Configuration électronique un atome est une représentation numérique de ses orbitales électroniques. Les orbitales électroniques sont des régions diverses formes situé autour noyau atomique, dans lequel la présence d'un électron est mathématiquement probable. La configuration électronique permet d'indiquer rapidement et facilement au lecteur le nombre d'orbitales électroniques d'un atome, ainsi que de déterminer le nombre d'électrons dans chaque orbitale. Après avoir lu cet article, vous maîtriserez la méthode d'élaboration des configurations électroniques.

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Distribution des électrons selon le système périodique de D. I. Mendeleïev

Trouver numéro atomique votre atome. Chaque atome a certain nombre les électrons qui lui sont associés. Trouvez le symbole de votre atome dans le tableau périodique. Le numéro atomique est un tout nombre positif, en commençant par 1 (pour l'hydrogène) et en augmentant de un pour chaque atome suivant. Le numéro atomique est le nombre de protons dans un atome, et donc aussi le nombre d’électrons d’un atome de charge nulle.

Déterminez la charge d’un atome. Les atomes neutres auront le même nombre d’électrons que celui indiqué dans le tableau périodique. Cependant, les atomes chargés auront plus ou moins plus petit nombreélectrons - en fonction de l'ampleur de leur charge. Si vous travaillez avec un atome chargé, ajoutez ou soustrayez des électrons comme suit : ajoutez un électron pour chaque charge négative et soustrayez-en un pour chaque positif.

Par exemple, un atome de sodium de charge -1 aura un électron supplémentaire en outreà son numéro atomique de base 11. En d’autres termes, l’atome aura un total de 12 électrons.
Si nous parlons de environ un atome de sodium de charge +1, à partir de la base numéro atomique 11, vous devez retirer un électron. Ainsi, l’atome aura 10 électrons.

N'oubliez pas la liste de base des orbitales.À mesure que le nombre d’électrons dans un atome augmente, ils remplissent les différents sous-niveaux de la couche électronique de l’atome selon une séquence spécifique. Chaque sous-niveau de la couche électronique, une fois rempli, contient nombre pair des électrons. Les sous-niveaux suivants sont disponibles :

