Связь между корпускулярными и волновыми свойствами электрона определяется уравнением Де Бройля:

Электроны в атоме не имеют траекторий движения. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Быстро движущийся электрон может находиться в любой части околоядерного пространства, и различные положения его рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Более наглядно это можно представить так. Если бы удалось через весьма малые промежутки времени фотографировать положение электрона в атоме (он отразится на фотографии в виде точки), то при наложении множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака. И там, где число точек наибольшее, облако наиболее плотное. Максимальная плотность отвечает наибольшей вероятности нахождения электрона в данной части атомного пространства. Чем прочнее связан электрон с ядром, тем более плотным по распределению заряда и меньшим по размерам должно быть электронное облако.

Вероятностный характер движения электрона: Поскольку у движущегося электрона в атоме отсутствует траектория, то для описания то для описания такого движения используется вероятностный подход. Математически определяется не точное положение электрона в атоме, а вероятность его нахождения в той или иной области околоядерного пространства.

Состояние электрона в атоме описывается с помощью квантовомеханической модели — электронного облака. Электрон движется вокруг ядра с огромной скоростью, при которой его отрицательный заряд как бы размазывается в пространстве. Получается, что ядро окружено трехмерным электронным облаком. Плотность такого электронного облака оказывается различной в разных местах. В тех местах, где чаще находится электрон, образуется зона большей электронной плотности.

2.

Электронное облако- наглядная модель состояния электрона в атоме.

Атомная орбиталь - область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме или в молекуле. Задаётся главным, орбитальным, магнитным и квантовым числами.

Квантовые числа – это энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится. Квантовые числа необходимы для описания состояния каждого электрона в атоме.

Состояние электрона в атоме описывают с помощью четырёх квантовых чисел:

Описать орбиталь, т.е.каждое состояние е в атоме, можно с помощью набора 3х квантовых чисел:

n-главное квантовое число – принимает целые положительные значения и определяет энергию электрона, а , следовательно, и среднее расстояние электрона от ядра. Поэтому, когда речь идёт об n, принято считать, что оно характеризует определённый энергетический уровень.

ℓ -орбитальное(побочное) квантовое число – характеризует « форму» орбитали - плотность вероятности нахождения е у ядра и принимает целочисленные значения от 0 до ( n – 1).

m –магнитное квантовое число – принимает значения от +ℓ ,через 0 до - ℓ и определяет ориентацию орбитали в пространтве.

Таким образом, все три квантовых числа связаны между собой.

Любая s- орбиталь сферически симметрична, а по мере увеличения n маx концентрация электронной плотности располагается всё дальше и дальше от ядра.

Любая р – орбиталь состоит из положительной и отрицательной долей, расположенных вдоль положительного и отрицательного направления координатной оси

В каждом наборе имеется три орбитали р –типа: р_x ,р_y ,р_z

Существует 5 d- орбиталей, которые имеют форму розетки. Имеется 5 типов d- орбиталей и 7 f- орбиталей.

Для характеристики состояния электрона в атоме было введено 4е квантовое число- спиновое( s ), необходимость которого вытекала из теории относительности.

Смысл понятия спин в модельном представлении означает, что электрон совершает вращение вокруг собственной оси. При этом электрон обладает собственным магнитным моментом, вектор которого параллелен вектору магнитного поля, либо противоположен ему.

В соответствие с этим спиновое квантовое число может иметь только два значения: + ½ и -½ _.

Зная значения 4х квантовых чисел, можно рассчитать количество подуровней, орбиталей и электронов на данном энергетическом уровне.

В многоэлектронных атомах уровни, подуровни и орбитали заполняются последовательно. Последовательность заполнения орбиталей электронами определяет электронную конфигурацию атома.

Кроме электронной конфигурации используют графическую формулу, отражающую все 4 квантовые числа.

3.

При заполнении электронами уровней, подуровней и орбиталей, пользуются следующими принципами и правилами:

Принцип Паули: в атоме не может быть 2х электронов, имеющих одинаковое значение всех 4х квантовых чисел. Важнейшим следствием из этого принципа является то , что на каждой орбитали может быть не более 2х электронов, имеющих антипараллельные спины.

Принцип минимума энергии- в первую очередь электрон занимает наиболее энергетически выгодную орбиталь.

