Elektroninė konfigūracija atomas yra skaitmeninis jo elektronų orbitalių vaizdas. Elektronų orbitalės yra regionai įvairių formų esančios aplinkui atomo branduolys, kuriame matematiškai tikėtinas elektrono buvimas. Elektroninė konfigūracija padeda greitai ir lengvai pasakyti skaitytojui, kiek elektronų orbitalių turi atomas, taip pat nustatyti elektronų skaičių kiekvienoje orbitoje. Perskaitę šį straipsnį, įsisavinsite elektroninių konfigūracijų sudarymo metodą.

Žingsniai

Elektronų pasiskirstymas naudojant periodinę D. I. Mendelejevo sistemą

Rasti atominis skaičius tavo atomas. Kiekvienas atomas turi tam tikras skaičius su juo susiję elektronai. Raskite savo atomo simbolį periodinėje lentelėje. Atominis skaičius yra visuma teigiamas skaičius, pradedant nuo 1 (vandeniliui) ir didėjant vienu kiekvienam paskesniam atomui. Atominis skaičius yra protonų skaičius atome, todėl tai yra ir nulinio krūvio atomo elektronų skaičius.

Nustatykite atomo krūvį. Neutralūs atomai turės tiek pat elektronų, kiek parodyta periodinėje lentelėje. Tačiau įkrauti atomai turės daugiau arba mažesnis skaičius elektronų – priklausomai nuo jų krūvio dydžio. Jei dirbate su įkrautu atomu, pridėkite arba atimkite elektronus taip: pridėkite po vieną elektroną kiekvienam neigiamas krūvis ir atimkite po vieną iš kiekvieno teigiamo.

• Pavyzdžiui, natrio atomas, kurio krūvis -1, turės papildomą elektroną be to iki jo bazinio atominio skaičiaus 11. Kitaip tariant, atomas iš viso turės 12 elektronų.
• Jeigu mes kalbame apie apie natrio atomą, kurio krūvis +1, nuo bazės atominis skaičius 11 reikia atimti vieną elektroną. Taigi atomas turės 10 elektronų.

1. Prisiminkite pagrindinį orbitų sąrašą. Didėjant elektronų skaičiui atome, jie pagal tam tikrą seką užpildo įvairius atomo elektronų apvalkalo polygius. Kiekviename elektronų apvalkalo polygyje, kai jis užpildytas, yra lyginis skaičius elektronų. Galimi šie sublygiai:

   Suprasti elektroninės konfigūracijos žymėjimą. Elektronų konfigūracijos parašytos taip, kad aiškiai parodytų elektronų skaičių kiekvienoje orbitoje. Orbitos rašomos paeiliui, o atomų skaičius kiekvienoje orbitoje rašomas kaip viršutinis indeksas orbitos pavadinimo dešinėje. Užbaigta elektroninė konfigūracija pateikiama kaip polygio pavadinimų ir viršutinių indeksų seka.

   • Pavyzdžiui, čia yra paprasčiausia elektroninė konfigūracija: 1s 2 2s 2 2p 6 .Ši konfigūracija rodo, kad yra du elektronai 1s polygyje, du elektronai 2s polygyje ir šeši elektronai 2p polygyje. 2 + 2 + 6 = iš viso 10 elektronų. Tai neutralaus neono atomo elektroninė konfigūracija (neono atominis skaičius yra 10).

2. Prisiminkite orbitų tvarką. Nepamirškite, kad elektronų orbitalės yra sunumeruotos didėjančio elektronų apvalkalo skaičiaus tvarka, tačiau išdėstytos didėjančia energijos tvarka. Pavyzdžiui, užpildyta 4s 2 orbitalė turi mažesnę energiją (arba mažesnį judrumą) nei iš dalies užpildyta arba užpildyta 3d 10 orbitalė, todėl pirmiausia rašoma 4s orbitalė. Sužinoję orbitalių tvarką, nesunkiai jas užpildysite pagal elektronų skaičių atome. Orbitalių užpildymo tvarka yra tokia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektroninė atomo, kuriame užpildytos visos orbitos, konfigūracija bus tokia: 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 65fs 14 6d 10 7p 6
   • Atkreipkite dėmesį, kad aukščiau pateiktas įrašas, kai visos orbitos yra užpildytos, yra elemento Uuo (ununoktium) 118, didžiausio atomo, kurio numeris yra periodinėje lentelėje, elektronų konfigūracija. Todėl šioje elektroninėje konfigūracijoje yra visi šiuo metu žinomi neutraliai įkrauto atomo elektroniniai polygiai.

3. Užpildykite orbitales pagal elektronų skaičių jūsų atome. Pavyzdžiui, jei norime rašyti elektroninė konfigūracija neutralus kalcio atomas, turime pradėti nuo jo atominio skaičiaus periodinėje lentelėje. Jo atominis skaičius yra 20, todėl 20 elektronų turinčio atomo konfigūraciją parašysime aukščiau pateikta tvarka.

   • Užpildykite orbitales aukščiau nurodyta tvarka, kol pasieksite dvidešimtąjį elektroną. Pirmoji 1s orbita turės du elektronus, 2s orbita taip pat turės du, 2p – šešis, 3s – du, 3p – 6, o 4s – 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Kitaip tariant, elektroninė kalcio konfigūracija yra tokia: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • Atkreipkite dėmesį, kad orbitos yra išdėstytos energijos didėjimo tvarka. Pavyzdžiui, kai esate pasirengęs pereiti į 4 vietą energijos lygis, tada pirmiausia užrašykite 4s orbitą ir tada 3d. Po ketvirtojo energijos lygio pereinate į penktąjį, kur kartojasi ta pati tvarka. Tai įvyksta tik po trečiojo energijos lygio.

4. Naudokite periodinę lentelę kaip vaizdinį užuominą. Tikriausiai jau pastebėjote, kad periodinės lentelės forma atitinka elektronų polygių tvarką elektronų konfigūracijoje. Pavyzdžiui, antrajame stulpelyje iš kairės esantys atomai visada baigiasi „s 2“, o plonos vidurinės dalies dešiniajame krašte esantys atomai visada baigiasi „d 10“ ir t. Naudokite periodinę lentelę kaip vaizdinį konfigūracijų rašymo vadovą – kaip tvarka, kuria įtraukiate į orbitas, atitinka jūsų padėtį lentelėje. Žiūrėkite žemiau:

   • Tiksliau, kairiausiose dviejose stulpeliuose yra atomai, kurių elektroninės konfigūracijos baigiasi s orbitalėmis, dešiniajame lentelės bloke yra atomai, kurių konfigūracijos baigiasi p orbitalėmis, o apatinėje pusėje yra atomai, kurie baigiasi f orbitalėmis.
   • Pavyzdžiui, kai užsirašote elektroninę chloro konfigūraciją, pagalvokite taip: "Šis atomas yra trečioje periodinės lentelės eilutėje (arba "periode"). Jis taip pat yra penktoje p orbitinio bloko grupėje. Todėl jos elektroninė konfigūracija baigsis ..3p 5
   • Atkreipkite dėmesį, kad lentelės d ir f orbitos srities elementai pasižymi energijos lygiais, kurie neatitinka laikotarpio, kuriame jie yra. Pavyzdžiui, pirmoji elementų bloko su d-orbitalėmis eilutė atitinka 3d orbitales, nors ji yra 4-ajame periode, o pirmoji elementų su f-orbitale eilutė atitinka 4f orbitalę, nepaisant to, kad ji yra 6-oje. laikotarpį.

5. Išmokite ilgų elektronų konfigūracijų rašymo santrumpas. Atomai, esantys dešiniajame periodinės lentelės krašte, vadinami tauriųjų dujų.Šie elementai yra chemiškai labai stabilūs. Norėdami sutrumpinti ilgų elektronų konfigūracijų rašymo procesą, tiesiog įrašykite laužtiniuose skliaustuose cheminis simbolis artimiausioms tauriosioms dujoms, turinčioms mažiau elektronų nei jūsų atomas, ir toliau rašyti kitų orbitos lygių elektronų konfigūraciją. Žiūrėkite žemiau:

   • Norint suprasti šią sąvoką, bus naudinga parašyti konfigūracijos pavyzdį. Parašykime cinko konfigūraciją (atominis skaičius 30) naudodami santrumpą, apimančią tauriąsias dujas. Visa cinko konfigūracija atrodo taip: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Tačiau matome, kad 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 yra argono, tauriųjų dujų, elektroninė konfigūracija. Tiesiog pakeiskite dalį elektroninės cinko konfigūracijos cheminiu argono simboliu laužtiniuose skliaustuose (.)
   • Taigi, elektroninė cinko konfigūracija, parašyta sutrumpintai, yra tokia: 4s 2 3d 10 .
   • Atkreipkite dėmesį, kad jei rašote inertinių dujų, tarkime argono, elektroninę konfigūraciją, negalite jos rašyti! Prieš šį elementą reikia vartoti tauriųjų dujų santrumpą; argonui tai bus neonas ().

   Naudojant periodinę lentelę ADOMAH

   1. Įvaldykite periodinę lentelę ADOMAH. Šis metodas elektroninės konfigūracijos įrašymui nereikia įsiminti, bet reikia modifikuotos periodinės lentelės, nes tradicinėje periodinėje lentelėje, pradedant nuo ketvirtojo periodo, periodo numeris neatitinka elektronų apvalkalo. Raskite periodinę lentelę ADOMAH - specialus tipas periodinė lentelė, kurią sukūrė mokslininkas Valerijus Zimmermanas. Tai lengva rasti naudojant trumpą internetinę paiešką.

      • IN periodinė lentelė ADOMAH horizontalios eilutės žymi elementų grupes, pvz., halogenus, inertinės dujos, šarminių metalų, šarminių žemių metalų ir tt Vertikalios stulpeliai atitinka elektroninius lygius ir vadinamąsias „kaskadas“ (įstrižainės linijos, jungiančios blokai s,p,d ir f) atitinka laikotarpius.
      • Helis perkeliamas link vandenilio, nes abu šie elementai pasižymi 1s orbitale. Laikotarpių blokai (s,p,d ir f) rodomi su dešinėje pusėje, o lygių numeriai pateikiami bazėje. Elementai pavaizduoti langeliuose, sunumeruotais nuo 1 iki 120. Šie skaičiai yra įprasti atominiai skaičiai, kurie reiškia bendras kiekis elektronai neutraliame atome.

   2. Raskite savo atomą ADOMAH lentelėje. Norėdami parašyti elektroninę elemento konfigūraciją, periodinėje lentelėje ADOMAH suraskite jo simbolį ir išbraukite visus elementus, kurių atominis skaičius didesnis. Pavyzdžiui, jei reikia parašyti erbio elektronų konfigūraciją (68), perbraukite visus elementus nuo 69 iki 120.

      • Atkreipkite dėmesį į skaičius nuo 1 iki 8 lentelės apačioje. Tai elektroninių lygių arba stulpelių skaičiai. Nepaisykite stulpelių, kuriuose yra tik perbraukti elementai. Erbiui lieka 1,2,3,4,5 ir 6 stulpeliai.

   3. Suskaičiuokite orbitos sublygius iki elemento.Žvelgdami į lentelės dešinėje rodomus blokų simbolius (s, p, d ir f) ir stulpelių numerius, rodomus bazėje, nekreipkite dėmesio į įstrižaines linijas tarp blokų ir suskaidykite stulpelius į stulpelių blokus, išvardydami juos eilės tvarka. iš apačios į viršų. Vėlgi, nekreipkite dėmesio į blokus, kuriuose visi elementai yra perbraukti. Rašykite stulpelių blokus pradedant nuo stulpelio numerio, po kurio nurodomas bloko simbolis, taigi: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbiui).

      • Atkreipkite dėmesį: aukščiau pateikta Er elektronų konfigūracija parašyta elektronų polygio skaičiaus didėjimo tvarka. Jis taip pat gali būti parašytas orbitų užpildymo tvarka. Norėdami tai padaryti, vadovaukitės pakopomis iš apačios į viršų, o ne stulpelius, kai rašote stulpelių blokus: 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. Suskaičiuokite kiekvieno elektronų polygio elektronus. Suskaičiuokite kiekvieno stulpelio bloko elementus, kurie nebuvo perbraukti, prijungdami po vieną elektroną iš kiekvieno elemento, ir parašykite jų skaičių prie kiekvieno stulpelio bloko bloko simbolio taip: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2. Mūsų pavyzdyje tai yra elektroninė erbio konfigūracija.

