Заповнення підрівнів по періодах періодичної системи

Запам'ятайте перевірений вами порядок. Кожен період починається з заповнення s- підрівня зовнішнього електронного рівня, а завершується заповненням його p -підрівня. Виключення складає лише перший період, у якому заповнюється тільки підрівень 1 s.

Орбіталі того самого підрівня, що мають під час відсутності зовнішніх електричних і магнітних полів однакову енергію, заповнюються у відповідності з правилом Хунда. За цим правилом сумарний спін електронів має бути максимальним. Це означає, що орбіталі підрівня заповнюються електронами спочатку по одному і при однаковій орієнтації спінів.

У залежності від того, який підрівень останнім заповнюється електронами, всі елементи поділяють на чотири електронні сімейства: s -, p -, d - і f-.

При складанні електронних формул корисно користуватися узагальненими формулами для електронних сімейств (табл.4).

Таблиця 4

Вчення про хімічний зв’язок є важливою проблемою сучасної хімії. Зна­ючи його природу в сполуках, можна робити висновки про будову і фізико-хімічні властивості цих сполук. Згідно з квантово-механічними уявленнями, даному просторовому положенню атомів у молекулі, йоні чи кристалі відпо­відає певний розподіл електронної густини.

Залежно від характеру розподілу електронної густини між атомами розрізняють три основні типи хімічногозв’язку: ковалентний, йонний і металічний. Крім вказаних видів, між молеку­лами можуть існувати водневий зв’язок і сили Ван-дер-Ваальса.

Для описання ковалентного зв’язку сьогодні найчастіше використовуються два методи: ме­тод валентних зв’язків (ВЗ) і метод молекулярних орбіталей (МО).
Метод валентних зв’язків
В основі методу ВЗ лежать такі положення:
1. Зв’язок між атомами є двоцентровим і двоелектронним. Це означає, що ковалентний зв’язок між двома атомами утворюється двома електронами (спільною електронною парою) з протилежно направленими спінами. Утворен­ня спільної пари розглядається як результат перекривання електронних хма­ринок (орбіталей) з неспареними електронами.
2. Зв’язок буде тим міцніший, чим повнішим є перекривання електронних орбіталей, що взаємодіють між собою.
Для наочного зображення хімічного зв’язку у методі ВЗ використовують різні способи:
а) льюїсівські формули, де валентні електрони позначають крапками (приклад 1а);
б) графічні формули, в яких хімічний зв’язок (спільну електронну пару) позначають рискою (приклад 1б);
в) за допомогою енергетичних комірок (приклади 1в, 2);
г) орбітальні діаграми, в яких схематично показують перекривання елект­ронних хмаринок (орбіталей) атомів, що взаємодіють між собою (приклади 1г, 2).
Метод ВЗ, в основному, пояснює природу ковалентного зв’язку.
Ковалентний зв’язок та його різновидності
Ковалентний зв’язок – це зв’язок, який здійснюється спільною елект­ронною парою:
1) залежно від положення спільної електронної пари між атомами ко­валентний зв’язок може бути:
– неполярний (електронна пара знаходиться на однаковій відстані між ядрами атомів);
– полярний (електронна пара зміщена в бік електронегативнішого еле­мента). Перший випадок спостерігається, коли зв’язок утворюється між однаковими атомами, другий – між різними атомами (див. приклад 3);
2) залежно від механізму утворення спільної електронної пари ко­валентний зв’язок може бути:
– простий ( утворений за обмінним механізмом, коли для утворення кожного зв’язку атоми віддають по одному неспареному електрону і зв’язок утворюється при перекриванні одноелектронних хмаринок);
– донорно-акцепторний (утворений за донорно-акцепторним механіз­мом, коли для утворення зв’язку один атом віддає пару електронів, а інший – вакантні орбіталі для неї (приклад 4);

В йоні NH₄ зберігаються 3 ковалентні зв’язки N – H, що були у моле­кулі NH₃. Четвертий ковалентний зв’язок утворюється за донорно-акцеп­торним механізмом: для утворення цього зв’язку аміак віддає неподілену елект­ронну пару, а йон Н⁺ (протон) – вакантну орбіталь. Тут NH₃ – донор, йон Н⁺ – акцептор.