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d….

Принцип минимума энергии объясняется правилом Клечковского:

атомные орбитали располагаются в последовательности возрастания суммы (n+ℓ), причём в группе с одинаковым значением суммы (n+ℓ), первыми следуют уровни с меньшим значением n.

Правило Хунда( Гунда): электроны в пределах данного подуровня располагаются по одному на свободных орбиталях так, чтобы сумма абсолютных значений спиновых квантовых чисел была максимальной:

В зависимости от того, на какой подуровень поступил последний электрон при застройке электронной оболочки атома, различают s, p, d, f –элементы:

S-последним заполняется s-подуровень последнего энергетического уровня. В ПС -это первые 2 элемента каждого периода( элементы 1А и 2А группы);

Р- последним заполняется р- подуровень последнего энергетического уровня. В ПС – это последние 6 элементов каждого периода (Элементы 3А- 8А групп);

d- последним заполняется d- подуровень предпоследнего энергетического уровня. В ПС –это 10 элементов, находящихся между s и р-элементами больших периодов(элементы 1В – 8В групп).

f –последним заполняется f-подуровень пред- предпоследнего энергетического уровня ( лантаноиды и актиноиды).

В Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева все атомы отображены в их основном состоянии (состоянии с минимальной энергией). Основное состояние атома описывается электронной конфигурацией атома, согласно его положению в Периодической таблице (см. Таблицу электронных конфигураций атомов химических элементов по периодам.

В определенных ситуациях, некоторые атомы, получая энергию извне, переходят в, так называемое, возбужденное состояние, в котором пребывают относительно короткое время, поскольку возбужденное состояние является нестабильным, после чего возбужденный атом отдает энергию и возвращается в свое основное (стабильное) состояние.

Азот, кислород, фтор и неон не могут иметь возбужденного состояния по той простой причине, что они не имеют свободной орбитали с более высокой энергией, на которую могли бы "перескакивать" спаренные электроны с орбиталей с меньшей энергией.

4.

Описание химических связей в молекулах заключается в описании распределения электронной плотности.

Химическая связь- это взаимодействие атомов, причём энергия этого взаимодействия составляет от 40 до 1000кДж моль. Столь широкий интервал энергии может быть реализован различными взаимодействиями, которые в настоящее время классифицируются как ковалентная, водородная, ионная и металлическая связь.

Для описания химической связи используют 2 метода: Метод валентных связей (метод ВС); Метод молекулярных орбиталей (метод МО). Основные положения метода ВС

Ø Единичную химическую связь образуют 2 е с антипаралельными спинами;

Ø Валентность (ковалентность) равна числу не спаренных электронов данного атома, находящихся в периферических слоях элемента в стационарном и возбуждённом состояниях;

Ø Ковалентная связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных облаков;

Ø Химическая связь располагается в том направлении, в котором достигается наибольшее перекрывание валентных орбиталей.

Ковалентная связь

— В основе метода ВС лежит идея о спаривании электронов.

— Предполагается, что каждая пара электронов может связывать только 2 ядра, т.е. связь в методе ВС 2х электронная и 2х центровая.

Способы образования ковалентной связи

Существует 2 способа образования ковалентной связи: обменный; донорно – акцепторный.

Образование молекулы водорода- пример обменного механизма образования ковалентной связи.

 В этом случае 2 атома, имеющие по неспаренному  электрону, обобществляют их, образуя общую (общие) электронную пару.

Если общая электронная пара образуется в том случае, когда один атом или ион предоставляет готовую пару электронов, а другой – вакантную орбиталь, - донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи. Например:

Ковалентная связь может быть образована одной, двумя или тремя электронными парами, например:

Число общих электронных пар, участвующих в образовании ковалентной связи, называется кратностью.

Двухатомные молекулы Н₂ , О₂ , N₂ состоят из атомов с одинаковой ЭО, поэтому общая электронная пара находится симметрично относительно ядер взаимодействующих атомов (неполярная связь).

Если один из взаимодействующих атомов имеет большее значение ЭО, общая электронная пара смещается к нему, поэтому такая связь называется полярной.

В случае полярной связи возникает ассимметрия в распределении заряда и один из атомов становится частично « +», а другой частично «-», например: