Строение атома. 
Химическая связь

I. Значение темы Представление о строении атома необходимы для изучения Периодического закона Д. И. Менделеева, химической связи и свойств молекул, ионов, комплексных соединений. Без знания строения атома невозможно материалистическое понимание химии, биохимии, бионеорганической химии.

Теория химической связи — это важнейший раздел химии, так как свойства веществ, их реакционная способность зависят от состава, строения и типа химической связи между атомами.

Структуру белков, нуклеиновых кислот и других биологически важных соединений в значительной мере определяют водородные связи, поэтому они играют важную роль в химии жизненных процессов. Физиологическое действие того или иного вещества, входящего в состав организма человека, а также фармакологическое действие лекарственного препарата зависит от его химической природы, состава, электронной конфигурации, характера химической связи.

II. Теоретические сведения Для характеристики энергетического состояния электрона в атоме квантовая механика пользуется системой четырех квантовых чисел:

• 1) Главное квантовое число n — характеризует энергетический уровень, на котором находится электрон, а, следовательно, общий запас его энергии. Число n принимает целочисленные значения от 1 до ?, а для атомов элементов в нормальном, не возбужденном состоянии от 1 до 7. Уровни, отвечающие этим значениям, обозначаются соответственно буквами K, L, M, N, O, P и Q.
• 2) Энергетические состояния электронов одного уровня могут несколько отличаются друг от друга, в зависимости от конфигурации их электронных облаков, образуя группы электронов разных подуровней. Для характеристики подуровня служит побочное или орбитальное квантовое число l, которое может иметь целочисленные значения от 0 до n-1. Так, если главное квантовое число имеет только одно значение (n=0), тогда l=0 а при значении n=3, число l принимает значения — 0, 1, 2,3. Электроны, отвечающие этим значениям l, называются соответственно s-, p-, d-, f-электронами.
• 3) Магнитное квантовое число m_l — принимает все целочисленные значения от + l до —l, включая 0. Число значений m_l соответствует числу орбиталей на подуровне.

4) Спиновое квантовое число m_S — принимает два значения и и характеризует магнитное поле электрона.

Электронную конфигурацию атома получают, «заполняя» диаграмму состояний электронами с помощью следующих правил.

Принцип Паули гласит: в атоме не может быть двух электронов, характеризующихся одинаковым набором четырех квантовых чисел.

С помощью принципа Паули рассчитывают какое максимальное количество электронов может содержать любой уровень.

Заполнение уровней электронами происходит строго последовательно. Порядок заполнения подуровней можно определить на основании правила Клечковского: последовательность заполнения многоэлектронных атомов зависит от суммы (n+l). В пределах каждого значения суммы (n+l) порядок заполнения подуровней соответствует возрастанию главного квантового числа. В пределах одного подуровня электроны располагаются по АО в соответствии с правилом Хунда, то есть стремятся иметь максимальное значение суммарного спина.

Например:

Существует два основных подхода к описанию химической связи: метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.

Метод валентных связей исходит из того, что химическая связь осуществляется связывающими электронными парами, каждая из которых принадлежит двум атомам. Связывающие электронные пары могут образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму.

Геометрическая форма молекул и ионов определяется расположением ядер их атомов. Существует несколько наиболее распространенных геометрических форм соединений. Например,.

линейная…	В-А-В.	(BeF2, CO2),.
угловая…	(H2S, SO2,),.
плоский треугольник…	(BCl3, SO3).
тригональная пирамида…	(NH3,).
тетраэдр…	(СH4,).

Геометрическая форма молекул и ионов

Геометрия молекул и ионов sи р-элементов зависит, в основном, от числа и расположения у-связей и редко от наличия р-связей. Существует несколько способов определения геометрической формы соединений. Геометрическая форма многих молекул и ионов предопределяется расположением р-орбиталей центрального атома соединения. В то же время, геометрическая форма многих молекул и ионов не может быть описана с помощью атомных s-, p-, d-орбиталей. Это бывает тогда, когда у-связи образуются разными по симметрии орбиталями центрального атома, например, sи рили s-, pи d-орбита-лями. В этих случаях вводится представление о гибридных орбиталях центрального атома.

Метод молекулярных орбиталей (ММО). ММО исходит из того, что все электроны связанных атомов участвуют в образовании химической связи и в соединении находятся на молекулярных орбиталях (МО).

