у К и Са заполняется 4 s до 4 s 2 — это s -элементы. Далее, начиная со Sc и заканчивая Zn , согласно тому же правилу Клечковского будет заполняться 3 d до 3d 10 (цинк) — это будут d -элементы. Четвертый период заканчивается р-элементами, начиная с галия и заканчивая криптоном, у которого на четвертом энергетическом уровне так же, как и у неона, аргона, — октет электронов, устойчивый энергетический уровень.

У элементов пятого периода идет заполнение 5 s → 4 d → 5р, шестого периода 6 s → 5 d 1 → 4 f → 5 d 10 → 6р.

4 f — это лантаноиды;

f -элементы седьмого периода — 7 s → 6 d 1 → 5 f → 6 d 10 → 7 p .

5 f — это актиноиды, f -элементы.

Таким образом, в зависимости от того, какой заполняется подуровень ( s -, р-, d -, f -), элементы делятся на семейства: s -элементы, р-элементы, d -элементы, f -элементы; s — и р-элементы располагаются в главных подгруппах:

s -элементы — в главных подгруппах I, И групп;

р-элементы — в главных подгруппах III —VIII групп;

d -элементы располагаются в побочных подгруппах;

f -элементы — это два семейства — лантаноиды и актиноиды.

Следует помнить, что для правильного дополнения АО необходимо применять принцип минимальной энергии, принципы Паули и Хунда, правило Клечковского.

Однако есть некоторые исключения для 10 элементов: С u , Ag , Au , Cr , Md , Nb , Ru , Rh , Pd , Pt . В атомах данных элементов происходит самопроизвольный переход одного электрона (у Pt — двух) с s -подуровня внешнего энергетического уровня в d -подуровень предвнешнего энергетического уровня. Такое явление называется провалом электрона или проскоком.

Оно связано с выигрышем в энергии, с симметрией АО.

Атом считается симметричным, если большинство электронов либо спаренные, либо неспаренные.

III. Домашнее задание

§ 3 № 1, 2, 5, 6 (устно); № 3, 4, 7 — письменно.

Задание: Составить электронную формулу и графическое изображение электронной формулы элемента № 40.

Ответ: цирконий, заряд ядра +40, в атоме 40 электронов, которые распределены по пяти энергетическим уровням, так как n = 5. Это d -элемент, так как расположен в побочной подгруппе.

www.compendium.su

Соответственно принципу минимальной энергии и правилам Клечковского заполнение энергетических подуровней происходит в следующем порядке :

Исключение составляют d- и f-элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый провал электронов, например, Cr, Cu, Ag, Mo, Pd, Pt.

Правило Хунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня (подслоя), при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.

Иными словами , орбитали данного подслоя заполняются сначала по одному , затем по второму электрону. Электроны с противоположными спинами на одной орбитали образуют двухзлектронное облако , и их суммарный спин равен нулю.

Рассмотрим правило Хунда при составлении схем электронного строения для атомов следующих химических элементов:

C(Z=6) 1s 2 2s 2 2p 2 C*1s 2 2s 1 2p 3

При возбуждении атома углерода, т.е. затрате некоторой энергии, один из имеющихся в атоме 2sэлектронов переходит на подуровень 2р; в результате атом переходит в возбужденное состояние, а число неспаренных электронов возрастает. В устойчивом состоянии атом углерода может участвовать в образовании двух ковалентных связей (валентность равна 2), в возбужденном состоянии  в образовании четырех ковалентных связей (валентность равна 4).

О(Z=8) 1s 2 2s 2 2p 4

Ne (Z=10) 1s 2 2s 2 2p 6

Ar (Z=18) KL3s 2 3p 6

6. Периодическая система д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению.

6.1. Периодическая система д.И. Менделеева и электронная структура.

Наглядным выражением закона Д. И. Менделеева служит периодическая система элементов Д. И. Менделеева.

Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последующего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущего.

Полные записи электронных конфигураций химических элементов приведены в таблице 1.1

Первый период состоит из двух элементов: водорода и гелия. Атомом гелия заканчивается формирование слоя К (n=1) или He.

У элементов второго периода формируется слой L (n=2) или [Ne]; сначала 2s-орбиталь, затем последовательно три р-орбитали, например  Li и Be относятся к s-элементам, остальные шесть элементов периода  р-элементы.

У элементов третьего периода заполняется слой M (n=3), состоящий из 3s-, Зр- и Зd-орбиталей. Как и во втором периоде, у двух первых элементов (Na и Mg) заполняются s-орбитали, у шести последних (Al -Ar)  р-орбитали.

В четвертом периоде начинает формироваться слой N (n=4), и период начинается с s-элемента калия (KLM 4s 1 ). Это обусловлено тем, что энергия 4s-подуровня несколько ниже, чем энергия 3d-подуровня. В соответствие с правилом Клечковского (n+1) у 4s (4) ниже, чем (n+1) у 3d (5). После заполнения 4s-орбитали заполняется Зd- орбиталь. Элементы, начиная со Sc (KLM Зd 1 4s 2 ) до Zn (KLM Зd 10 4s 2 ), являются d-элементами, причем у хрома наблюдается «провал» электроона с s- на d-орбиталь (KLM Зd 5 4s 1 ).

Четвертый период завершается формированием 4р-орбитали у криптона KLM Зd 10 4s 2 4р 6 или [Kr]. Всего в четвертом периоде 18 элементов.

Пятый период аналогичен четвертому периоду, а именно: у двух первых (s-элементов Rb и Sr) и шести последних (р-элементов In  Xe) заполняется внешний слой. Между s- и р-элементами располагаются десять d-элементов (Y  Cd), у которых заполняются d-opбитaли предвнешнего слоя (4dподслой).

Шестой период содержит 32 элемента. В шестом периоде, как и в пятом, после заполнения s-орбитали начинается формирование d-орбитали предвнешнего слоя (5d-слоя) у лантана:

ls 2 2s 2 2p 6 Зs 2 Зp 6 Зd 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 1 6s 2

У следующих за лантаном 14 элементов (CeLu) энергетически более выгодно 4f-состояние по сравнению с 5d-состоянием. Поэтому у этих элементов происходит заполнение 4f-орбиталей (третий снаружи слой).

Ce (Z=58) ls 2 2s 2 2p 6 Зs 2 Зp 6 Зd 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 2 5s 2 5p 6 6s 2

Lu (Z=71) « « « 4f 14 5s 2 5p 6 6s 2

Затем продолжается заполнение dи рорбиталей. Таким образом, в шестом периоде кроме двух sэлементов, десяти dэлементов и шести рэлементов, располагаются еще четырнадцать fэлементов (лантаноидов).

Седьмой период начинается и продолжается аналогично шестому периоду, однако формирование его не завершено. Он имеет также вставную декаду из dэлементов и четырнадцать 5fэлементов (актиноидов).

studfiles.net

Be 2s 2 , Mg 3s 2 — ns 2

N 2s 2 2p 3 , P 3s 2 3p 3 — ns 2 np

Ne 2s 2 2p 6 , Ar 3s 2 3p 6 — ns 2 np 6

Как видно у электрон одинаковое электронное строение валентных уровней.

Вывод: Периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня обуславливает периодическое повторение химических св-в элементов. Номер периода, в котором стоит элемент, показывает число энергетических уровней в его атоме; для главных подгрупп номер группы показывает число электрон на внешнем энергетическим уровне.

Периодические свойства элементов

1 Энергия(потенциал) ионизации I- энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома. При этом образуется положительно заряженный ион. В периодах с ростом порядкового ионизации увеличивается: при увеличении заряда ядра притяжение электронов к ядру возрастает, в группах с увеличение порядкового номера потенциал убывает из-за большой удалённости внешних электронов от ядра.

2 Энергия средства к электрону E- энергия, которая выделяется при присоединении электронов к атому при этом образуется отрицательно заряженный ион.

Максимальное значение сродства у галогенов O2 и S, наименьшее у элементов с ns 2 (гелий, бериллий, магний и т. д.), а т. ж. у элементов с наполовину или полностью заполненной p-подуровнем(благородные газы, N, F и т. д.)

3 Электроотрицательность (ЭО) — способность атомов притягивать к себе электроны. Количество ЭО характеризуется полусуммой энергии ионизации и энергии сродства к электрону

Более часто используют понятие- относительная ЭО: ЭО элемента сравнивают с ЭО Li, чьё значение принимают за 1. По этой шкале макс ЭО обладает F(4), O2 (3,5), N(3); наименьшее ЭО щелочные и щелочноземельные металлы(среднее значение 0,8-1).

В периодах с ростом порядкового номера ЭО возрастает, в группах незначительно убывает.

4 Радиус атома-это половина межъядерного расстояния между соседними атомами для в-в в кристаллическом состоянии

В периодах с ростом порядкового номера радиус атома убывает; в группах- возрастает.

7. Химическая связь и ее характеристики. Ковалентная связь – полярная и неполярная, механизмы ее образования – обменный и донорно-акцепторный. Гибридизация атомных орбиталей.

Под химической связью понимают различные взаимодействия, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных молекул, ионов, радикалов. Основным признаком химической связи можно считать снижение энергии образовавшейся структуры в сравнении с суммой энергии изолированных частиц, образовавших донорную систему. В основе образований химических связей лежит взаимодействие положительно заряженных атомов с чужими электронами, а так же электроны друг друга. Выделяют следующие виды химических связей: ковалентная, ионная, водородная, металлическая.

Энергия связей – энергия, которую необходимо затратить для разрыва связей(кДж/моль);

Длина связи – расстояние между ядрами взаимодействующих атомов в молекуле; чем меньше длина связи, тем она прочнее, тем больше ее энергия. Длина связи уменьшается с увеличением ее кратности;

Для ковалентной связи так же важными характеристиками являются: насыщаемость – максимальное число связей, которое может образовывать данный атом; направленность – взаимное расположение атомов в молекуле относительно друг друга, характеризующиеся валентным углом.

При образовании как ковалентной, так и ионной связи, конфигурация внешнего энергетического уровня взаимодействующих атомов стремится к конфигурации инертных газов – ns 2 np 6, т.е. на внешнем уровне 8 электронов. Ковалентную связь обозначают в виде пары точек, либо каждой паре электронов ставят в соответствии черточку.

Ковалентная связь. Это химическая связь, образованная обобщенными электронными парами. При образовании выделяют 2 механизма: обменный и донорно-акцепторный. По обменному механизму каждый из взаимодействующих атомов предоставляет свои неспаренные электроны для образования обобщенных пар.

При образовании молекулы BeCl2 у атома Be принимал участие 1s и 1р электрон, однако обе связи Be-Cl абсолютно равноценны (одинаковая длина, энергия), что объясняется гибридизацией валентных орбиталей Be в момент образования BeCl2. Взаимное отталкивание двух sp орбиталей определяет линейную конфигурацию молекулы BeCl2 с валентным углом 180˚.

Гибридизация – процесс смещения и выравнивания по форме и энергии атомных орбиталей. Тип гибридизации определяет пространственное строение молекулы: sp — линейное, sp 2 — плоскостное, sp 3 — тетраидрическое.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Механизм образования ковалентной связи, когда один атом предоставляет не поделенную электронную пару (донор) свободную орбиталь другого атома(акцептор), называется донорно-акцепторным. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи играет важнейшую роль при образовании комплексных соединения, в том числе и биокоплексы.

Валентность – число связей , который атом в молекуле связан с другими атомами. Максимальная валентность равна числу неспаренных электронов(с учетом возбужденного состояния) + число связей , образованных по донорно-акцепторному механизму. Максимальная валентность не может превышать число орбиталей на внешнем энергетическом уровне.

Полярность ковалентной связи.

Если молекула образована атомами одного химического элемента, то обобщенные электронные пары находятся строго посередине между ядрами взаимодействующих атомов – ковалентная неполярная связь(H2, N2, Cl2). Если молекула образована атомами разных химических элементов, то электронные пары смещены к атому с большей электроотрицательностью, на котором появляется частичный отрицательный заряд – ковалентная полярная связь. Процесс смещения электронной пары к атому с большей электроотрицательностью, называется поляризуемостью молекулы. А полярные молекулы называются диполем и изображаются в виде эллипса с разноименно заряженными полюсами. Различают ơ и π связи.

Ơ-связь – валентные орбитали перекрываются вдоль линии, соединяющей центры, образуется s и p электроны. Π-связь – валентные электроны над и под линией, соединяющей центры атомов. Образуются p и d электроны. Характерна для соединений с кратной связью(СН2=СН2).

