Степень ионности и ковалентности связи. Природа связи в КС

Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.

Билет 5

Согласно волновой теории, ē является и частицей и волной, т.е. имеет двойственную природу: *корпускулярные сво-ва ē выражаются в его способности проявлять свое действие только как цлого;*волновые сво-ва проявляются в его движении, а такжк в явлениях дифракции и интерференции.

ē как бы размазан вокруг ядра по сфере, удаленной от ядра на некоторое расстояние, таким образом, вместо стационарных орбит по Бору, ядро атома окружено пульсирующим ē-ым облаком. Область пространства вокруг ядра, занимаемая ē-ми получила назв. - атомная орбиталь, выражающая форму электронного облака.

Понятие о квантовых числах – n, l, m,m – квантовые числа. В простейших приложениях квантовой механики иногда удобнее вместо самой волновой функции пользоваться квантовыми числами, представляющими её. Такой подход часто применяют для объяснения свойств многоэлектронных металлов.

Главное квантовое число характеризует энергию электрона в атоме. N=1,2,3…бесконечность. Главное квантовое число так же определяет характер радиальной зависимости орбитали, т.е. размеры электронного облака. n определяет средний радиус нахождения электрона в атоме.

Орбитальное квантовое чи сло (l) определяет угловую зависимость волновой функции, т.е. форму электронного облака. l = 0,1,2…(n-1).

Магнитное квантовое числ о определяет возможность ориентации электронного облака в пространстве. m_l = -l,…,-2,-1,0,+1,+2,…,+l.

Спиновое квантовое число отражает наличие у электрона собственного момента движения. m_s = + ¹/₂ или - ¹/₂

Основное состояние атома – состояние атома когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия в атоме является минимальной из возможных значений энергии. Состояния с более высокими значениями энергией называт возбужденными, а сам процесс или результат повышения энергии атома(или электрона) – возбуждением.

Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х ē-ов с одинаковыми квантовыми числами, все ē-ны разные. Правило Хунда: ē-ны в атоме располагаются так, чтобы суммарный спин был max. Правило Клечковского: в атоме каждый ē располагается так, чтобы его энергия была min.

Атомная орбиталь – часть ē-го облака, где вероятность нахождения ē-на составляет 90%.Характеризуется конкретными значениями квантовых чисел: n,m,l,s. Форма: S-облако – 2 вида, Р–облако – 6 видов;d-облако – 10 видов;f-облако – 14 видов.

Комплексные соединения – такие соед-я, которые при электролитической диссоциации образуют комплексный ион. Теория комплексных соед-ий – Альфред Вернер, 1913 г. Нобелевская премия. они образуются в результате насыщения хим. связями некоторых атомов, моединяющихся молекул или ионов, за счет их вакантных (акцепторы) или заполненных (доноры) орбиталей. Большинство комп. частиц имеют явно выраженную «централизованную» структуру, т.е. содержат центральный атом, вокруг которого располагаются (координируются) связанные с ним частицы – атомы, ионы или молекулы. Центральный атом, называемый комплексообразователем, способен устанавливать хим. связь (иногда не 1) с каждой окружающей его частицей.Частицы, непосредственно связанные с комплексообр-лем – лиганды (адденды).Комплексооб-ль вместе с лигандами образует комплексную частицу, которую при написании заключают в квадр. скобки. Количество лигандов в ней определяется координационным числом – важнейшая характеристика компл. соед-я, пказывающая число атомов, связанных σ-связями, т.е. оно показывает число мест вокруг комплесооб-я, на которых могут размещаться лиганды.

Взаимодействие м\у комплексооб-ем и лигандами, природу связи м\у ними объясняют с помощью различных методов: метод ВС (1)ковалентная хим.связь образуется двумя электронами, обладающими противоположно-направленными спинами и принадлежащими двум атомам, между которыми осуществляется связь. Такая общая электронная пара может образоваться как в результате спаривания двух не спаренных электронов, принадлежащих разным атомам (обычный механизм образования связи), так и за счёт пары эл. одного атома- донора и вакантной орбитали второго атома-акцептора (донорно-акцепторный механизм образования связи); 2)ковалентная связь тем прочнее чем в большей степени перекрываются взаимодействующие эл. облака, поэтому ковалентная связь образуется в том направлении, где облака перекрываются максимально.

МО: вся молекула рассматривается как единое целое, состоящее из ядер (бывших атомов) и электронов (ранее принадлежавших атому); 2)все эл. являются общими для всех ядер, то есть хим.связи являются многоцентровыми и каждая связь простирается между всеми ядрами в той или иной степени. Таким образом с точки зрения метода МО двух центровая связь представляет собой частный случай многоцентровой хим.связи. 3) Состояние ē в молекуле описывается с решением соответствуешего уровнения Шреденгера для молекулярной системы.

С помощью электростатической теории, рассматривающей взаимд-е хим. частиц как взаимод-е жестких шаров, обладающих определенных электр-им зарядом. Объяснение компл-ых тех или иных координ. чисел основывается на сопоставлении кулоновских сил притяжения к комплекснообр-ю лигандов и их отталкивания друг от друга.

При увел. заряда комплексооб-я притяжение к нему лигандов усиливается и его координ. число повышается, также повышается прочность комплекса, т.е. к росту связи м\у ним и лигандами, а при увеличении зарядов лигандов растет их взаимное отталкивание и координац. число комплексооб-я принимает меньшие значения.

3. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Сильный электролит – соед-ие, которое в расплавленном состоянии или в растворе полностью ионизировано. Слабый электролит – вещ-во, которое диссоциирует частично. Степень дисс-и (α) – доля молекул, распавшихся на ионы, (N диссоциированных/N общее *100%).α >30% сильные электролиты, α<3% слабые электролиты.

Электрол-ая диссоциация - самопроизвольный процесс распада элект-та в раст-е с образованием «+» и «-«заряженных ионов, или соответственно катионов и анионов. 1)Чем более полярен растворитель, тем больше степень диссоциации в нем данного электролита. 2)повышение температуры, как правило, увеличивает дисс-ию и при нагревании степень дисс-ии возрастает. 3)при умен-ии концен-ии электролита, т.е. при его разбавлении, степень дисс. увелич. Электролиты, степень дисс-ии которых даже в разбавленных растворах мала,- слабые (почти все орг. кислоты, некоторые мин. кислоты: H₂CO₃, H₂S, многие гидроксиды металлов). Константа диссоциации сл.электролитов- это отношение произведения концентраций продуктов реакции к концентрации реагентов.

Константа диссоциации сл.электролитов - это отношение произведения концентраций продуктов реакции к конц-ии реагентов. Константа дисс-ии – константа равновесия отвечающая дисс-ии слабого электролита. Зависит от природы электролита и растворителя, температуры но не зависит от концен-ии. Характеризует способность данного в-ва распадаться на ионы. Чем больше К тем лучше в-во диссоциирует. Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита с и его степень диссоциации α, то получим Kд= (с*α) *(с* α)/с(1- α)=(с* α ²)/(1- α). Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:.

Дата добавления: 2015-04-24