Число молекулярных орбиталей равно сумме чисел атомных орбиталей. Различают три группы молекулярных орбиталей: связывающие, разрыхляющие и несвязывающие. Электроны, находящиеся на связывающих молекулярных орбиталях, имеют энергию меньшую, чем на атомных, то есть связывают ядра атомов. Электроны, находящиеся на разрыхляющих молекулярных орбиталях, имеют энергию большую, чем на атомных, и, следовательно, ослабляют связь между ядрами атомов. Энергия электронов на несвязывающих молекулярных орбиталях практически равна их энергии на исходных атомных, поэтому такие электроны не влияют на прочность связи.

Исходя из распределения электронов по молекулярным орбиталям определяют такие характеристики химической связи, как кратность и магнитные свойства. Кратность связи рассчитывается как полуразность числа электронов на связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталях. По магнитным свойствам соединения делят на парамагнитные и диамагнитные. Парамагнитные соединения имеют неспареные электроны, в диамагнитных соединениях все электроны спарены.

III. Вопросы для самоконтроля.

• 1. Что характеризуют квантовые числа? Как они обозначаются? В каких пределах могут изменятся?
• 2. Сформулируйте принцип Паули. Какие следствия из него вытекают?
• 3. С помощью каких формул можно рассчитать максимальную емкость энергетического уровня, подуровня и максимальное число орбиталей на данном уровне?
• 4. В чем заключается сущность правила Хунда?
• 5. Сформулируйте правило Клечковского. В каком порядке будут заполнятся электронами подуровни 5s, 4p, 3d?
• 6. Перечислите основные положения метода валентных связей.
• 7. Как определяется максимальная ковалентность элемента? Чему равна максимальная ковалентность для атома азота, серы?
• 8. Покажите образование ковалентных молекул по:
  • а) обменному механизму;
  • б) донорно-акцепторному.
• 9. Дайте определение у-связи. Какие электронные облака могут участвовать в образовании у-связи? Изобразите их.
• 10. Дайте определение пи-связи и дельта-связи. Какие электронные облака могут участвовать при их образовании?
• 11. Изобразите возможные пространственные ореинтации атомов в молекулах типа: АВ, АВ₂, АВ₃, АВ₄. Каков их валентный угол?
• 12. Определите вид гибридизации углерода и алюминия в молекулах:
  • а) этилена;
  • б) хлорида алюминия.
• 13. В каких случаях ковалентная связь является
• а) полярной;
• б) неполярной?
• 14. Почему в таких молекулах, как СО₂, CS₂, CH₄, CCl₄ — химическая связь полярна, а молекулы неполярны?
• 15. Покажите механизм образования молекул с ионным типом связи.
• 16. Охарактеризуйте типы водородной связи. Какова биологическая роль водородной связи?
• 17. Изобразите диаграмму для молекулы неона методом молекулярных орбиталей. Может ли существовать такая молекула?

IV. Задачи с эталонами решения.

Пример 1:

Покажите какие орбитали и как участвуют в образовании химической связи в молекулах: а) Li₂; б) LiF; в) F₂. Напишите графические формулы этих молекул.

Решение:

Электронно-графические формулы атомов лития и фтора имеют вид:

Неспаренный электрон атома лития занимает 2s-орбиталь. Следовательно, в образовании химической связи вышеперечисленных соединений участвуют 2s-орбитали атомв лития и 2p-орбитали атомов фтора. Это можно изобразить так:

Графические формулы: Li-Li, Li-F, F-F.

Пример 2:

Сколько связей по обменному механизму могут образовывать атомы кислорода и серы? Напишите энергетические формулы их соединений со фтором.

Решение:

Кислород является элементом второго периода, на валентном уровне его атом имеет 4 орбитали и 6 электронов:

В валентном электронном уровне атома кислорода нет вакантных орбиталей; следовательно, атом кислорода может образовывать по обменному механизму только две связи. Соединение со фтором имеет общую формулу OF₂.

Сера — элемент третьего периода. Валентный уровень атомы серы состоит из трех подуровней и 9 орбиталей. Атом серы может иметь два валентно-возбужденных состояния:

Атом серы может образовывать 2,4 и 6 связей по обменному механизму. Соединения серы со фтором имеют формулы: SF₂, SF₄, SF₆.

