Химия – наука о веществах и способах их превращения. Строение атома, химическая связь и структура молекул, страница 3

 m_l  при данном l– количество вариантов ориентации орбиталей в пространстве, т.е. количество орбиталей из которых состоит подуровень данного типа (см. таблица 2).

          Так, при l=0 (s) m_l  = 0 (единственно возможное цифровое значение). Смысл этого в том, что s – Орбиталь может быть ориентирована в пространстве единственным способом, так как имеет форму шара (рис.3а).

          При l= 1(p)  m_l  может принимать три цифровых значения:

-1,  0  и  +1. Это означает, что р-Орбиталь (формы гантели) может ориентироваться тремя способами: вдоль осей Х, У и Z и что р- подуровень состоит из трёх орбиталей – р_х, р_у и р_z (рис.3б, 3в и 3г).

Формы и виды орбиталей.

Более сложные формы d- и f- орбиталей здесь не рассматриваются

m_s – спиновое квантовое число (от английского speen - веретено) принимает два цифровых значения: +¹/₂ и - ¹/₂; оно характеризует два возможных направления вращения электрона вокруг собственной оси (по или против часовой стрелки).

Возможные цифровые значения l и m_l при заданных n.

n	Количество значе- Ний l при данном n	l	ml	Количество значений ml при данном l
	(подуровней в уровне)			(орбиталей в подуровне)
1(K)	Один	0(s)	0	Одна
2(L)	два	0(s)	0	Одна
		1(p)	-1,  0, +1	Три
3(M)	Три	0(s)	0	Одна
		1(p)	-1, 0, +1	Три
		2(d)	-2, -1, 0, +1, +2	Пять

          Описание электронной структуры по КММ – электронная формула

nl^x, показывающая распределение электронов по уровням и подуровням  электронной оболочки атома. Здесь n обозначается цифрой (номер уровня); l– буквой (вид подуровня); x – количество электронов на подуровне (в виде степенного индекса при l).

          Распределение шести электронов в оболочке атома углерода показывается так: 1s² 2s² 2p².

Еще более подробные сведения об электронной структуре – распределение электронов по орбиталям - можно получить графическим методом Ф. Хунда (1931г). Здесь орбиталь не зависимо от формы, изображается клеточкой-ячейкой,  подуровень – соответствующим количеством ячеек  (s ,         p , d ), а электроны  - стрелками в этих ячейках  (направление стрелок вверх или вниз условно обозначает два направления спинов электронов).

Обычно методом Хунда показывают распределение по орбиталям только валентных электронов, которые и участвуют  в образовании химических связей.

 Для углерода это 2s² 2p²                         , а изображение  s- и  p – подуровней одного уровня на разной высоте – это способ показать, что энергия 2p – подуровня выше, чем 2s – подуровня.

          По правилу Хунда: электроны одного подуровня (при возможности ) остаются неспаренными  (параллельные спины). Это возможно, когда число электронов не превышает число ячеек (орбиталей ) на подуровне. У двух электронов на одной орбитали (в одной ячейке) антипараллельные спины     (спаренные электроны).

          Метод Хунда (совместно с  постулатом о возбуждении атомов) дает возможность объяснить, например, переменность валентности элементов. Валентность определяется числом неспаренных электронов на валентном уровне оболочки атома.  Постулат о возбуждении: атомы вступают в химическое взаимодействие, как правило, в возбужденном состоянии. Возбуждение атома – переход электронов с подуровня на подуровень в пределах энергетического уровня.

Затрата энергии на возбужде-ние атома “окупается “ впоследствии  “выигрышем “ энергии, выделяющейся при

образовании четырех химии-ческих связей вместо двух.

 Схема возбуждения атома углерода    

 и изменения его валентности.

Энергетические состояния s- и   p- электронов различны, поэтому можно ожидать образования с их участием связей разной прочности и несимметричных молекул.

Гибридизация атомных орбиталей и три валентных состояния атома углерода

          Гибридизация – образование из нескольких разных простых АО такого же количества одинаковых, но сложных (гибридных) АО, усредненных по энергиям (рис.5) и по форме (рис.6). Тип гибридизации и вид образующихся при этом гибридных орбиталей  определяется видом и количеством простых АО, участвующих в “смешении“ (лат. hibrida – потомство, полученное скрещиванием разных видов или сортов, - здесь – разного вида простых АО):

Изменение орбитальных энергий (Е) при гибридизации различных типов. По одному электрону на каждой из четырех орбиталей сохраняется.

Форма гибридных орбиталей всех типов (sp, sp² и sp³) одинакова: сильно вытянутая в одну сторону от ядра атома несимметричная объемная восьмёрка.

Гибридные  орбитали  конкретного атома – одинаковые по форме и по энергии - ориентируются в пространстве симметрично друг относительно друга.         

После гибридизации  любого типа общее число атомных орбиталей  (гибридных и негибридных) сохраняется.

Химическая связь

Химическая связь – взаимодействие между атомами, в результате которого образуется устойчивая многоатомная система – молекула.

Причина образования связи между атомами – стремление атома, как и любой сложной системы, к устойчивому состоянию, т.е. к состоянию с минимальной энергией (Е_min).