Характерна для соединений типичных металлов с типичными неметаллами. Может рассматриваться как частный случай ковалентной неполярной связи, при которой обобщенные электронные пары практически полностью смещены к атому неметалла. При таком разделении электрических рядом атомы металлов превращаются в положительный ион. При этом электронная конфигурация ионов стремится к конфигурации инертных газов. Связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов называется ионной (NaCl).

Это связь между положительно поляризованным атомом Н и атомом с высокой ЭО(F, O, N). Образование водородной связи обусловлено следующими 2 факторами:

Между атомом Н. несущим положительный заряд, и электроотрицательным атомом, несущим отрицательный заряд, возникает электростатическое напряжение.

За счет освободившегося атома Н и готовых неподеленных электронных пар атома с большой ЭО возникает образование прообраза ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

Различают межмолекулярную(между разными молекулами) и внутримолекулярную(в пределах одной молекулы) водородную связь. Наличие у веществ водородных связей приводит к аномальному изменению физических свойств: возрастает вязкость, температура кипения и плавления, парообразование). Энергия водородной связи в 1-20 раз меньше энергии ковалентной связи.

Это интересно:

  • Закон о монополиях 147 Федеральный закон от 17 августа 1995 г. N 147-ФЗ "О естественных монополиях" (с изменениями и дополнениями) Федеральный закон от 17 августа 1995 года N 147-ФЗ"О естественных монополиях" С изменениями и дополнениями от: 8 августа, 30 декабря 2001 г., 10 января, 26 марта 2003 г., 29 июня […]
  • Приказ фсин 174 2013 Приказ ФСИН России от 08.04.2013 N 172 (ред. от 07.07.2015) "Об утверждении Положения об определении рейтинговой оценки деятельности уголовно-исполнительных инспекций территориальных органов Федеральной службы исполнения наказаний" от 8 апреля 2013 г. N 172 ОБ УТВЕРЖДЕНИИ ПОЛОЖЕНИЯ ОБ […]
  • Нотариус г волгоград Нотариусы Волгограда по районам На этой странице можно найти адреса и телефоны нотариусов Волгограда. К какому нотариусу обратиться? Ответ на этот вопрос зависит от цели общения. В ряде случаев вы можете обратиться к частному нотариусу по любому адресу. В отдельных случаях, место […]
  • Пленум верховного суда о судебном решении РАЗЪЯСНЕНИЯ ВС РФ О СОСТАВЛЕНИИ И СОДЕРЖАНИИ СУДЕБНОГО РЕШЕНИЯ, УСЛОВИЙ ЕГО ЗАКОННОСТИ И ОБОСНОВАННОСТИ, СООТВЕТСТВИИ СОДЕРЖАНИЮ ИСКА И ТРЕБОВАНИЯМ СТОРОН, СРОКОВ ВЫНЕСЕНИЯ И ОЗНАКОМЛЕНИЯ. ПЛЕНУМ ВЕРХОВНОГО СУДА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ПОСТАНОВЛЕНИЕ от 19 декабря 2003 г. N 23 О судебном […]
  • Про арбитражный суд Про арбитражный суд 29 июня 2018 года в 10 часов 00 минут в здании Арбитражного суда состоится заседание Пленума Арбитражного суда ПМР. Повестка Пленума. 12 июнь 2018 12 июня 2018 года сотрудники Арбитражного суда Приднестровской Молдавской Республики приняли участие в Республиканском […]
  • Нотариус одесса преображенская Государственные нотариусы Пятая одесская государственная нотариальная контора 65005, г. Одесса, ул. Прохоровская, 20, тел .: (048) 731-19-87, 705-17-72 Вторая одесская государственная нотариальная контора 65011, г. Одесса, ул. Ришельевская, 67, тел .: 705-13-06; 705-13-07; […]
  • Рамка на номер следственный комитет Адреса и телефоны Подразделений Следственного комитета РФ Подразделения Следственного комитета Российской Федерации Следственный комитет Российской Федерации (СК РФ) 105005, Россия, г. Москва, Технический переулок, д. 2 (800) 333-00-81 (для регионов), (495) 640-10-48 […]
  • Срок разрешения ходатайств судом Сроки рассмотрения судом ходатайства по УДО Добрый день. Подскажите, пожалуйста, мне сул отказал в ход-ва об удо, в аппеляционном порядке постановление отменили и направили на новое рассмотрение. Первый вопрос: сколько дней дается законом суду первой инстанции для назначения заседания […]