Пример 3:

Какую геометрическую форму имеют: а) молекула H₂S; б) молекула CO₂?

Решение:

а) Из графической формулы H₂S H-S-H следует, что в H₂S атом серы образует две у-связи по обменному механизму.

Электронно-графическая формула серы (II):

Из формулы видно, что у-связи образуются р-орбиталями атома серы. Две р-орбитали расположены в пространстве так:

Каждая из них образует у-связь с 1 s-орбиталью атомов водорода:

Ядра атомов серы и водорода расположены следующим образом:

Следовательно, молекула H₂S — угловая.

б) графическая формула молекулы СО₂ имеет вид О=С=О. Атом углерода образует четыре связи по обменному механизму, из них две у-связи. Изображаем электронно-графическую формулу атома углерода (IV):

Две у-связи образуются самыми низкими по энергии, то есть 2sи 2p-орбиталями:

Наличие двух равноценных связей С-О в молекуле СО₂ объясняется тем, что одна s-и одна р-орбиталь смешиваются, и из них получаются две sp-гибридные орбитали, одинаковые и максимально удаленные друг от друга:

Молекула СО₂ — линейна.

Пример 4:

Какая гибридизация электронных облаков имеет место в атоме кремния при образовании молекулы SiF₄? Какова пространственная структура этой молекулы?

Решение:

В возбужденном состоянии структура внешнего энергетического уровня атома кремния следующая:

В образовании химических связей в атоме кремния участвуют электроны третьего энергетического уровня: один электрон в s-состоя-нии и три электроны в р-состоянии. При образовании молекулы SiF₄ возникают четыре гибридных электронных облака (sp³-гибридизация). Молекула SiF₄ имеет пространственную тетраэдрическую конфигурацию.

Пример 5:

Построить энергетическую диаграмму по методу МО в молекулах N₂, O₂.

Решение:

а).

• 1s-орбитали не участвуют в образовании связи, поэтому в молекуле N₂ содержится 10 валентных электронов, 2s-электрона также не вносят вклад в образование связи. В молекуле 8 связывающих и 2 разрыхляющих электрона:
• 8−2=6; 6: 2=3. ПС=3
• б)

8−4=4; 4: 2=2. ПС=2.

V. Задачи для самостоятельного решения.

• 1. Сколько валентных электронов и валентных АО имеют атомы: С и Si; N и Р; О и S? Чему равна максимальная ковалентность элементов второго и третьего периодов?
• 2. Определите сумму главного и орбитального квантовых чисел для подуровней 5s, 4p, 4d. В какой последовательности следует распределят электроны (по энергии)?
• 3. Напишите электронные формулы атомов хлора, марганца, цинка, железа и ионов Cl^-, Mg²⁺, Zn²⁺, Fe²⁺.
• 4. Найдите в периодической системе элементы, электронная формула которых ns²np². Напишите их химические символы и электронные формулы через оболочки инертных газов.

• 5. Определите тип гибридизации орбиталей бора и геометрическую форму иона .
• 6. Укажите какой из атомов в каждой приведенной ниже паре имеет большие размеры, энергию ионизации и электроотрицательность:
  • а) S, Cl; б) B, Al.
• 7. Перекрыванием каких АО образуются химические связи в молекулах LiF, MgF₂, CF₄? В каком из этих соединений и почему химическая связь более всего приближается к ионной? (ЭО_Li = 1,0; ЭО_Mg = 1,2; ЭО_С = 2,5; ЭО_F = 4).
• 8. Изобразите энергетическую диаграмму образования молекулы кислорода по методу МО. Охарактеризуйте ее магнитные свойства.

• 9. Объясните образование молекулярного иона с помощью метода МО. Чему равен порядок связи?
• 10. С помощью метода МО объясните невозможность образования молекулы гелия.

VI. Литература для самоподготовки.

• 1. Н. А. Глинка. Общая химия. — Л., 1979. — с. 47−62, 66−103; гл IV: с. 116−154.
• 2. А. С. Ленский Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. — М., 1987. — Гл. 8: с. 175−188; Гл. 9: с. 193−227.
• 3. Ю. А. Ершов, В. А. Попков и др. Общая химия. — М., 1993, с.
• 4. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2002
• 5. Лекции.