Comprendre la notation de configuration électronique. Les configurations électroniques sont écrites pour montrer clairement le nombre d'électrons dans chaque orbitale. Les orbitales sont écrites séquentiellement, le nombre d'atomes dans chaque orbitale étant écrit en exposant à droite du nom de l'orbitale. La configuration électronique complétée prend la forme d'une séquence de désignations de sous-niveaux et d'exposants.
- Voici par exemple la configuration électronique la plus simple : 1s 2 2s 2 2p 6 . Cette configuration montre qu’il y a deux électrons dans le sous-niveau 1s, deux électrons dans le sous-niveau 2s et six électrons dans le sous-niveau 2p. 2 + 2 + 6 = 10 électrons au total. Il s'agit de la configuration électronique d'un atome de néon neutre (le numéro atomique du néon est 10).
Rappelez-vous l'ordre des orbitales. Gardez à l’esprit que les orbitales électroniques sont numérotées par ordre croissant de nombre de couches électroniques, mais disposées par ordre croissant d’énergie. Par exemple, une orbitale 4s 2 remplie a une énergie plus faible (ou moins de mobilité) qu'une orbitale 3d 10 partiellement remplie ou remplie, donc l'orbitale 4s est écrite en premier. Une fois que vous connaissez l’ordre des orbitales, vous pouvez facilement les remplir en fonction du nombre d’électrons dans l’atome. L’ordre de remplissage des orbitales est le suivant : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- La configuration électronique d'un atome dans lequel toutes les orbitales sont remplies sera la suivante : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6j 10 7p 6
- Notez que l'entrée ci-dessus, lorsque toutes les orbitales sont remplies, est la configuration électronique de l'élément Uuo (ununoctium) 118, l'atome le plus élevé du tableau périodique. Par conséquent, cette configuration électronique contient tous les sous-niveaux électroniques actuellement connus d’un atome chargé de manière neutre.
Remplissez les orbitales en fonction du nombre d'électrons dans votre atome. Par exemple, si nous voulons écrire configuration électronique atome de calcium neutre, il faut commencer par rechercher son numéro atomique dans le tableau périodique. Son numéro atomique est 20, nous allons donc écrire la configuration d'un atome à 20 électrons selon l'ordre ci-dessus.
- Remplissez les orbitales selon l’ordre ci-dessus jusqu’à atteindre le vingtième électron. La première orbitale 1s aura deux électrons, l'orbitale 2s en aura aussi deux, la 2p en aura six, la 3s en aura deux, la 3p en aura 6, et les 4s en auront 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Autrement dit, la configuration électronique du calcium a la forme : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Notez que les orbitales sont classées par ordre croissant d’énergie. Par exemple, lorsque vous êtes prêt à passer en 4e niveau d'énergie, puis notez d'abord l'orbitale 4s, et alors 3d. Après le quatrième niveau d’énergie, vous passez au cinquième, où le même ordre se répète. Cela ne se produit qu'après le troisième niveau d'énergie.
Utilisez le tableau périodique comme repère visuel. Vous avez probablement déjà remarqué que la forme du tableau périodique correspond à l'ordre des sous-niveaux électroniques dans les configurations électroniques. Par exemple, les atomes de la deuxième colonne en partant de la gauche se terminent toujours par "s 2", et les atomes sur le bord droit de la fine partie centrale se terminent toujours par "d 10", etc. Utilisez le tableau périodique comme guide visuel pour écrire des configurations - comment l'ordre dans lequel vous ajoutez aux orbitales correspond à votre position dans le tableau. Voir ci-dessous:
- Plus précisément, les deux colonnes les plus à gauche contiennent des atomes dont les configurations électroniques se terminent par des orbitales s, le bloc de droite du tableau contient des atomes dont les configurations se terminent par des orbitales p et la moitié inférieure contient des atomes qui se terminent par des orbitales f.
- Par exemple, lorsque vous notez la configuration électronique du chlore, pensez ainsi : « Cet atome est situé dans la troisième rangée (ou « période ») du tableau périodique. Il est également situé dans le cinquième groupe du bloc orbital p. du tableau périodique. Par conséquent, sa configuration électronique se terminera par ..3p 5.
- Notez que les éléments de la région orbitale d et f du tableau sont caractérisés par des niveaux d'énergie qui ne correspondent pas à la période dans laquelle ils se trouvent. Par exemple, la première rangée d'un bloc d'éléments avec des orbitales d correspond à des orbitales 3d, bien qu'elle soit située dans la 4ème période, et la première rangée d'éléments avec des orbitales f correspond à une orbitale 4f, bien qu'elle soit située dans la 6ème période. période.
Apprenez les abréviations pour écrire de longues configurations électroniques. Les atomes situés à droite du tableau périodique sont appelés gaz nobles. Ces éléments sont chimiquement très stables. Pour raccourcir le processus d'écriture de configurations électroniques longues, écrivez simplement crochets symbole chimique du gaz rare le plus proche contenant moins d’électrons que votre atome, puis continuez à écrire la configuration électronique des niveaux orbitaux suivants. Voir ci-dessous:
- Pour comprendre ce concept, il sera utile d'écrire un exemple de configuration. Écrivons la configuration du zinc (numéro atomique 30) en utilisant l'abréviation qui inclut le gaz rare. La configuration complète du zinc ressemble à ceci : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Cependant, nous voyons que 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 est la configuration électronique de l'argon, un gaz rare. Remplacez simplement une partie de la configuration électronique pour le zinc par le symbole chimique pour l'argon entre crochets (.)
- Ainsi, la configuration électronique du zinc, écrite sous forme abrégée, a la forme : 4s 2 3j 10 .
- Veuillez noter que si vous écrivez la configuration électronique d'un gaz noble, disons l'argon, vous ne pouvez pas l'écrire ! Il faut utiliser l'abréviation du gaz noble précédant cet élément ; pour l'argon ce sera du néon ().
Utilisation du tableau périodique ADOMAH
1. Maîtrisez le tableau périodique ADOMAH. Cette méthode l'enregistrement de la configuration électronique ne nécessite pas de mémorisation, mais nécessite un tableau périodique modifié, puisque dans le tableau périodique traditionnel, à partir de la quatrième période, le numéro de période ne correspond pas à la couche électronique. Retrouvez le tableau périodique ADOMAH - type spécial tableau périodique, développé par le scientifique Valery Zimmerman. Il est facile à trouver avec une courte recherche sur Internet.
  - DANS tableau périodique Les lignes horizontales ADOMAH représentent des groupes d'éléments tels que les halogènes, des gaz inertes, métaux alcalins, métaux alcalino-terreux etc. Les colonnes verticales correspondent aux niveaux électroniques et aux soi-disant « cascades » (lignes diagonales reliant blocs s,p,d et f) correspondent à des périodes.
  - L'hélium est déplacé vers l'hydrogène car ces deux éléments sont caractérisés par une orbitale 1s. Les blocs de périodes (s,p,d et f) sont affichés avec côté droit, et les numéros de niveau sont donnés à la base. Les éléments sont représentés dans des cases numérotées de 1 à 120. Ces nombres sont des nombres atomiques ordinaires qui représentent totalélectrons dans un atome neutre.
2. Trouvez votre atome dans la table ADOMAH. Pour écrire la configuration électronique d'un élément, recherchez son symbole sur le tableau périodique ADOMAH et rayez tous les éléments de numéro atomique plus élevé. Par exemple, si vous devez écrire la configuration électronique de l'erbium (68), rayez tous les éléments de 69 à 120.
  - Notez les chiffres de 1 à 8 au bas du tableau. Ce sont des nombres de niveaux électroniques ou des nombres de colonnes. Ignorez les colonnes qui contiennent uniquement des éléments barrés. Pour l'erbium, il reste les colonnes numérotées 1,2,3,4,5 et 6.
3. Comptez les sous-niveaux orbitaux jusqu'à votre élément. En regardant les symboles de bloc affichés à droite du tableau (s, p, d et f) et les numéros de colonnes affichés à la base, ignorez les lignes diagonales entre les blocs et divisez les colonnes en blocs de colonnes, en les répertoriant dans l'ordre. de bas en haut. Encore une fois, ignorez les blocs dont tous les éléments sont barrés. Écrivez des blocs de colonnes en commençant par le numéro de colonne suivi du symbole du bloc, ainsi : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pour l'erbium).
  - Veuillez noter : la configuration électronique ci-dessus de Er est écrite par ordre croissant du numéro de sous-niveau électronique. Il peut également s'écrire dans l'ordre de remplissage des orbitales. Pour ce faire, suivez les cascades de bas en haut, plutôt que les colonnes, lorsque vous écrivez des blocs de colonnes : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .
4. Comptez les électrons pour chaque sous-niveau électronique. Comptez les éléments de chaque bloc de colonne qui n'ont pas été barrés, en attachant un électron de chaque élément, et écrivez leur numéro à côté du symbole de bloc pour chaque bloc de colonne ainsi : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4j 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Dans notre exemple, il s'agit de la configuration électronique de l'erbium.
5. Soyez conscient des configurations électroniques incorrectes. Il existe dix-huit exceptions typiques liées aux configurations électroniques des atomes dans l’état d’énergie le plus bas, également appelé état d’énergie fondamentale. Ils n'obéissent pas règle générale seulement dans les deux ou trois dernières positions occupées par les électrons. Dans ce cas, la configuration électronique réelle suppose que les électrons sont dans un état d’énergie inférieure à la configuration standard de l’atome. Les atomes d'exception incluent :
  - Cr(..., 3d5, 4s1) ; Cu(..., 3d10, 4s1) ; Nb(..., 4d4, 5s1) ; Mo(..., 4d5, 5s1) ; Ru(..., 4d7, 5s1) ; RH(..., 4d8, 5s1) ; PD(..., 4d10, 5s0) ; Ag(..., 4d10, 5s1) ; La(..., 5d1, 6s2) ; Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2) ; D.ieu(..., 4f7, 5d1, 6s2) ; Au(..., 5d10, 6s1) ; Ac(..., 6d1, 7s2) ; Ème(..., 6d2, 7s2) ; Pennsylvanie(..., 5f2, 6d1, 7s2) ; U(..., 5f3, 6d1, 7s2) ; Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) et Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
  - Pour trouver le numéro atomique d’un atome lorsqu’il est écrit sous forme de configuration électronique, additionnez simplement tous les nombres qui suivent les lettres (s, p, d et f). Cela ne fonctionne que pour les atomes neutres, si vous avez affaire à un ion, cela ne fonctionnera pas – vous devrez ajouter ou soustraire le nombre d'électrons supplémentaires ou perdus.
  - Le chiffre qui suit la lettre est en exposant, ne vous trompez pas lors du test.
  - Il n’y a pas de stabilité de sous-niveau « à moitié pleine ». C'est une simplification. Toute stabilité attribuée aux sous-niveaux « à moitié remplis » est due au fait que chaque orbitale est occupée par un électron, minimisant ainsi la répulsion entre les électrons.
  - Chaque atome tend vers un état stable, et les configurations les plus stables ont les sous-niveaux s et p remplis (s2 et p6). Les gaz rares ont cette configuration, ils réagissent donc rarement et sont situés à droite dans le tableau périodique. Par conséquent, si une configuration se termine par 3p 4, alors elle a besoin de deux électrons pour atteindre un état stable (en perdre six, y compris les électrons du sous-niveau s, nécessite plus d'énergie, il est donc plus facile d'en perdre quatre). Et si la configuration se termine par 4d 3, alors pour atteindre un état stable, elle doit perdre trois électrons. De plus, les sous-niveaux à moitié remplis (s1, p3, d5..) sont plus stables que, par exemple, p4 ou p2 ; cependant, s2 et p6 seront encore plus stables.
  - Lorsqu’il s’agit d’un ion, cela signifie que le nombre de protons n’est pas égal au nombre d’électrons. Dans ce cas, la charge de l’atome sera représentée en haut à droite (généralement) du symbole chimique. Par conséquent, un atome d'antimoine de charge +2 a la configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Notez que 5p 3 est devenu 5p 1 . Soyez prudent lorsque la configuration de l'atome neutre se termine par des sous-niveaux autres que s et p. Lorsque vous enlevez des électrons, vous ne pouvez les extraire que des orbitales de valence (orbitales s et p). Par conséquent, si la configuration se termine par 4s 2 3d 7 et que l'atome reçoit une charge de +2, alors la configuration se terminera par 4s 0 3d 7. Veuillez noter que 3j 7 Pas changements, les électrons de l’orbitale s sont perdus à la place.
  - Il existe des conditions dans lesquelles un électron est obligé de « passer à un niveau d'énergie plus élevé ». Lorsqu'il manque un électron à un sous-niveau pour être à moitié ou plein, prenez un électron du sous-niveau s ou p le plus proche et déplacez-le vers le sous-niveau qui a besoin de l'électron.
  - Il existe deux options pour enregistrer la configuration électronique. Ils peuvent être écrits par ordre croissant de niveaux d’énergie ou par ordre de remplissage des orbitales électroniques, comme cela a été montré ci-dessus pour l’erbium.
  - Vous pouvez également écrire la configuration électronique d'un élément en écrivant uniquement la configuration de valence, qui représente le dernier sous-niveau s et p. Ainsi, la configuration de valence de l'antimoine sera 5s 2 5p 3.
  - Les ions ne sont pas les mêmes. C'est beaucoup plus difficile avec eux. Sautez deux niveaux et suivez le même schéma en fonction de votre point de départ et du nombre d'électrons.

Billet№1

Chimie- l'un des domaines les plus importants et les plus étendus des sciences naturelles, la science des substances, de leurs propriétés, de leur structure et de leurs transformations résultant de réactions chimiques, ainsi que des lois fondamentales auxquelles ces transformations sont soumises. Étant donné que toutes les substances sont composées d'atomes qui, grâce à des liaisons chimiques, sont capables de former des molécules, la chimie s'intéresse principalement à l'étude des interactions entre les atomes et les molécules obtenues à la suite de ces interactions. Le sujet de la chimie concerne les éléments chimiques et leurs composés, ainsi que les lois qui régissent divers réactions chimiques. La chimie a beaucoup en commun avec la physique et la biologie ; en fait, la frontière entre elles est arbitraire. La chimie moderne est l’une des disciplines les plus étendues parmi toutes les sciences naturelles. La chimie en tant que discipline indépendante a été définie aux XVIe et XVIIe siècles, après plusieurs découvertes scientifiques, qui a justifié l'image mécaniste du monde, le développement de l'industrie, la création d'usines et l'émergence de la société bourgeoise. Cependant, comme la chimie, contrairement à la physique, ne pouvait pas être exprimée quantitativement, un débat a eu lieu quant à savoir si la chimie était une science quantitative et reproductible ou un autre type de connaissance. En 1661, Robert Boyle a créé l'ouvrage «The Skeptical Chemist», dans lequel il explique la différence entre les propriétés de diverses substances par le fait qu'elles sont construites à partir de différentes particules (corpuscules), responsables des propriétés de la substance. Van Helmont, alors qu'il étudiait la combustion, a introduit le concept gaz pour la substance qui en est formée, il a découvert le dioxyde de carbone. En 1672, Boyle découvrit que lorsque les métaux sont cuits, leur masse augmente, et expliqua cela par la capture de « particules lourdes de la flamme ». Sujet de chimie. L’un des principaux objets de la chimie concerne les substances qui composent tous les corps qui nous entourent. Un corps est tout ce qui a une masse et un volume. Gouttes de pluie, givre sur les branches, brouillard - corps constitués d'une seule substance - l'eau. Les phénomènes dans lesquels de nouvelles substances se forment à partir de certaines substances sont appelés chimiques. La chimie étudie de tels phénomènes. La chimie est la science des transformations des substances. Cette définition est devenue classique. La chimie étudie la composition et la structure des substances, les conditions et les moyens de convertir certaines substances en d'autres, la dépendance des propriétés des substances sur leur composition et leur structure.

La tâche principale de la chimie- identification et description de ces propriétés des substances, grâce auxquelles il est possible de transformer certaines substances en d'autres phénomènes chimiques, ou des réactions chimiques. Base théorique chimie inorganique- la loi périodique et le système périodique des éléments de Mendeleïev. La chimie inorganique moderne étudie la structure et les propriétés substances inorganiques en utilisant non seulement des produits chimiques, mais aussi méthodes physiques(par exemple spectroscopie).

Billet n°2

Selon le principe d'incertitude de Heisenberg, la position et l'impulsion d'un électron ne peuvent pas être déterminées simultanément avec une précision absolue. Cependant, malgré l’impossibilité de déterminer avec précision la position d’un électron, il est possible d’indiquer la probabilité qu’un électron se trouve dans une certaine position à un moment donné. La région de l’espace dans laquelle il existe une forte probabilité de trouver un électron est appelée orbitale. Le concept d'« orbitale » ne doit pas être identifié avec le concept d'orbite, qui est utilisé dans la théorie de Bohr. Dans la théorie de Bohr, une orbite fait référence à la trajectoire (chemin) d'un électron autour du noyau. Les électrons peuvent occuper quatre types différents d'orbitales, qui sont appelées orbitales S, p, d et f. Ces orbitales peuvent être représentées par des surfaces tridimensionnelles les délimitant. Les régions de l'espace délimitées par ces surfaces sont généralement choisies de manière à ce que la probabilité d'y trouver un seul électron soit de 95 %. En figue. La figure 1.18 montre schématiquement la forme des orbitales s et p. L'orbitale S est sphérique et l'orbitale P est en forme d'haltère. Puisqu’un électron a une charge négative, son orbitale peut être considérée comme une sorte de distribution de charges. Cette distribution est généralement appelée nuage électronique.

équation de Schrödinger- une équation qui décrit le changement dans l'espace et le temps de l'état pur spécifié par la fonction d'onde dans les systèmes quantiques hamiltoniens. Joue la même chose en mécanique quantique rôle important, comme l'équation de la deuxième loi de Newton en mécanique classique. On peut l'appeler l'équation du mouvement d'une particule quantique. Installé par Erwin Schrödinger en 1926. L'équation de Schrödinger est destinée aux particules sans spin se déplaçant à des vitesses bien inférieures à la vitesse de la lumière. Dans le cas de particules rapides et de particules à spin, ses généralisations sont utilisées.

Fonction d'onde, ou fonction psi- une fonction à valeurs complexes utilisée en mécanique quantique pour décrire l'état pur d'un système. Est-ce que le coefficient d'expansion du vecteur d'état sur une base (généralement une base de coordonnées) :

où est le vecteur de base des coordonnées et est la fonction d'onde dans la représentation des coordonnées. |ψ| 2 – probabilité de trouver une particule dans une région donnée de l’espace

Soit la fonction d'onde donnée par Espace à N dimensions, puis en chaque point de coordonnées , à un moment donné tça ressemblera à . Dans ce cas, l’équation de Schrödinger s’écrira :

où , est la constante de Planck ; - la masse de la particule, - l'énergie potentielle externe à la particule en ce point, - l'opérateur de Laplace (ou Laplacien), équivalent au carré de l'opérateur nabla

Billet n°3

Orbitale atomique- un seul électron fonction d'onde en sphérique symétrique champ électrique noyau atomique, se demandant principal n,orbital je Et magnétique m nombres quantiques.

Le nom « orbital » (et non orbite) reflète l'idée géométrique de états stationnaires électron V atome; ce nom spécial reflète le fait que l'état d'un électron dans un atome est décrit par les lois mécanique quantique et différent de classique mouvement sur trajectoires. Un ensemble d’orbitales atomiques ayant la même valeur du nombre quantique principal n constitue une couche électronique.

Nombres quantiques et nomenclature des orbitales

Distribution de densité de probabilité radiale pour les orbitales atomiques à différents n Et je.

Nombre quantique principal n peut prendre n'importe quelle valeur entière positive, à partir de un ( n= 1,2,3, … ∞) et détermine énergie totaleélectron dans une orbitale donnée (niveau d'énergie) :

L'énergie pour n= ∞ correspond énergie d'ionisation d'un seul électron pour un niveau d'énergie donné.

Le nombre quantique orbital (également appelé nombre quantique azimutal ou complémentaire) détermine moment cinétiqueélectron et peut prendre des valeurs entières de 0 à n - 1 (je = 0,1, …, n - 1). Élan dans ce cas est donné par la relation

Les orbitales atomiques sont généralement nommées par la lettre de leur numéro orbital :

Nombre quantique magnétique m je détermine la projection de l'orbitale moment cinétiqueà la direction champ magnétique et peut prendre des valeurs entières allant de - je avant je, dont 0 ( m je = -je … 0 … je):

Billet n°4

Chaque orbitale ne peut contenir plus de deux électrons, différant par la valeur du nombre quantique de spin s(dos). Cette interdiction est déterminée par le principe de Pauli. L'ordre de remplissage des orbitales de même niveau avec des électrons (orbitales avec la même valeur du nombre quantique principal n) est déterminé par la règle de Klechkovsky, l'ordre de remplissage des orbitales avec des électrons au sein d'un sous-niveau (orbitales avec les mêmes valeurs nombre quantique principal n et nombre quantique orbital je) est déterminé par la règle de Hund.

Un bref enregistrement de la distribution des électrons dans un atome sur les différentes couches électroniques de l'atome, en tenant compte de leurs nombres quantiques principaux et orbitaux n Et je appelée la configuration électronique d'un atome.

Le principe de Pauli(principe d'exclusion) est l'un des principes fondamentaux de la mécanique quantique, selon lequel deux ou plusieurs fermions identiques ne peuvent pas être simultanément dans le même état quantique.

Le principe de Pauli peut être formulé ainsi : au sein d'un système quantique, une seule particule peut être dans un état quantique donné, l'état de l'autre doit différer d'au moins un nombre quantique.

Formulation de la règle de Klechkovsky

l'énergie orbitale augmente constamment à mesure que la somme augmente, et à la même valeur de cette somme, l'orbitale atomique avec une valeur inférieure du nombre quantique principal a une énergie relativement plus faible. Par exemple, aux énergies orbitales, obéissez à la séquence, puisqu'ici le nombre quantique principal est le plus petit pour l'orbitale for ; la plus grande orbitale occupe une position intermédiaire.

Lors du remplissage des coquilles orbitales d'un atome, les états pour lesquels la somme du nombre quantique principal et du nombre quantique secondaire (orbital), c'est-à-dire ont une valeur plus petite, sont plus préférables (plus énergétiquement favorables) et, par conséquent, sont rempli plus tôt.

RègleHonda(Gunda) détermine l'ordre de remplissage des orbitales d'une certaine sous-couche et est formulé comme suit : la valeur totale du nombre quantique de spin des électrons d'une sous-couche donnée doit être maximale.

Cela signifie que dans chacune des orbitales de la sous-couche, un électron est rempli en premier, et seulement après que les orbitales non remplies soient épuisées, un deuxième électron est ajouté à cette orbitale. Dans ce cas, dans une orbitale, il y a deux électrons avec des spins demi-entiers de signe opposé, qui s'apparient (forment un nuage de deux électrons) et, par conséquent, le spin total de l'orbitale devient égal à zéro.

Billet n°5

Énergie d'ionisation- un type d'énergie de liaison, ou, comme on l'appelle parfois, le premier potentiel d'ionisation (I 1), est la plus petite énergie nécessaire pour retirer un électron d'un atome libre dans son état d'énergie (fondamental) le plus bas jusqu'à l'infini.

L'énergie d'ionisation est l'une des principales caractéristiques d'un atome, dont dépendent en grande partie la nature et la force des liaisons chimiques formées par l'atome. Les propriétés réductrices de la substance simple correspondante dépendent également de manière significative de l'énergie d'ionisation de l'atome.

Pour un atome multiélectronique, il existe également les notions de deuxième, troisième, etc. potentiels d'ionisation, qui représentent l'énergie d'élimination d'un électron de ses cations libres non excités avec des charges +1, +2, etc. Ces potentiels d'ionisation sont généralement moins important pour caractériser un élément chimique.

L'énergie d'ionisation a toujours une valeur endoénergétique (cela est compréhensible, puisque pour retirer un électron d'un atome, il faut appliquer de l'énergie ; cela ne peut pas se produire spontanément).

Les facteurs suivants ont l'influence la plus significative sur l'énergie d'ionisation d'un atome :

la charge nucléaire effective, qui est fonction du nombre d'électrons dans l'atome qui protègent le noyau et sont situés dans des orbitales internes plus profondes ;

distance radiale du noyau à la densité de charge maximale de l'électron externe, le plus faiblement lié à l'atome et qui le quitte lors de l'ionisation ;

une mesure du pouvoir de pénétration de cet électron ;

répulsion interélectronique parmi les électrons externes (de valence).

L'énergie d'ionisation est également influencée par des facteurs moins importants, tels que l'interaction d'échange mécanique quantique, la corrélation de spin et de charge, etc.

L'énergie d'ionisation des éléments est mesurée en électronvolts par atome ou en joules par mole.

L'énergie de l'affinité électronique de l'atome, ou juste lui affinité électronique, est l'énergie libérée lors de l'ajout d'un électron à un atome libre dans son état fondamental, le transformant en ion négatif(l'affinité électronique d'un atome est numériquement égale, mais de signe opposé à l'énergie d'ionisation de l'anion isolé correspondant à une seule charge).

Les affinités électroniques sont exprimées en kilojoules par mole (kJ/mol) ou en électronvolts par atome (eV/atome).

Contrairement au potentiel d'ionisation d'un atome, qui a toujours une valeur endoénergétique, l'affinité électronique d'un atome est décrite à la fois par des valeurs d'exoénergie et d'endoénergie.

Rayons atomiques. Les valeurs trouvées sur la base de certaines hypothèses sont considérées comme des rayons atomiques. Théoriquement, les rayons orbitaux sont calculés, c'est-à-dire la distance entre le centre du noyau et le maximum de densité électronique le plus éloigné de celui-ci.

Fréquence du changement rayons atomiques Cela s'exprime particulièrement clairement dans les éléments s et p : dans les périodes de gauche à droite, les rayons diminuent et dans les groupes de haut en bas, ils augmentent. Les modèles de changements dans les rayons atomiques des éléments d et f sont plus complexes

Billet n°6

Élément chimique- un ensemble d'atomes avec la même charge nucléaire et le même nombre de protons, coïncidant avec le numéro de série (atomique) dans le tableau périodique. Chaque élément chimique a son propre nom et son propre symbole, qui sont donnés dans le tableau périodique des éléments de Dmitri Ivanovitch Mendeleïev.

Forme d'existence éléments chimiques sous forme libre sont substances simples(singleton)

Actuellement, la loi périodique de D. I. Mendeleïev a la formulation suivante : "Les propriétés des éléments chimiques, ainsi que les formes et propriétés des substances simples et des composés qu'ils forment, dépendent périodiquement de l'ampleur des charges des noyaux de leurs atomes".

Les plus courantes sont 3 formes du tableau périodique : « court » (période courte), « long » (période longue) et « extra-long ». Dans la version « super-longue », chaque point occupe exactement une ligne. Dans la version « longue », les lanthanides et actinides sont supprimés de tableau général, ce qui le rend plus compact. Dans la forme d'enregistrement « courte », en plus de cela, la quatrième période et les périodes suivantes occupent chacune 2 lignes ; Les symboles des éléments des sous-groupes principal et secondaire sont alignés par rapport aux différents bords des cellules.

La forme abrégée du tableau, contenant huit groupes d'éléments, a été officiellement retirée par l'UICPA en 1989. Malgré la recommandation d'utiliser la forme longue, la forme courte continue d'être grand nombre Ouvrages et manuels de référence russes même après cette période. De la littérature étrangère moderne, la forme courte est complètement exclue et la forme longue est utilisée à sa place.

Billet n°10

La méthode orbitale moléculaire est la méthode la plus importante chimie quantique. La méthode est basée sur l'idée que chaque électron d'une molécule est décrit par sa propre fonction d'onde - une orbitale moléculaire (MO). En général, la méthode ML considère l'éducation liaisons chimiques en raison du mouvement de tous les électrons dans le champ total créé par tous les électrons et tous les noyaux des atomes d'origine. Cependant, comme la principale contribution à la formation des liaisons provient des électrons des couches externes (de valence), nous nous limitons généralement à considérer uniquement ces électrons. En chimie, la méthode MO (notamment sous forme de LCAO MO) est importante car elle permet d'obtenir des données sur la structure et les propriétés des molécules en fonction des caractéristiques correspondantes des atomes. Par conséquent, presque tous les concepts modernes de liaison chimique et de réactivité chimique sont basés sur les concepts de la méthode MO. Théorie des orbitales moléculaires(MO) donne une idée de la distribution de la densité électronique et explique les propriétés des molécules. Dans cette théorie, les dépendances de la mécanique quantique pour un atome sont étendues à un système plus complexe : une molécule. La molécule est considérée dans son ensemble, et non comme un ensemble d’atomes ayant conservé leur individualité. Dans une molécule (comme dans un atome), il existe des états énergétiques discrets d'électrons individuels (orbitales moléculaires) avec leur mouvement cohérent dans le champ les uns des autres et dans celui de tous les noyaux de la molécule. Chaque orbitale est caractérisée par son propre ensemble de nombres quantiques, reflétant les propriétés des électrons dans un état énergétique donné. Contrairement aux orbitales monocentriques des atomes, les orbitales des molécules sont multicentriques, c’est-à-dire que les molécules partagent des orbitales avec deux noyaux atomiques ou plus. Chaque orbitale moléculaire possède une certaine énergie, caractérisée approximativement par le potentiel d'ionisation correspondant.

Orbitales moléculaires à deux centres

La méthode des orbitales moléculaires utilise le concept d'orbitale moléculaire (similaire à l'orbitale atomique d'un atome) pour décrire la distribution de la densité électronique dans une molécule. Les orbitales moléculaires sont les fonctions d'onde d'un électron dans une molécule ou une autre particule chimique polyatomique. Chaque orbitale moléculaire (MO), comme une orbitale atomique (AO), peut être occupée par un ou deux électrons. L'état de l'électron dans la région de liaison est décrit par l'orbitale moléculaire de liaison, et dans la région anti-liante - par l'orbitale moléculaire anti-liante. La répartition des électrons entre les orbitales moléculaires suit les mêmes règles que la répartition des électrons entre les orbitales atomiques d’un atome isolé. Les orbitales moléculaires sont formées par certaines combinaisons d'orbitales atomiques. Leur nombre, leur énergie et leur forme peuvent être déduits du nombre, de l'énergie et de la forme des orbitales des atomes qui composent la molécule.????????????????????? ??????? ???????????????????????????????????????? ?????

Billet n°11: Liaison ionique. Connexion métallique. Liaison hydrogène. Forces de Van der Waals.

Liaison ionique- une forte liaison chimique formée entre des atomes avec une grande différence (> 1,7 sur l'échelle de Pauling) d'électronégativité, dans laquelle la parapole électronique totale va à l'atome avec la plus grande électronégativité. C'est l'attraction des ions en tant que corps de charges opposées. Un exemple est le composé CsF, dans lequel le « degré d'ionicité » est de 97 %. Considérons le mode de formation en utilisant l'exemple du chlorure. NaCl de sodium. La configuration électronique des atomes de sodium et de chlore peut être représentée comme suit : 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1 ; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5 Comme ceux-ci, ce sont des atomes avec des niveaux d'énergie incomplets. Évidemment, pour les compléter, il est plus facile à un atome de sodium de céder un électron que d’en gagner sept, et pour un atome de chlore, il est plus facile de gagner un électron que d’en céder sept. Lors d'une interaction chimique, l'atome de sodium cède complètement un électron et l'atome de chlore l'accepte. Schématiquement, cela peut s'écrire ainsi : Na. - l e -> Ion sodium Na+, coque stable à huit électrons 1s2 2s2 2p6 en raison du deuxième niveau d'énergie. :Cl + 1е --> .Cl - ion chlore, coque stable à huit électrons. Des forces d'attraction électrostatiques apparaissent entre les ions Na+ et Cl-, entraînant la formation d'un composé. La liaison ionique est un cas extrême de polarisation d'une liaison covalente polaire. Formé entre un métal typique et un non-métal. Dans ce cas, les électrons du métal sont entièrement transférés vers le non-métal. Des ions se forment.

Si une liaison chimique se forme entre des atomes qui ont une très grande différence d'électronégativité (EO > 1,7 selon Pauling), alors la paire d'électrons commune est complètement transférée à l'atome avec une EO plus élevée. Le résultat est la formation d’un composé d’ions de charges opposées :

Une attraction électrostatique se produit entre les ions résultants, appelée liaison ionique. Ou plutôt, ce look est pratique. En fait, la liaison ionique entre les atomes sous sa forme pure n’est réalisée nulle part ou presque nulle part ; en fait, la liaison est en partie de nature ionique et en partie covalente ; Dans le même temps, la liaison d’ions moléculaires complexes peut souvent être considérée comme purement ionique. Les différences les plus importantes entre les liaisons ioniques et les autres types de liaisons chimiques sont la non-directionnalité et la non-saturation. C'est pourquoi les cristaux formés par les liaisons ioniques gravitent vers divers amas denses des ions correspondants.

Caractéristiques De tels composés ont une bonne solubilité dans les solvants polaires (eau, acides, etc.). Cela se produit en raison des parties chargées de la molécule. Dans ce cas, les dipôles du solvant sont attirés par les extrémités chargées de la molécule et, à la suite du mouvement brownien, ils « déchirent » la molécule de la substance en morceaux et les entourent, les empêchant de se reconnecter. Le résultat est des ions entourés de dipôles de solvant.

Lorsque de tels composés sont dissous, de l'énergie est généralement libérée, car l'énergie totale des liaisons solvant-ion formées est supérieure à l'énergie de la liaison anion-cation. Les exceptions incluent de nombreux sels acide nitrique(nitrates), qui absorbent la chaleur une fois dissous (les solutions refroidissent). Ce dernier fait s’explique sur la base des lois considérées en chimie physique.

Une liaison métallique est une liaison chimique provoquée par la présence d’électrons relativement libres. Caractéristique des métaux purs et de leurs alliages et composés intermétalliques.

Mécanisme à maillons métalliques

À tous les nœuds du réseau cristallin, il y a ions positifs métal Entre eux, les électrons de valence se déplacent de manière aléatoire, comme des molécules de gaz, détachées des atomes lors de la formation des ions. Ces électrons agissent comme du ciment, retenant les ions positifs ensemble ; sinon, le réseau se désintégrerait sous l’influence des forces répulsives entre les ions. Dans le même temps, les électrons sont retenus par les ions dans le réseau cristallin et ne peuvent pas le quitter. Les forces de couplage ne sont ni localisées ni dirigées. Par conséquent, dans la plupart des cas, des nombres de coordination élevés (par exemple 12 ou 8) apparaissent.

[modifier]Réseaux cristallins caractéristiques

La plupart des métaux forment l'un des réseaux hautement symétriques suivants avec un regroupement serré d'atomes : cubique à corps centré, cubique à face centrée et hexagonal.

Dans un réseau cubique centré (bcc), les atomes sont situés aux sommets du cube et un atome est au centre du volume du cube. Les métaux ont un réseau cubique centré : Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba, etc.

Dans un réseau cubique à faces centrées (fcc), les atomes sont situés aux sommets du cube et au centre de chaque face. Les métaux de ce type ont un réseau : α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co, etc.

Dans un réseau hexagonal, les atomes sont situés aux sommets et au centre des bases hexagonales du prisme, et trois atomes sont situés dans le plan médian du prisme. Les métaux ont cet empilement d'atomes : Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca, etc.

[modifier]Autres propriétés

Les électrons en mouvement libre entraînent une conductivité électrique et thermique élevée. Les substances qui ont une liaison métallique combinent souvent résistance et plasticité, car lorsque les atomes sont déplacés les uns par rapport aux autres, les liaisons ne se rompent pas.

Forces de Van der Waals- forces d'interaction intermoléculaire d'énergie 0,8 - 8,16 kJ/mol. Ce terme désignait à l'origine toutes ces forces, en science moderne il est généralement appliqué aux forces qui surviennent lorsque les molécules se polarisent et forment des dipôles. Découvert par J.D. van der Waals en 1869.

Les forces de Van der Waals incluent les interactions entre dipôles (permanentes et induites). Le nom vient du fait que ces forces provoquent la correction de la pression interne dans l'équation d'état. du vrai gaz Van der Waals. Ces interactions déterminent principalement les forces responsables de la formation de la structure spatiale des macromolécules biologiques.

Les forces de Van der Waals se produisent également entre une particule (particule macroscopique ou nanoparticule) et une molécule et entre deux particules.

Classification des forces de Van der Waals

L'interaction de van der Waals se compose de trois types d'interactions faibles :

Forces d'orientation, attraction dipôle-dipôle. Elle s'effectue entre des molécules qui sont des dipôles permanents. Un exemple est le HCl à l’état liquide et solide. L'énergie d'une telle interaction est inversement proportionnelle au cube de la distance entre les dipôles.

Attraction de dispersion (forces de Londres). Interaction entre dipôles instantanés et induits. L'énergie d'une telle interaction est inversement proportionnelle à la puissance six de la distance entre les dipôles.

Attraction inductive. Interaction entre un dipôle permanent et un dipôle induit. L'énergie d'une telle interaction est inversement proportionnelle à la puissance six de la distance entre les dipôles.

Jusqu'à présent, de nombreux auteurs partent de l'hypothèse que les forces de Van der Waals déterminent l'interaction intercouche dans les cristaux en couches, ce qui contredit les données expérimentales : l'échelle d'anisotropie de température de Debye et, par conséquent, l'échelle d'anisotropie de réflexion sur réseau. Sur la base de cette hypothèse erronée, de nombreux modèles bidimensionnels ont été construits pour « décrire » les propriétés notamment du graphite et du nitrure de bore.

Billet n°12

Numéro de coordination en chimie

En chimie, la notion de numéro de coordination est apparue avec le développement de la chimie des composés complexes. Il fait référence au nombre de ligands (atomes, molécules, ions) qui forment la première sphère de coordination (interne) de l'agent complexant.

Par exemple, dans le sel complexe de l'hexacyanoferrate de potassium (III) K 3, le numéro de coordination de l'ion Fe 3+ est 6, et dans le cis-dichlorodiammineplatine (II) (sel de Peyrone) Pt(NH 3) 2 Cl 2 le platine central L'atome est lié à quatre ligands.

Le concept de numéro de coordination est également utilisé pour caractériser l'atome central dans les molécules, principalement dans les cas où le nombre d'atomes proches chimiquement liés n'est pas égal à la valeur numérique de la valence. Par exemple, dans une molécule d'acide nitrique, la valence formelle de l'atome d'azote central est de 4, l'état d'oxydation est de +5 et le numéro de coordination est de 3.

Le concept de numéro de coordination est également utilisé pour décrire la structure des liquides et corps amorphes. Dans ce cas, le nombre de coordination est une mesure d'ordre à courte portée, le nombre moyen voisins les plus proches atome. Cela peut être fractionnaire.

Atome central(CA) ou agent complexant est généralement un ion ou un atome métallique, bien que dans certains cas, il puisse s'agir d'un non-métal, par exemple du silicium et du phosphore dans les anions 2– et –, respectivement. CA forme des liaisons chimiques avec des ligands et les coordonne autour de lui. En conséquence, un composé de coordination est formé.

Ligand(de lat. ligare - lier) - un atome, un ion ou une molécule associé à un certain centre (accepteur). Le concept est utilisé en biochimie pour désigner des agents qui se combinent avec des accepteurs biologiques (récepteurs, immunoglobulines), ainsi qu'en chimie des composés complexes, désignant des particules attachées à un ou plusieurs atomes métalliques centraux (formant un complexe).

Étant donné que lors de la description des éléments, ils sont divisés en groupes avec des orbitales différentes, rappelons très brièvement l'essence de ce concept.

Selon le modèle atomique de Bohr, les électrons tournent autour du noyau sur des orbitales circulaires (coquilles). Chaque coquille a un niveau d'énergie strictement défini et est caractérisée par un certain nombre quantique. Dans la nature, seules certaines énergies électroniques sont possibles, c’est-à-dire des énergies orbitales discrètes (quantifiées) (« autorisées »). La théorie de Bohr attribue les couches électroniques K, L, M, N et plus encore dans l'ordre alphabet latin, en fonction du niveau d'énergie croissant des obus, nombre quantique principal n, égal à 1, 2, 3, 4, etc. Par la suite, il s'est avéré que coquilles électroniques divisé en sous-couches, et chacune est caractérisée par un certain niveau d'énergie quantique, caractérisé nombre quantique orbital l.

Selon principe incertain Heisenberg, il est impossible de déterminer avec précision l’emplacement d’un électron à un moment donné. Cependant, vous pouvez indiquer la probabilité que cela se produise. La région de l’espace dans laquelle la probabilité de trouver un électron est la plus élevée est appelée orbitale. Les électrons peuvent occuper 4 orbitales différents types, qui sont appelées orbitales s- (pointue), p- (principale), d- (diffuse) et f- (fondamentale). Auparavant, ces lettres désignaient raies spectrales l'hydrogène, mais actuellement ils ne sont utilisés que comme symboles, sans décodage.

Les orbitales peuvent être représentées comme surfaces tridimensionnelles. Généralement, les régions de l'espace délimitées par ces surfaces sont choisies de telle sorte que la probabilité de détecter un électron en leur sein soit de 95 %. Une représentation schématique des orbitales est présentée sur la Fig. 1.

Riz. 1.

L'orbitale s a une forme sphérique, l'orbitale p a la forme d'un haltère, l'orbitale d a la forme de deux haltères se croisant mutuellement à deux nœuds. plans perpendiculaires, la sous-couche s se compose d'une orbitale s, la sous-couche p - de 3 orbitales p, la sous-couche d - de 5 orbitales d.

Si aucun champ magnétique n’est appliqué, toutes les orbitales d’une sous-couche auront la même énergie ; dans ce cas, ils sont appelés dégénérés. Cependant, dans un champ magnétique externe, les sous-couches se divisent (effet Zeeman). Cet effet est possible pour toutes les orbitales sauf l’orbitale s. Il est caractérisé nombre quantique magnétique t. L'effet Zeeman est utilisé dans les spectrophotomètres d'absorption atomique modernes (AASP) pour augmenter leur sensibilité et réduire la limite de détection dans les analyses élémentaires.

Pour la biologie et la médecine, il est essentiel que les orbitales aient la même symétrie, c'est-à-dire avec les mêmes numéros l et m, mais avec des valeurs différentes du nombre quantique principal (par exemple, les orbitales 1s, 2s, 3s, 4s), diffèrent par leur taille relative. Volume espace interne Il y a plus d'orbitales électroniques pour les atomes avec grande valeur P. Une augmentation du volume de l'orbitale s'accompagne de son relâchement. Lors de la formation d’un complexe, la taille de l’atome joue un rôle important, puisqu’elle détermine la structure des composés de coordination. Dans le tableau La figure 1 montre la relation entre le nombre d'électrons et le nombre quantique principal.

Tableau 1. Nombre d'électrons à différentes significations nombre quantique m

En plus des trois nombres quantiques nommés, qui caractérisent les propriétés des électrons de chaque atome, il en existe un autre - nombre quantique de spin s , caractérisant non seulement les électrons, mais aussi les noyaux atomiques.

Bioorganiques médicaux. G.K. Barachkov

Les orbitales existent indépendamment du fait qu'un électron y soit présent (orbitales occupées) ou absent (orbitales vacantes). L'atome de chaque élément, en commençant par l'hydrogène et en terminant par le dernier élément obtenu aujourd'hui, a ensemble complet toutes les orbitales à tous les niveaux électroniques. Leur remplissage en électrons se produit lorsque numéro de série, c'est-à-dire la charge du noyau.

s-Les orbitales, comme indiqué ci-dessus, ont une forme sphérique et, par conséquent, la même densité électronique dans la direction de chaque axe de coordonnées tridimensionnelles :

Au premier niveau électronique de chaque atome, il n'y a qu'un seul s- orbital. À partir du deuxième niveau électronique en plus de s- trois orbitales apparaissent également R.-orbitales. Ils ont la forme de huit en trois dimensions, voici à quoi ressemble la zone de l'emplacement le plus probable R.-électron dans la région du noyau atomique. Chaque R.-l'orbitale est située le long de l'un des trois axes mutuellement perpendiculaires, conformément à cela dans le nom R.-les orbitales indiquent, à l'aide de l'indice correspondant, l'axe le long duquel se situe sa densité électronique maximale :

DANS chimie moderne L'orbitale est un concept déterminant qui nous permet de considérer les processus de formation de liaisons chimiques et d'analyser leurs propriétés, tandis que l'attention se concentre sur les orbitales des électrons qui participent à la formation des liaisons chimiques, c'est-à-dire les électrons de valence, généralement les électrons. du dernier niveau.

L'atome de carbone à l'état initial possède deux électrons dans le deuxième (dernier) niveau électronique. s-des orbitales (marquées en bleu) et un électron sur deux R.-orbitales (marquées en rouge et jaune), troisième orbitale – pz-vacant:

Hybridation.

Dans le cas où un atome de carbone participe à la formation de composés saturés (ne contenant pas de liaisons multiples), un s- orbitale et trois R.-les orbitales se combinent pour former de nouvelles orbitales qui sont des hybrides des orbitales originales (le processus est appelé hybridation). Le nombre d'orbitales hybrides est toujours égal au nombre d'orbitales originales, en dans ce cas, quatre. Les orbitales hybrides résultantes ont une forme identique et ressemblent extérieurement à des huit asymétriques en trois dimensions :

L'ensemble de la structure semble être inscrit dans tétraèdre régulier- un prisme assemblé à partir de triangles réguliers. Dans ce cas, les orbitales hybrides sont situées le long des axes d'un tel tétraèdre, l'angle entre deux axes quelconques est de 109°. Quatre électron de valence les carbones sont situés dans ces orbitales hybrides :

Participation des orbitales à la formation de liaisons chimiques simples.

Les propriétés des électrons situés dans quatre orbitales identiques sont équivalentes ; par conséquent, les liaisons chimiques formées avec la participation de ces électrons lors de l'interaction avec des atomes du même type seront équivalentes.

L'interaction d'un atome de carbone avec quatre atomes d'hydrogène s'accompagne du chevauchement mutuel d'orbitales hybrides allongées de carbone avec des orbitales sphériques d'hydrogène. Chaque orbitale contient un électron en raison du chevauchement, chaque paire d'électrons commence à se déplacer le long de l'orbitale moléculaire unie.

L'hybridation ne conduit qu'à une modification de la forme des orbitales au sein d'un atome, et le chevauchement des orbitales de deux atomes (hybrides ou ordinaires) conduit à la formation d'une liaison chimique entre eux. Dans ce cas ( cm. Figure ci-dessous), la densité électronique maximale est située le long de la ligne reliant deux atomes. Une telle connexion est appelée une connexion s.

DANS orthographe traditionnelle Les structures du méthane résultant utilisent un symbole de barre de valence au lieu d'orbitales qui se chevauchent. Pour une image tridimensionnelle d'une structure, la valence dirigée du plan de dessin vers le spectateur est représentée sous la forme d'une ligne continue en forme de coin, et la valence s'étendant au-delà du plan de dessin est représentée sous la forme d'un coin en pointillés. -ligne en forme :

Ainsi, la structure de la molécule de méthane est déterminée par la géométrie des orbitales hybrides du carbone :

La formation d'une molécule d'éthane est similaire au processus présenté ci-dessus, la différence est que lorsque les orbitales hybrides de deux atomes de carbone se chevauchent, Éducation SS- Connexions:

La géométrie de la molécule d'éthane ressemble au méthane, les angles de liaison sont de 109°, ce qui est déterminé par la disposition spatiale des orbitales hybrides du carbone :

Participation des orbitales à la formation de multiples liaisons chimiques.

La molécule d'éthylène est également formée avec la participation d'orbitales hybrides, mais une seule est impliquée dans l'hybridation s-orbital et seulement deux R.-orbitales ( px Et RU), troisième orbitale – pz, dirigé le long de l'axe z, ne participe pas à la formation des hybrides. Des trois orbitales initiales naissent trois orbitales hybrides, situées dans le même plan, formant une étoile à trois rayons, les angles entre les axes sont de 120° :

Deux atomes de carbone attachent quatre atomes d'hydrogène et se connectent également les uns aux autres, formant une liaison C-C s :

Deux orbitales pz, qui n'ont pas participé à l'hybridation, se chevauchent, leur géométrie est telle que le chevauchement ne se produit pas le long de la ligne Connexions SS, et au-dessus et en dessous. En conséquence, deux régions avec une densité électronique accrue se forment, où se trouvent deux électrons (marqués en bleu et rouge), participant à la formation de cette liaison. Ainsi, une orbitale moléculaire est formée, composée de deux régions séparées dans l’espace. Une liaison dans laquelle la densité électronique maximale est située à l’extérieur de la ligne reliant deux atomes est appelée liaison p :

Deuxième caractéristique de valence dans la notation double liaison, largement utilisé pour représenter les composés insaturés depuis des siècles, dans compréhension moderne implique la présence de deux régions à densité électronique accrue situées le long de différents côtés lignes de communication S-S.

La structure de la molécule d'éthylène est déterminée par la géométrie des orbitales hybrides, la valence angle N-S-N– 120° :

Lors de la formation d'acétylène, un s-orbital et un px-orbitale (orbitales p y Et pz, ne participent pas à la formation des hybrides). Les deux orbitales hybrides résultantes sont situées sur la même ligne, le long de l'axe X:

Le chevauchement des orbitales hybrides entre elles et avec les orbitales des atomes d'hydrogène conduit à la formation de liaisons C-C et C-H, représentées par une simple ligne de valence :

Deux paires d'orbitales restantes p y Et pz chevaucher. Dans la figure ci-dessous, les flèches colorées montrent que, d'après des considérations purement spatiales, le chevauchement le plus probable d'orbitales ayant les mêmes indices xx Et ooh. En conséquence, deux liaisons p sont formées autour d’une simple liaison s C-C :

En conséquence, la molécule d'acétylène a une forme en forme de bâtonnet :

Dans le benzène, le squelette moléculaire est constitué d'atomes de carbone ayant des orbitales hybrides composées d'un s- et deux R.-des orbitales disposées en forme d'étoile à trois rayons (comme l'éthylène), R.-les orbitales non impliquées dans l'hybridation sont représentées semi-transparentes :

Les orbitales vacantes, c'est-à-dire celles ne contenant pas d'électrons (), peuvent également participer à la formation de liaisons chimiques.

Orbitales de haut niveau.

À partir du quatrième niveau électronique, les atomes ont cinq d-orbitales, leur remplissage en électrons se produit à éléments de transition, en commençant par le scandium. Quatre d-les orbitales ont la forme de trèfles à quatre feuilles tridimensionnels, parfois appelés « feuilles de trèfle », elles ne diffèrent que par leur orientation dans l'espace, la cinquième d-orbital est un huit tridimensionnel enfilé dans un anneau :

d-Les orbitales peuvent former des hybrides avec s- Et p- orbitales. Possibilités d-les orbitales sont généralement utilisées pour analyser la structure et propriétés spectrales dans les complexes de métaux de transition.

À partir du sixième niveau électronique, les atomes en ont sept F-orbitales, leur remplissage en électrons se produit dans les atomes de lanthanides et d'actinides. F-Les orbitales ont une configuration assez complexe ; la figure ci-dessous montre la forme de trois des sept orbitales de ce type, qui ont même forme et orientés dans l'espace de différentes manières :

F-Les orbitales sont très rarement utilisées pour discuter des propriétés de divers composés, car les électrons qui s'y trouvent ne participent pratiquement pas aux transformations chimiques.

Perspectives.

Au huitième niveau électronique, il y a neuf g-orbitales. Les éléments contenant des électrons dans ces orbitales devraient apparaître dans la huitième période, alors qu'ils ne sont pas disponibles (l'élément n°118, dernier élément de la septième période, est attendu prochainement Tableau périodique, sa synthèse est réalisée à l'Institut commun de recherche nucléaire de Doubna).

Formulaire g-les orbitales, calculées par des méthodes de chimie quantique, sont encore plus complexes que celles de F-orbitales, la région de l'emplacement le plus probable de l'électron dans ce cas semble très bizarre. Indiqué ci-dessous apparence l'une des neuf orbitales de ce type :

Dans la chimie moderne, les idées sur l'atome et orbitales moléculaires sont largement utilisés pour décrire la structure et les propriétés réactionnelles des composés, ainsi que pour analyser les spectres de diverses molécules et, dans certains cas, pour prédire la possibilité de réactions.

Mikhaïl Levitski

Général expression analytique pour les fonctions R(r), 0(0) et Ф(ф) sont écrits en utilisant des fonctions mathématiques. On les retrouve dans la littérature spécialisée sur la mécanique quantique et la chimie quantique. Dans cette section, à l'aide d'un exemple s-, p- et « /-électrons », les principales dispositions adoptées pour décrire les orbitales électroniques, qui sont à la base de la théorie des liaisons chimiques, seront considérées.

Des résultats obtenus précédemment, il s'ensuit que la description de l'état d'un électron dans un atome s'avère beaucoup plus complexe que ne le suppose la théorie de Bohr. La mécanique quantique montre qu'un électron atomique peut être divers domaines l'espace entourant le noyau, et la probabilité de sa présence change lors du déplacement d'un point à l'autre. C’est là qu’est né le concept d’orbitales électroniques, exprimant davantage concept général nuage électronique. Physiciens sous orbitale électronique comprendre la fonction d'onde elle-même, correspondant à certains nombres quantiques. En chimie sous orbital s'entend comme un ensemble de positions d'un électron dans un atome, compte tenu de la probabilité de sa présence dans certaines régions de l'espace à proximité du noyau. Cette probabilité est déterminée par les fonctions R, 0, F. Le tableau 8.2 montre les expressions des fonctions d'onde dans un système de coordonnées sphériques s-,p- et "/-électrons.

La figure 8.21 montre les graphiques des fonctions R(r)(Fig. 8.21, UN) et la densité de probabilité de détection d'un électron dans une couche sphérique d'épaisseur dr|^^ = 4nr 2 i ? 2 (r)j - (Fig. 8.21, b) en fonction de la G. Devrait

faites attention au fait que pour partie radiale des états j fonction d'ondeà g = 0 (ceux. sur le noyau)(voir graphiques de fonctions R(r) En figue. 8.21, UN) avoir un maximum. Aucune contradiction avec bon sens(électron dans le noyau) ne se produit pas dans ce cas, puisque la fonction R(r) détermine la densité de probabilité et la probabilité elle-même

Tableau 8.2

Fonctions d'onde pour S-, p- et "/-électrons

Fin

Note. Les désignations suivantes sont utilisées dans le tableau : une = (Z/a^rvL une 0 = Oui 2 /(ces 2) = = 0,5292 1(7 10 m - Rayon de Bohr orbite électronique atome d'hydrogène.

à T-> 0 (voir le graphique de la fonction 4лг 2 /? 2 (r) sur la Fig. 8.21, b) au voisinage du noyau tend vers zéro.

La figure 8.22 montre un diagramme pour construire des graphiques de la partie angulaire de la fonction d'onde 7(0, a) et de son carré 7 2 (0, b) en utilisant l'orbitale p r comme exemple. La valeur 7(0, φ) pour l'angle 0 est représentée par la longueur du segment OM. Il convient de faire attention au fait que le graphique de la fonction 7(0) est représenté par des sphères, tandis que le graphique de 7 2 (0) est représenté par des « haltères » allongées. Donc, dans le tableau. 8.2 les fonctions d'onde de l'atome d'hydrogène ont été présentées pour n = 1, 2 et 3. La première ligne de ce tableau montre les données pour le 15ème état de l’électron. Dans ce cas la fonction R(r) a un maximum à g = 0 et diminue de façon exponentielle avec l'augmentation de r. La fonction 7(0, φ) ne dépend ni de 0 ni de φ, donc la distribution de densité de probabilité | oui| 2 est à symétrie sphérique. Il en va de même pour les 25 et 35 ÉTATS.

Riz. 8.21. Partie radiale des fonctions d'onde R(r) (a) et valeurs 4lg 2 L 2 (d) (b) pour certains états électroniques

Riz. 8.22. Schéma de construction de graphiques des parties angulaires de la fonction d'onde Oui(0,

Les solutions pour les états 2/b x = 2, / = 0u1u/R/ = 0u ± 1 sont données dans les lignes suivantes du tableau. 8.2. Il convient de noter que la solution pour l'orbitale p a une forme plus simple que pour les orbitales px Et RU. Cette sélection d'axe z lié à la nature système sphérique coordonnées (voir Figure 8.16). Afin d'obtenir la partie angulaire de la fonction d'onde sous forme réelle et de trouver une expression analytique générale pour les orbitales px Et RU, nous devons utiliser la propriété qui toute combinaison linéaire de solutions de l'équation de Schrödinger est également une solution de cette équation. Par conséquent, en utilisant la formule d'Euler, il est nécessaire de créer des combinaisons linéaires de solutions Y et Y 1 ; _ 1, donnant des fonctions d'onde réelles :

Dans ce type d'orbitale px Et RU sont présentés dans le tableau. 8.2. Ils sont largement utilisés en chimie. De la même manière, les parties angulaires ont été obtenues sous forme réelle pour les états ^/ des électrons. Après avoir déterminé les valeurs de toutes les parties de la fonction d'onde au point c g(g, 0,

En l'absence de tout influence externe, lorsqu'il n'y a aucune raison de sélectionner un axe dédié Oz, toutes les solutions de l'équation de Schrödinger et toutes leurs combinaisons linéaires peuvent avoir lieu. Cependant signification physique ce n'est pas le cas, car il n'y a aucun moyen de le vérifier : toute tentative d'établir la nature de l'orbitale introduira une perturbation dans le système et mettra en évidence l'axe. Oz. Cela montre aussi la particularité mécanique quantique(il s'avère que le dispositif d'étude de l'État viole l'état même de l'objet d'étude).

Si l’atome en question se retrouve entouré d’autres atomes, alors la survenue d’interactions introduit des changements importants dans son état énergétique. De plus, dans différentes circonstances, d'autres combinaisons linéaires de solutions peuvent devenir plus énergétiquement favorables (par exemple, la célèbre s-p et les états s-d-^-hybrides, qui sont une superposition - une combinaison linéaire, donnée dans le tableau. 8.2 orbitales).

La probabilité que des électrons restent dans des régions de l’espace identiques en volume, mais en des points différents pour les orbitales représentées, est différente. Présentez-le graphiquement sous une forme visuelle orbitales atomiques dans vue générale extrêmement difficile. En même temps, il y a différentes façons fais-le.

Tout devient encore plus compliqué lorsqu'on cherche à représenter la fonction d'onde totale d'un électron dans un atome, qui est le produit de cette méthode, notamment dans littérature scientifique les résultats sont présentés examen aux rayons X structures de molécules de composés chimiques.

division de trois fonctions, et son module carré |y(r, 0, q sous forme d'isolignes, c'est-à-dire des lignes reliant des points de mêmes valeurs --- (à l'instar du célèbre cartes géographiques). dV

La chimie quantique utilise aussi parfois des graphes orbitaux sous forme de surfaces fermées à l'intérieur desquelles est contenue une certaine quantité (le plus souvent 90 %) de la charge électronique totale. La figure 8.23 montre les orbitales pour différents étatsélectron dans un atome d’hydrogène. Il convient de noter le fait que l'orbite

Riz. 8.23.

les palans ne se touchent pas zéro point(poste central). Cela se produit parce que dans cette région, en raison de la partie radiale de la fonction d’onde, la densité de probabilité de détecter un électron est très faible (probabilité presque nulle de trouver un électron dans le noyau).

Déjà pour les atomes de type hydrogène, sans parler de plus systèmes complexes, les orbitales atomiques s’avèrent beaucoup plus complexes. Malheureusement, soyez précis solutions analytiques car de tels cas ne sont pas possibles. Par conséquent, en chimie quantique, ils utilisent diverses sortes modifications (approximations) qui décrivent plus ou moins adéquatement tel ou tel système, telle ou telle région de l'atome. Par exemple, dans l'exposant de l'exponentielle caractérisant la partie radiale de la fonction d'onde, un certain facteur constant, décrivant la compression-expansion d'un atome (multiplicateur de Slater). Parfois, pour la fonction radiale, on utilise non pas une, mais la somme de deux ou plusieurs exponentielles, chacune décrivant individuellement plus précisément la distribution de la densité électronique à proximité et à distance du noyau. Ces modifications et d'autres modifications empiriques à la solution pour différents atomes sont pris en compte dans les applications de chimie quantique.

Pour les atomes lourds, la probabilité de trouver un électron à l’intérieur du noyau devient importante. C'est cela qui détermine la transformation nucléaire appelée K-capture - la capture d'un électron de la couche K par un noyau, à la suite de laquelle un proton se transforme en neutron et la charge du noyau change.