3) залежно від характеру перекривання електронних хмаринок роз­різняють:
s-зв’язок (електронні хмаринки перекриваються на прямій, що з’єднує ядра атомів);
p-зв’язок (перекривання електронних хмаринок здійснюється перпен­дикулярно до прямої, що з’єднує ядра атомів (приклад 1г).
Ковалентністю атома називають здатність атома утворювати певну кіль­кість зв’язків (спільних електронних пар) з іншими атомами.

В цих молекулах ковалентність атомів водню і фтору дорівнює 1, а азоту – 3;
б) графічні формули:
Н – Н, F – F, , H – F;
в) за допомогою квантових комірок

Зв’язок утворюється тільки при взаємодії (перекриванні) орбіталей, що містять неспарені електрони з протилежними спінами;
г) орбітальні діаграми.

Цей спосіб дає змогу визначити направленість зв’язку і геометричну форму утвореної молекули.Кількість електронних хма­ринок, що беруть участь в утворенні зв’язків, і їх форму (тип) для кожного ато­ма визначають на підставі даних про утворення зв’язків за допомогою квантових комірок (п. в). Видно, що при утворенні молекули Н2 пере­кри­ваються дві s-орбіталі, F2 – дві р-орбіталі, N2 – шість р-орбіталей (по три у кожного атома азоту); HF – s-орбіталь атома водню і р-орбіталь атома фтору. Зна­ки «+» і «-» на орбіталях означають знаки амплітуди хвильової функції y, що описує рух електрона. Зв’язок утворюється, якщо перекриваються орбіталі з однаковими знаками амплітуд хвильових функцій.
Між атомами Н2; F2 i HF відбувається перекривання електронних хма­ринок тільки на прямій між ядрами атомів.

Отже,утворюється тільки s-зв’я­зок. У молекулі N2 існують три зв’язки. На лінії, що з’єднує ядра атомів (вісь х), орбіталі перекриваються з утворенням s-зв’язку. По осях у і z пере­кривання орбіталей здійснюється перпендикулярно до прямої, що з’єднує ядра атомів – утворюються дваp-зв’язки, значно слабші за s-зв’язки.

Перекривання АО у молекулі

Металічний зв’язок

Металічний зв’язок існує, в основному, у кристалах металів і утво­рюється «спільними» електронами, що вільно рухаються в об’ємі кристалічної ґратки між ато­мами і йонами металу, що утворилися при відриві електронів від ато­мів. Водневий зв’язок
Водневий зв’язок, на відміну від розглянутих вище типів хімічних зв’яз­ків, є міжмолекулярним зв’язком. Він утворюється між електронегативним еле­ментом (F,O,N) одної і позитивно поляризованим атомом водню іншої мо­лекули:
Хб– - Нб +... У б - –, де Х і У – атоми О, N або F.
Водневий зв’язок на порядок слабший за ковалентний, але відіграє дуже важливу роль. Саме завдяки водневому зв’язку вода у звичайних умовах є ріди­ною, існує впорядкованість і структура білкових систем тощо.
Крім водневого зв’язку, до міжмолекулярних сил взаємодії належать йон-йонні, йон-дипольні, диполь-дипольні та дисперсійні сили. Диполь-дипольні та дисперсійні сили часто об’єднують під одною назвою вандерваальсові сили.

Питання для самоперевірки

1.Ща таке хімічний зв’язок?

2.У чому сутність ковалентного зв’язку?

3.Що таке водневий зв’язок, привести приклади?

4.Вкажить вид хімічного зв’язку в таких сполуках: Н₂, СО₂, І₂. Відповідь обґрунтуйте.

5.Складіть рівняння реакції між простими речовинами, утвореними елементами з порядковими номерами 1 і 9. Який тип хімічного зв’язку має утворена сполука?

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: