Электронное строение атома

Электрон как трехмерная волна описывается четырьмя квантовыми числами:

• n – главное квантовое число, принимает любые значения натурального ряда чисел: 1, 2, 3, …, +∞; определяет

1) номер энергетического уровня (в теории Бора – номер орбиты);

2) интервал энергий электронов, находящихся на этом уровне; чем больше n, тем больше запас энергии электрона в атоме

3) размеры атомных орбиталей (в теории Бора – радиусы орбит);

4) расстояние электрона от ядра;

5) число подуровней данного энергетического уровня;

6) в Периодической системе значению n соответствует номер периода;

• l – орбитальное квантовое число, определяет момент количества движения электрона (импульс), точное значение его энергии и способы нахождения электрона в поле ядра, т.е. форму орбитали, на которой находится электрон; принимает любые целочисленные значения от 0 до n-1.
• m_l – магнитное квантовое число; определяет способы ориентации орбитали в пространстве; принимает любые целочисленные значения от -l, -l+1, …, -1, 0, +1, …, l-1, l. Всего 2l+1 значение; m_l не влияет на энергию электрона в атоме.
• s – спиновое квантовое число, собственная характеристика электрона как микрочастицы; принимает значения ±½.

Атомная орбиталь (АО) описывается двумя квантовыми числами – n и l, которые полностью определяют ее энергию.

Набор АО с одинаковым значением n называется энергетический уровень (слой).

Набор АО с одинаковыми значениями n и l называется энергетический подуровень.

Значение l	Название и форма АО	Значение ml и ориентация АО
	s-орбиталь
	p-орбиталь		-1, 0, +1 (px, py, pz)
	d-орбиталь		-2, -1, 0, +1, +2 (dxy, dyz, dxy, , )
	f-орбиталь		-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

Ø Принцип минимальной энергии
в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальна

Ø Принцип (запрет) Паули
в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел

Ø Правило Хунда
в пределах одного электронного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален; наиболее энергетически выгодными являются наполовину и полностью заполненные подуровни

Ø Правило Клечковского
последовательность заполнения АО определяется минимальным значением n+l; если для двух орбиталей эта сумма одинакова, то меньшую энергию будет иметь орбиталь с меньшим значением n

Химическая связь

ü Механизмы образования химической связи

1. Ковалентная неполярная (образование обобществленной электронной пары за счет двух неспаренных электронов атомов одного и того же элемента или элементов с близкими значениями электроотрицательности H₂ (H-:-H), O₂ (O-::-O))

2. Ковалентная полярная (образование обобществленной электронной пары за счет двух неспаренных электронов атомов различных элементов, общая электронная пара сдвинута к более электроотрицательному элементу H–:-Cl, Ba–::-O)

3. Ионная (предельный случай ковалентной полярной связи – общая электронная пара практически полностью сдвинута к более электроотрицательному элементу: Na—:Cl, Li—:F); реализуется только в твердых (кристаллеских) веществах

4. Донорно-акцепторная(образование обобществленной электронной пары за счет неподеленной электронной пары одного атома—донора, и вакантной электронной орбитали второго атома—акцептора NH₄⁺ (NH₃:®H⁺))

Электроотрицательность – относительная характеристика способности атомов притягивать общую электронную пару.

Ион – заряженная частица, образованная путем присоединения или отщепления одного или нескольких электронов от нейтрального атома; катион – положительно заряженный ион, анион – отрицательно заряженный ион.

Донор – атом или молекула, обладающие одной или несколькими валентными неподеленными электронными парами, способными к участию в химической связи.

Акцептор – атом или молекула, обладающие одной или несколькими вакантными валентными орбиталями, способными к участию в химической связи.

ü Типы химической связи

1. σ-связь – общая электронная плотность лежит на линии, связывающей центры двух атомов. σ-связь, может быть образована электронами любой симметрии (s, p, d, f, …), т.е. начиная с m = 0. Максимальное количество σ-связей между двумя атомами – 1.

1. π-связь – общая электронная плотность над и под линией, связывающей центры двух атомов. Не может быть образована s-электронами. Это взаимодействие электронов c m = 1. Максимальное количество π-связей между двумя атомами – 2.

1. δ-связь – общая электронная плотность разбита на четыре области пространства. Не может быть образована s- и p-электронами. Эта связь образуется электронами с m = 2. Максимальное количество таких связей – 1. Реализуется только в кластерах переходных металлов.

Прочность связи в ряду σ-π-δ уменьшается, а значит в первую очередь между элементами образуется σ-связь, потом π-связь, и в заключении δ-связь.

Ø Кратность химической связи

1. Одинарная связь А-В – это всегда σ-связь.

2. Двойная связь А=В – это всегда 1σ + 1π-связи.

3. Тройная связь А≡В – это всегда 1σ + 2π-связи.

4. Четверная связь А≡В – это всегда 1σ + 2π + 1δ-связи.

Прочность связи с увеличением ее кратности возрастает, а длина связи уменьшается при прочих равных условиях.