   5. Atkreipkite dėmesį į neteisingas elektronines konfigūracijas. Yra aštuoniolika tipiškų išimčių, susijusių su elektroninėmis atomų konfigūracijomis, turinčiomis mažiausią energijos būseną, dar vadinamą žemės energijos būsena. Jie nepaklūsta bendroji taisyklė tik paskutinėse dviejose ar trijose padėtyse, kurias užima elektronai. Šiuo atveju tikroji elektroninė konfigūracija daro prielaidą, kad elektronai yra mažesnės energijos būsenoje, palyginti su standartine atomo konfigūracija. Išimčių atomai apima:

      • Kr(..., 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); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ak(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ir cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Norėdami rasti atomo atominį skaičių, kai jis parašytas elektronų konfigūracijos forma, tiesiog sudėkite visus skaičius, einančius po raidžių (s, p, d ir f). Tai veikia tik neutraliems atomams, jei turite reikalų su jonu, tai neveiks – turėsite pridėti arba atimti papildomų arba prarastų elektronų skaičių.
      • Skaičius po raidės yra viršutinis indeksas, nedarykite klaidos teste.
      • Nėra „pusiau pilno“ polygio stabilumo. Tai yra supaprastinimas. Bet koks stabilumas, priskiriamas „pusiau užpildytiems“ polygiams, atsiranda todėl, kad kiekvieną orbitalę užima vienas elektronas, todėl atstūmimas tarp elektronų yra sumažintas.
      • Kiekvienas atomas linkęs į stabilią būseną, o stabiliausiose konfigūracijose yra užpildyti s ir p polygiai (s2 ir p6). Tauriosios dujos turi tokią konfigūraciją, todėl retai reaguoja ir yra periodinės lentelės dešinėje. Todėl, jei konfigūracija baigiasi 3p 4, tada jai reikia dviejų elektronų, kad pasiektų stabilią būseną (norint prarasti šešis, įskaitant s-polygio elektronus, reikia daugiau energijos, todėl prarasti keturis yra lengviau). Ir jei konfigūracija baigiasi 4d 3, tada norint pasiekti stabilią būseną, reikia prarasti tris elektronus. Be to, pusiau užpildyti polygiai (s1, p3, d5..) yra stabilesni nei, pavyzdžiui, p4 arba p2; tačiau s2 ir p6 bus dar stabilesni.
      • Kai susiduriate su jonu, tai reiškia, kad protonų skaičius nėra lygus elektronų skaičiui. Atomo krūvis šiuo atveju bus pavaizduotas cheminio simbolio viršuje, dešinėje (dažniausiai). Todėl stibio atomas su krūviu +2 turi elektroninę konfigūraciją 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Atminkite, kad 5p 3 pasikeitė į 5p 1. Būkite atsargūs, kai neutralaus atomo konfigūracija baigiasi kitais nei s ir p lygiais. Kai atimate elektronus, galite juos paimti tik iš valentinių orbitalių (s ir p orbitalių). Todėl, jei konfigūracija baigiasi 4s 2 3d 7 ir atomas gauna +2 krūvį, tada konfigūracija baigsis 4s 0 3d 7. Atkreipkite dėmesį, kad 3d 7 Ne pasikeičia, vietoj to prarandami elektronai iš s orbitos.
      • Yra sąlygų, kai elektronas yra priverstas „perkelti į aukštesnį energijos lygį“. Kai polygyje trūksta vieno elektrono, kad jis būtų pusiau arba pilnas, paimkite vieną elektroną iš artimiausio s arba p polygio ir perkelkite jį į polygį, kuriam reikia elektrono.
      • Yra dvi elektroninės konfigūracijos įrašymo parinktys. Jie gali būti parašyti didėjančia energijos lygio skaičių arba elektronų orbitalių užpildymo tvarka, kaip buvo parodyta erbio atveju.
      • Taip pat galite parašyti elektroninę elemento konfigūraciją, rašydami tik valentingumo konfigūraciją, kuri reiškia paskutinį s ir p polygį. Taigi, stibio valentinė konfigūracija bus 5s 2 5p 3.
      • Jonai nėra vienodi. Su jais daug sunkiau. Praleiskite du lygius ir vadovaukitės tuo pačiu modeliu, priklausomai nuo to, kur pradėjote ir koks yra elektronų skaičius.

Bilietas№1

Chemija- viena iš svarbiausių ir plačiausių gamtos mokslų sričių, mokslas apie medžiagas, jų savybes, struktūrą ir transformacijas, atsirandančias dėl cheminių reakcijų, taip pat pagrindinius dėsnius, kuriems taikomi šie virsmai. Kadangi visos medžiagos yra sudarytos iš atomų, kurie dėl cheminių ryšių gali sudaryti molekules, chemija daugiausia susijusi su atomų ir molekulių, gautų dėl tokių sąveikų, sąveikos tyrimu. Chemijos dalykas yra cheminiai elementai ir jų junginiai, taip pat dėsniai, valdantys įvairius cheminės reakcijos. Chemija turi daug bendro su fizika ir biologija, tiesą sakant, riba tarp jų yra savavališka. Šiuolaikinė chemija yra viena iš plačiausių disciplinų tarp visų gamtos mokslų. Chemija kaip savarankiška disciplina buvo apibrėžta XVI–XVII a., po daugelio mokslo atradimai, kuris pagrindė mechanistinį pasaulio vaizdą, pramonės raidą, gamyklų kūrimąsi ir buržuazinės visuomenės atsiradimą. Tačiau kadangi chemija, skirtingai nei fizika, negalėjo būti išreikšta kiekybiškai, kilo diskusijų, ar chemija yra kiekybinis, atkuriamas mokslas, ar kokios kitos žinios. 1661 m. Robertas Boyle'as sukūrė darbą „Skeptinis chemikas“, kuriame paaiškino įvairių medžiagų savybių skirtumą tuo, kad jos yra sudarytos iš skirtingų dalelių (kūnelių), atsakingų už medžiagos savybes. Van Helmont, studijuodamas degimą, pristatė koncepciją dujų su juo susidariusiai medžiagai jis atrado anglies dioksidą. 1672 m. Boyle'as atrado, kad degant metalams jų masė didėja, ir tai paaiškino „svoriomis liepsnos dalelėmis“. Chemijos dalykas. Vienas iš pagrindinių chemijos objektų yra medžiagos, sudarančios visus mus supančius kūnus. Kūnas yra viskas, kas turi masę ir tūrį. Lietaus lašai, šerkšnas ant šakų, rūkas – kūnai, susidedantys iš vienos medžiagos – vandens. Reiškiniai, kai iš tam tikrų medžiagų susidaro naujos medžiagos, vadinami cheminiais. Chemija tiria tokius reiškinius. Chemija yra mokslas apie medžiagų virsmą. Šis apibrėžimas tapo klasikiniu. Chemija tiria medžiagų sudėtį ir struktūrą, vienų medžiagų pavertimo kitomis sąlygomis ir būdus, medžiagų savybių priklausomybę nuo jų sudėties ir struktūros.

Pagrindinė chemijos užduotis- tokių medžiagų savybių nustatymas ir aprašymas, dėl kurių vienos medžiagos gali virsti kitomis cheminiai reiškiniai arba cheminės reakcijos. Teoriniai pagrindai neorganinė chemija- periodinė teisė ir Mendelejevo periodinė elementų sistema. Šiuolaikinė neorganinė chemija tiria struktūrą ir savybes neorganinių medžiagų naudojant ne tik chemikalus, bet ir fiziniai metodai(pvz., spektroskopija).

Bilietas Nr. 2

Pagal Heisenbergo neapibrėžtumo principą elektrono padėtis ir impulsas negali būti vienu metu nustatyti absoliučiu tikslumu. Tačiau, nepaisant to, kad neįmanoma tiksliai nustatyti elektrono padėties, galima nurodyti tikimybę, kad elektronas bet kuriuo metu bus tam tikroje padėtyje. Erdvės sritis, kurioje yra didelė tikimybė rasti elektroną, vadinama orbitale. „Orbitos“ sąvoka neturėtų būti tapatinama su Bohro teorijoje vartojama orbitos sąvoka. Bohro teorijoje orbita reiškia elektrono trajektoriją (taką) aplink branduolį. Elektronai gali užimti keturių skirtingų tipų orbitales, kurios vadinamos S-, p-, d- ir f-orbitalėmis. Šios orbitalės gali būti pavaizduotos jas ribojančiais trimačiais paviršiais. Šių paviršių apribotos erdvės sritys dažniausiai parenkamos taip, kad tikimybė juose rasti vieną elektroną būtų 95%. Fig. 1.18 paveiksle schematiškai pavaizduota s- ir p-orbitalių forma. S-orbitalė yra sferinė, o p-orbitalė yra hantelio formos. Kadangi elektronas turi neigiamą krūvį, jo orbita gali būti laikoma tam tikru krūvio pasiskirstymu. Šis pasiskirstymas paprastai vadinamas elektronų debesimi.

Šriodingerio lygtis- lygtis, apibūdinanti grynosios būsenos erdvės ir laiko kitimą, nurodytą bangine funkcija Hamiltono kvantinėse sistemose. Tą patį vaidina ir kvantinėje mechanikoje svarbus vaidmuo, kaip ir antrojo Niutono dėsnio lygtis klasikinėje mechanikoje. Ją galima pavadinti kvantinės dalelės judėjimo lygtimi. Įrengė Erwinas Schrödingeris 1926 m. Schrödingerio lygtis skirta besukėms dalelėms, judančioms daug mažesniu nei šviesos greitis greičiu. Greitų dalelių ir dalelių su sukiniu atveju naudojami jo apibendrinimai.

Bangos funkcija, arba psi funkcija- sudėtingos reikšmės funkcija, naudojama kvantinėje mechanikoje grynai sistemos būsenai apibūdinti. Ar būsenos vektoriaus plėtimosi koeficientas per bazę (dažniausiai koordinatės):

kur yra koordinačių bazinis vektorius ir banginė funkcija koordinačių vaizde. |ψ| 2 – tikimybė rasti dalelę tam tikroje erdvės srityje

Tegul banginė funkcija yra pateikta N matmenų erdvė, tada kiekviename taške su koordinatėmis , tam tikru momentu t tai atrodys. Šiuo atveju Schrödingerio lygtis bus parašyta taip:

kur , yra Planko konstanta; - dalelės masė, - potenciali energija, esanti išorinėje dalelės taške, - Laplaso operatorius (arba Laplaso), atitinkantis operatoriaus nabla kvadratą.

Bilietas Nr.3

Atominė orbita- vieno elektrono bangos funkcija sferinėje simetriškas elektrinis laukas atomo branduolys, stebisi pagrindinis n,orbita l Ir magnetinis m kvantiniai skaičiai.

Pavadinimas „orbita“ (ne orbita) atspindi geometrinę idėją stacionarios būsenos elektronas V atomas; šis ypatingas pavadinimas atspindi tai, kad elektrono būsena atome yra aprašyta dėsniais kvantinė mechanika ir skiriasi nuo klasikinis judėjimas toliau trajektorijos. Atominių orbitalių rinkinys, turintis tą pačią pagrindinio kvantinio skaičiaus n reikšmę, sudaro vieną elektronų apvalkalas.

Kvantiniai skaičiai ir orbitų nomenklatūra

Radialinis tikimybės tankio pasiskirstymas atominėms orbitoms esant skirtingoms n Ir l.

Pagrindinis kvantinis skaičius n gali gauti bet kokią teigiamą sveikąjį skaičių, pradedant nuo vieno ( n= 1,2,3, … ∞) ir nustato visos energijos elektronas tam tikroje orbitoje (energijos lygis):

Energija skirta n= ∞ atitinka vieno elektrono jonizacijos energija tam tikram energijos lygiui.

Orbitinis kvantinis skaičius (taip pat vadinamas azimutiniu arba papildomu kvantiniu skaičiumi) nustato kampinis momentas elektronų ir gali gauti sveikųjų skaičių nuo 0 iki n - 1 (l = 0,1, …, n - 1). Impulsasšiuo atveju pateikiama santykio

Atominės orbitos paprastai vadinamos jų orbitos numerio raidėmis:

Magnetinis kvantinis skaičius m l nustato orbitos projekciją kampinis momentasį kryptį magnetinis laukas ir gali būti sveikųjų skaičių nuo - lį l, įskaitant 0 ( m l = -l … 0 … l):

Bilietas Nr.4

Kiekvienoje orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai, kurie skiriasi sukimosi kvantinio skaičiaus reikšme s(atgal). Šį draudimą lemia Pauli principas. To paties lygio orbitalių užpildymo elektronais tvarka (orbitalės, turinčios tą pačią pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmę n) nustatoma pagal Klečkovskio taisyklę, orbitalių užpildymo elektronais tvarką viename polygyje (orbitalės su tos pačios vertybės pagrindinis kvantinis skaičius n ir orbitos kvantinis skaičius l) nustatoma pagal Hundo taisyklę.

Trumpas elektronų pasiskirstymas atome įvairiuose atomo elektronų apvalkaluose, atsižvelgiant į jų pagrindinius ir orbitinius kvantinius skaičius n Ir l vadinama elektronine atomo konfigūracija.

Pauliaus principas(išskyrimo principas) yra vienas iš pagrindinių kvantinės mechanikos principų, pagal kurį du ar daugiau vienodų fermionų vienu metu negali būti toje pačioje kvantinėje būsenoje.

Pauli principą galima suformuluoti taip: vienoje kvantinėje sistemoje tik viena dalelė gali būti tam tikroje kvantinėje būsenoje, kitos būsena turi skirtis bent vienu kvantiniu skaičiumi.

Klečkovskio taisyklės formulavimas

orbitos energija nuosekliai didėja, kai suma didėja, o esant tokiai pačiai šios sumos reikšmei, atominė orbita, kurios pagrindinis kvantinis skaičius yra mažesnė, turi santykinai mažesnę energiją.

Pavyzdžiui, orbitos energijos paklūsta sekai, nes čia pagrindinis kvantinis skaičius yra mažiausias už orbitos; didžiausia orbita užima tarpinę padėtį.

Užpildant atomo orbitinius apvalkalus, pirmenybė teikiama toms būsenoms, kurioms pagrindinio kvantinio skaičiaus ir antrinio (orbitinio) kvantinio skaičiaus suma, t. užpildytas anksčiau.TaisyklėHunda(Gunda)

Tai reiškia, kad kiekvienoje iš posluoksnio orbitalių pirmiausia užpildomas vienas elektronas ir tik išnaudojus neužpildytas orbitales, prie šios orbitalės pridedamas antras elektronas. Tokiu atveju vienoje orbitoje yra du elektronai su pusiau sveikuoju skaičiumi priešingo ženklo sukiniais, kurie susiporuoja (sudaro dviejų elektronų debesį) ir dėl to bendras orbitos sukinys tampa lygus nuliui.

Bilietas Nr.5

Jonizacijos energija- surišimo energijos rūšis arba, kaip kartais vadinama, pirmasis jonizacijos potencialas (I 1), yra mažiausia energija, reikalinga elektronui pašalinti iš laisvo atomo, esantį žemiausios energijos (pagrindinės) būsenos iki begalybės.

Jonizacijos energija yra viena iš pagrindinių atomo savybių, nuo kurios labai priklauso atomo susidarančių cheminių ryšių pobūdis ir stiprumas. Atitinkamos paprastos medžiagos redukuojančios savybės taip pat labai priklauso nuo atomo jonizacijos energijos.

Daugiaelektroniniam atomui taip pat yra antrojo, trečiojo ir tt jonizacijos potencialo sąvokos, kurios reiškia elektrono pašalinimo iš jo laisvų nesužadintų katijonų, kurių krūviai +1, +2 ir tt, energiją. Šie jonizacijos potencialai yra paprastai mažiau svarbūs apibūdinant cheminį elementą.

Jonizacijos energija visada turi endoenergetinę reikšmę (tai suprantama, nes norint pašalinti elektroną iš atomo, reikia panaudoti energiją; tai negali atsitikti spontaniškai).

Didžiausią įtaką atomo jonizacijos energijai turi šie veiksniai:

efektyvusis branduolio krūvis, kuris priklauso nuo elektronų skaičiaus atome, kuris apsaugo branduolį ir yra gilesnėse vidinėse orbitose;

radialinis atstumas nuo branduolio iki didžiausio išorinio elektrono krūvio tankio, silpniausiai surišto su atomu ir paliekančio jį jonizacijos metu;

to elektrono prasiskverbimo galios matas;

tarpelektroninis atstūmimas tarp išorinių (valentinių) elektronų.

Jonizacijos energijai įtakos turi ir mažiau reikšmingi veiksniai, tokie kaip kvantinių mechaninių mainų sąveika, sukimosi ir krūvio koreliacija ir kt.

Elementų jonizacijos energija matuojama elektronvoltais vienam atomui arba džauliais vienam moliui.

Atomo elektronų giminingumo energija, arba tik jį elektronų giminingumas, yra energija, išsiskirianti pridedant elektroną prie laisvo atomo jo pagrindinėje būsenoje, paverčiant jį į neigiamas jonas(atomo elektronų giminingumas yra skaitiniu požiūriu lygus, bet priešingas atitinkamo izoliuoto vieno krūvio anijono jonizacijos energijai).

Elektronų giminingumas išreiškiamas kilodžauliais moliui (kJ/mol) arba elektronų voltais atomui (eV/atomas).

Priešingai nei atomo jonizacijos potencialas, kuris visada turi endoenergetinę reikšmę, atomo elektronų giminingumas apibūdinamas tiek egzoenergetikos, tiek endoenergetikos reikšmėmis.

Atominiai spinduliai. Vertės, nustatytos remiantis tam tikromis prielaidomis, laikomos atominiais spinduliais. Teoriškai apskaičiuojami vadinamieji orbitos spinduliai arba atstumas nuo branduolio centro iki elektronų tankio maksimumo, esančio toliausiai nuo jo.

Keitimo dažnumas atominiai spinduliai Ypač aiškiai jis išreiškiamas s- ir p-elementais: laikotarpiais iš kairės į dešinę spinduliai mažėja, o grupėse iš viršaus į apačią didėja. D ir f elementų atominių spindulių kitimo modeliai yra sudėtingesni.

Bilietas Nr. 6

Cheminis elementas- atomų rinkinys, turintis tą patį branduolio krūvį ir protonų skaičių, sutampantį su serijos (atominiu) numeriu periodinėje lentelėje. Kiekvienas cheminis elementas turi savo pavadinimą ir simbolį, kuriuos periodinėje elementų lentelėje pateikė Dmitrijus Ivanovičius Mendelejevas.

Egzistencijos forma cheminiai elementai laisvoje formoje yra paprastos medžiagos(vienišas)

Šiuo metu D. I. Mendelejevo periodinis įstatymas turi tokią formuluotę: „cheminių elementų savybės, taip pat jų formuojamų paprastų medžiagų ir junginių formos ir savybės periodiškai priklauso nuo jų atomų branduolių krūvių dydžio“.

Dažniausios yra 3 periodinės lentelės formos: „trumpas“ (trumpas periodas), „ilgas“ (ilgas periodas) ir „ypač ilgas“. „Super ilgoje“ versijoje kiekvienas laikotarpis užima tiksliai vieną eilutę. „Ilgojoje“ versijoje lantanidai ir aktinidai pašalinami iš bendra lentelė, todėl jis tampa kompaktiškesnis. „Trumpoje“ įrašymo formoje, be to, ketvirtasis ir vėlesni laikotarpiai užima po 2 eilutes; Pagrindinių ir antrinių pogrupių elementų simboliai yra išlyginti skirtingų langelių kraštų atžvilgiu.

1989 m. IUPAC oficialiai panaikino trumpą lentelės formą, kurią sudaro aštuonios elementų grupės. Nepaisant rekomendacijos naudoti ilgąją formą, trumpoji forma išlieka didelis skaičius Rusų žinynai ir žinynai net ir po šio laiko. Iš šiuolaikinės užsienio literatūros trumpoji forma visiškai pašalinta, o vietoj jos naudojama ilgoji.

Bilietas Nr. 10

Molekulinės orbitos metodas yra pats svarbiausias metodas kvantinė chemija. Metodas remiasi idėja, kad kiekvienas molekulės elektronas apibūdinamas savo bangine funkcija – molekuline orbitale (MO). Apskritai, ML metodas apima išsilavinimą cheminiai ryšiai dėl visų elektronų judėjimo bendrame visų elektronų ir visų pirminių atomų branduolių sukurtame lauke. Tačiau kadangi pagrindinis indėlis formuojant ryšius yra iš išorinių (valentinių) apvalkalų elektronų, dažniausiai apsiribojame tik šiais elektronais. Chemijoje MO metodas (ypač LCAO MO forma) yra svarbus, nes leidžia gauti duomenis apie molekulių struktūrą ir savybes pagal atitinkamas atomų charakteristikas. Todėl beveik visos šiuolaikinės cheminio ryšio ir cheminio reaktyvumo sampratos yra pagrįstos MO metodo sąvokomis. Molekulinių orbitų teorija(MO) suteikia idėją apie elektronų tankio pasiskirstymą ir paaiškina molekulių savybes. Šioje teorijoje kvantinės mechaninės priklausomybės atomui išplečiamos iki sudėtingesnės sistemos – molekulės. Molekulė laikoma visuma, o ne individualumą išlaikiusiu atomų rinkiniu. Molekulėje (kaip ir atome) yra atskirų elektronų (molekulinių orbitalių) atskirų energetinių būsenų, kurių savarankiškas judėjimas vienas kito ir visų molekulės branduolių lauke. Kiekvienai orbitalei būdingas savas kvantinių skaičių rinkinys, atspindintis tam tikros energijos būsenos elektronų savybes. Skirtingai nuo vieno centro atomų orbitalių, molekulių orbitalės yra daugiacentrės, tai yra, molekulės dalijasi orbitomis su dviem ar daugiau atomų branduolių. Kiekviena molekulinė orbita turi tam tikrą energiją, kuri apytiksliai apibūdinama atitinkamu jonizacijos potencialu.

Dviejų centrų molekulinės orbitos

Molekulinės orbitos metodas naudoja molekulinės orbitos sąvoką (panašią į atominę orbitalę atomui), kad apibūdintų elektronų tankio pasiskirstymą molekulėje. Molekulinės orbitalės yra elektrono bangos funkcijos molekulėje ar kitoje poliatominėje cheminėje dalelėje. Kiekvieną molekulinę orbitalę (MO), kaip ir atominę orbitalę (AO), gali užimti vienas arba du elektronai. Elektrono būseną jungiamojoje srityje apibūdina jungiamoji molekulinė orbita, o antijungimo srityje - antijungimo molekulinė orbita. Elektronų pasiskirstymas tarp molekulinių orbitalių vyksta pagal tas pačias taisykles, kaip ir elektronų pasiskirstymas tarp atominių orbitalių izoliuotame atome. Molekulines orbitas sudaro tam tikri atominių orbitalių deriniai. Jų skaičių, energiją ir formą galima nustatyti iš atomų, sudarančių molekulę, orbitų skaičiaus, energijos ir formos.???????????????????????? ????????????????????????????????????? ??????

Bilietas Nr.11: Joninis ryšys. Metalinė jungtis. Vandenilinė jungtis. Van der Waals pajėgos.

Joninis ryšys- stiprus cheminis ryšys, susidaręs tarp atomų, turinčių didelį elektronegatyvumo skirtumą (> 1,7 pagal Paulingo skalę), kuriame bendras elektronų parapolitiškumas eina į atomą su didesniu elektronegatyvumu. Tai jonų, kaip priešingai įkrautų kūnų, trauka. Pavyzdys yra junginys CsF, kurio "joniškumo laipsnis" yra 97%. Panagrinėkime formavimo būdą chlorido pavyzdžiu natrio NaCl. Natrio ir chloro atomų elektroninė konfigūracija gali būti pavaizduota taip: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5 Tokie yra atomai su nepilnais energijos lygiais. Akivaizdu, kad norint juos užbaigti, natrio atomui lengviau atsisakyti vieno elektrono, nei įgyti septynis, o chloro atomui lengviau įgyti vieną elektroną nei septynis. Cheminės sąveikos metu natrio atomas visiškai atsisako vieno elektrono, o chloro atomas jį priima. Schematiškai tai galima parašyti taip: Na. - l e -> Na+ natrio jonas, stabilus aštuonių elektronų 1s2 2s2 2p6 apvalkalas dėl antrojo energijos lygio. :Cl + 1е --> .Cl - chloro jonas, stabilus aštuonių elektronų apvalkalas. Tarp Na+ ir Cl- jonų atsiranda elektrostatinės traukos jėgos, dėl kurių susidaro junginys. Joninis ryšys yra kraštutinis polinio kovalentinio ryšio poliarizacijos atvejis. Susidaro tarp tipiško metalo ir nemetalų. Šiuo atveju elektronai iš metalo visiškai perkeliami į nemetalą. Susidaro jonai.

Jei cheminis ryšys susidaro tarp atomų, kurių elektronegatyvumo skirtumas labai didelis (pagal Paulingą EO > 1,7), tai bendra elektronų pora visiškai pereina į atomą su didesniu EO. Dėl to susidaro priešingai įkrautų jonų junginys:

Tarp susidariusių jonų atsiranda elektrostatinė trauka, kuri vadinama joniniu ryšiu. Arba, ši išvaizda yra patogi. Tiesą sakant, joninis ryšys tarp atomų gryna forma nėra realizuojamas niekur arba beveik niekur, iš tikrųjų ryšys yra iš dalies joninis ir iš dalies kovalentinis. Tuo pačiu metu sudėtingų molekulinių jonų ryšys dažnai gali būti laikomas grynai joniniu. Svarbiausi skirtumai tarp joninių ryšių ir kitų tipų cheminių jungčių yra nekryptingumas ir neprisotinimas. Štai kodėl kristalai, susidarę dėl joninių ryšių, gravituoja į įvairius tankius atitinkamų jonų paketus.

Charakteristikos Tokie junginiai gerai tirpsta poliniuose tirpikliuose (vandenyje, rūgštyse ir kt.). Taip atsitinka dėl įkrautų molekulės dalių. Tokiu atveju tirpiklio dipoliai pritraukiami į krūvį turinčius molekulės galus ir dėl Brauno judėjimo „suplėšia“ medžiagos molekulę į gabalus ir juos apgaubia, neleisdami jiems vėl prisijungti. Rezultatas yra jonai, apsupti tirpiklio dipolių.

Tokiems junginiams ištirpus, paprastai išsiskiria energija, nes bendra susidariusių tirpiklio ir jonų jungčių energija yra didesnė už anijonų ir katijonų jungties energiją. Išimtys apima daug druskų azoto rūgštis(nitratai), kurie ištirpę sugeria šilumą (tirpalai atvėsta). Pastarasis faktas paaiškinamas remiantis dėsniais, kurie nagrinėjami fizikinėje chemijoje.

Metalinis ryšys yra cheminis ryšys, kurį sukelia santykinai laisvų elektronų buvimas. Būdingas tiek gryniems metalams, tiek jų lydiniams, tiek intermetaliniams junginiams.

Metalinis jungties mechanizmas

Visuose kristalinės gardelės mazguose yra teigiami jonai metalo Tarp jų valentiniai elektronai juda atsitiktinai, kaip dujų molekulės, atsiskiriančios nuo atomų formuojantis jonams. Šie elektronai veikia kaip cementas, kartu sulaikantys teigiamus jonus; kitu atveju gardelė suirtų veikiama atstumiamųjų jėgų tarp jonų. Tuo pačiu metu elektronai yra laikomi jonų kristalinėje gardelėje ir negali iš jos išeiti. Sukabinimo jėgos nėra lokalizuotos ar nukreiptos. Todėl daugeliu atvejų atsiranda dideli koordinavimo skaičiai (pavyzdžiui, 12 arba 8).

[taisyti] Būdingos kristalinės gardelės

Dauguma metalų sudaro vieną iš šių labai simetriškų gardelių su glaudžiais atomų paketais: kubinis kūno centre, kubinis į veidą ir šešiakampis.

Kūno centre esančioje kubinėje (bcc) gardelėje atomai yra kubo viršūnėse, o vienas atomas yra kubo tūrio centre. Metalai turi kubinę kūno centro gardelę: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba ir kt.

Veido centre esančioje kubinėje (fcc) gardelėje atomai yra kubo viršūnėse ir kiekvieno paviršiaus centre. Šio tipo metalai turi gardelę: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co ir kt.

Šešiakampėje gardelėje atomai išsidėstę prizmės šešiakampių pagrindų viršūnėse ir centre, o trys atomai – vidurinėje prizmės plokštumoje. Metalai turi tokį atomų paketą: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca ir kt.

[taisyti]Kitos ypatybės

Laisvai judantys elektronai sukelia aukštą elektros ir šilumos laidumą. Medžiagos, turinčios metalinį ryšį, dažnai derina stiprumą ir plastiškumą, nes kai atomai pasislenka vienas kito atžvilgiu, ryšiai nenutrūksta.

Van der Waals pajėgos- tarpmolekulinės sąveikos jėgos, kurių energija 0,8 - 8,16 kJ/mol. Šis terminas iš pradžių reiškė visas tokias jėgas šiuolaikinis mokslas jis dažniausiai taikomas jėgoms, atsirandančioms molekulėms poliarizuojantis ir formuojant dipolius. J. D. van der Waalsas atrado 1869 m.

Van der Waals jėgos apima sąveiką tarp dipolių (nuolatinių ir indukuotų). Pavadinimas kilęs iš to, kad šios jėgos sukelia būsenos lygties vidinio slėgio pataisą tikros dujos van der Waalsas. Šios sąveikos daugiausia lemia jėgas, atsakingas už biologinių makromolekulių erdvinės struktūros formavimąsi.

Van der Waals jėgos taip pat atsiranda tarp dalelės (makroskopinės dalelės arba nanodalelės) ir molekulės bei tarp dviejų dalelių.

Van der Waalso pajėgų klasifikacija

Van der Waals sąveika susideda iš trijų tipų silpnų sąveikų:

Orientacinės jėgos, dipolio-dipolio trauka. Jis atliekamas tarp molekulių, kurios yra nuolatiniai dipoliai. Pavyzdys yra HCl skystoje ir kietoje būsenoje. Tokios sąveikos energija yra atvirkščiai proporcinga atstumo tarp dipolių kubui.

Dispersijos trauka (Londono jėgos). Sąveika tarp momentinių ir indukuotų dipolių.

Tokios sąveikos energija yra atvirkščiai proporcinga atstumo tarp dipolių šeštajai laipsniai. Indukcinė trauka.

Nuolatinio dipolio ir indukuoto dipolio sąveika. Tokios sąveikos energija yra atvirkščiai proporcinga atstumo tarp dipolių šeštajai laipsniai.

Iki šiol daugelis autorių remiasi prielaida, kad van der Waals jėgos lemia tarpsluoksnių sąveiką sluoksniuotuose kristaluose, o tai prieštarauja eksperimentiniams duomenims: Debye temperatūros anizotropijos skalei ir atitinkamai grotelių atspindžio anizotropijos skalei. Remiantis šia klaidinga prielaida, buvo sukurta daug dvimačių modelių, kurie „apibūdina“ grafito ir boro nitrido savybes.

Bilietas Nr.12

Koordinavimo numeris chemijoje

Chemijoje koordinacinio skaičiaus sąvoka atsirado tobulėjant sudėtingų junginių chemijai. Tai reiškia ligandų (atomų, molekulių, jonų), kurie sudaro pirmąją kompleksinės medžiagos koordinavimo (vidinę) sferą, skaičių.

Pavyzdžiui, kompleksinėje kalio heksacianoferato (III) K 3 druskoje Fe 3+ jono koordinacinis skaičius yra 6, o cis-dichlorodiaminplatinoje (II) (Peirono druska) Pt(NH 3) 2 Cl 2 - centrinė platina. atomas yra prijungtas prie keturių ligandų.

Koordinavimo skaičiaus sąvoka taip pat naudojama apibūdinti centrinį atomą molekulėse, daugiausia tais atvejais, kai chemiškai sujungtų netoliese esančių atomų skaičius nėra lygus skaitinei valentingumo vertei. Pavyzdžiui, azoto rūgšties molekulėje centrinio azoto atomo formalusis valentingumas yra 4, oksidacijos laipsnis yra +5, o koordinacinis skaičius yra 3. Koordinavimo skaičiaus sąvoka taip pat vartojama skysčių struktūrai apibūdinti ir amorfiniai kūnai . Šiuo atveju koordinavimo numeris yra trumpojo nuotolio eilės matas, vidutinis skaičius artimiausi kaimynai

atomas. Jis gali būti trupmeninis.(CA) arba komplekso formuotojas paprastai yra metalo jonas arba atomas, nors kai kuriais atvejais tai gali būti ir nemetalas, pavyzdžiui, silicis ir fosforas atitinkamai 2 ir – anijonuose. CA sudaro cheminius ryšius su ligandais ir koordinuoja juos aplink save. Dėl to susidaro koordinacinis junginys.

Ligandas(nuo lat. ligare – surišti) – su tam tikru centru (akceptoriumi) susietas atomas, jonas ar molekulė. Ši sąvoka naudojama biochemijoje, žymint agentus, kurie jungiasi su biologiniais akceptoriais (receptoriais, imunoglobulinais), taip pat kompleksinių junginių chemijoje, žymintys daleles, prijungtas prie vieno ar kelių centrinių (kompleksą formuojančių) metalo atomų.

Dėl to, kad aprašant elementus jie skirstomi į grupes su skirtingomis orbitomis, labai trumpai prisiminkime šios sąvokos esmę.

Pagal Bohro atomo modelį, elektronai sukasi aplink branduolį apskritomis orbitomis (apvalkalais). Kiekvienas apvalkalas turi griežtai apibrėžtą energijos lygį ir jam būdingas tam tikras kvantinis skaičius. Gamtoje galimos tik tam tikros elektronų energijos, tai yra diskrečios (kvantuotos) orbitos energijos („leidžiama“). Bohro teorija priskiria elektronų apvalkalus K, L, M, N ir toliau eilės tvarka Lotynų abėcėlė, atsižvelgiant į didėjantį korpusų energijos lygį, pagrindinis kvantinis skaičius n, lygus 1, 2, 3, 4 ir kt. Vėliau paaiškėjo, kad elektroniniai apvalkalai suskaidomi į sublukštus, ir kiekvienam būdingas tam tikras kvantinės energijos lygis, charakterizuojamas orbitinis kvantinis skaičius l.

Pagal neapibrėžtumo principas Heisenbergo, neįmanoma tiksliai nustatyti elektrono vietos bet kuriuo metu. Tačiau galite nurodyti tikimybę, kad taip atsitiks. Erdvės sritis, kurioje elektrono radimo tikimybė yra didžiausia, vadinama orbitale. Elektronai gali užimti 4 orbitales skirtingų tipų, kurios vadinamos s- (aštrioji), p- (pagrindinė), d- (difuzinė) ir f- (fundamentalioji) orbitalės. Anksčiau šios raidės buvo pažymėtos spektrines linijas vandenilis, tačiau šiuo metu jie naudojami tik kaip simboliai, be dekodavimo.

Orbitos gali būti pavaizduotos kaip trimačiai paviršiai. Paprastai šių paviršių apribotos erdvės sritys parenkamos taip, kad tikimybė juose aptikti elektroną būtų 95%. Scheminis orbitalių vaizdas parodytas Fig. 1.

Ryžiai. 1.

S-orbitalė yra sferinės formos, p-orbitalė turi hantelio formą, d-opbitalė yra dviejų hantelių, susikertančių dviejuose mazguose, formos. statmenos plokštumos, s-apvalkalą sudaro viena s-orbitalė, p-apvalkalas - iš 3 p-orbitalių, d-apvalkalas - iš 5-orbitalių.

Jei netaikomas joks magnetinis laukas, visos vieno posluoksnio orbitos turės vienodą energiją; šiuo atveju jie vadinami išsigimėliais. Tačiau išoriniame magnetiniame lauke subkorpusai suskyla (Zeeman efektas). Šis efektas galimas visoms orbitoms, išskyrus s orbitalę. Jai būdinga magnetinis kvantinis skaičius t. Zeeman efektas naudojamas šiuolaikiniuose atominės sugerties spektrofotometruose (AASP), siekiant padidinti jų jautrumą ir sumažinti elementų analizės aptikimo ribą.

Biologijai ir medicinai labai svarbu, kad orbitos būtų vienodos simetrijos, ty su tie patys skaičiai l ir m, bet su skirtingomis pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmėmis (pavyzdžiui, orbitos 1s, 2s, 3s, 4s), skiriasi savo santykinis dydis. Apimtis vidinė erdvė Yra daugiau elektronų orbitalių atomams su puiki vertė p. Orbitos tūrio padidėjimą lydi jos atsipalaidavimas. Komplekso formavimosi metu svarbų vaidmenį atlieka atomo dydis, nes jis lemia koordinacinių junginių struktūrą. Lentelėje 1 paveiksle parodytas ryšys tarp elektronų skaičiaus ir pagrindinio kvantinio skaičiaus.

1 lentelė. Elektronų skaičius ties skirtingos reikšmės kvantinis skaičius n

Be trijų įvardintų kvantinių skaičių, apibūdinančių kiekvieno atomo elektronų savybes, yra dar vienas - sukimosi kvantinis skaičius s , apibūdinantis ne tik elektronus, bet ir atomų branduolius.

Medicininiai bioneorganiniai preparatai. G.K. Baraškovas

Orbitalės egzistuoja nepriklausomai nuo to, ar jose yra elektronas (užimtos orbitos), ar jo nėra (laisvos orbitos). Kiekvieno elemento atomas, pradedant vandeniliu ir baigiant paskutiniu šiandien gautu elementu, turi pilna komplektacija visos orbitos visais elektroniniais lygiais. Jų užpildymas elektronais vyksta kaip serijos numeris, tai yra branduolio krūvis.

s- Orbitalės, kaip parodyta aukščiau, turi sferinę formą ir dėl to vienodą elektronų tankį kiekvienos trimatės koordinačių ašies kryptimi:

Pirmajame kiekvieno atomo elektroniniame lygyje yra tik vienas s- orbitos. Pradedant nuo antrojo elektroninio lygio papildomai s- taip pat atsiranda trys orbitos r- orbitalės. Jie turi trimačių aštuntukų formą, būtent taip atrodo labiausiai tikėtinos vietos plotas r-elektronas atomo branduolio srityje. Kiekvienas r- orbitalė yra išilgai vienos iš trijų viena kitai statmenų ašių, pagal tai pavadinime r-orbitalės, naudojant atitinkamą indeksą, nurodo ašį, išilgai kurios yra didžiausias elektronų tankis:

IN šiuolaikinė chemija orbita yra apibrėžianti sąvoka, leidžianti nagrinėti cheminių ryšių susidarymo procesus ir analizuoti jų savybes, o dėmesys sutelkiamas į tų elektronų, kurie dalyvauja formuojant cheminius ryšius, orbitales, tai yra valentinių elektronų, dažniausiai elektronų. paskutinio lygio.

Anglies atomas pradinėje būsenoje turi du elektronus antrajame (paskutiniame) elektroniniame lygyje. s-orbitalės (pažymėtos mėlyna spalva) ir vienas elektronas dviejuose r-orbitalės (pažymėtos raudonai ir geltona), trečioji orbita – p z- laisva:

Hibridizacija.

Tuo atveju, kai anglies atomas dalyvauja formuojant sočiųjų junginių (neturinčių kelių jungčių), vienas s- orbitinė ir trys r-orbitalės susijungia ir sudaro naujas orbitales, kurios yra originalių orbitalių hibridai (procesas vadinamas hibridizacija). Hibridinių orbitalių skaičius visada lygus pradinių orbitų skaičiui šiuo atveju, keturi. Gautos hibridinės orbitos yra identiškos formos ir išoriškai primena asimetriškus trimačius aštuntukus:

Atrodo, kad visa struktūra yra įrašyta taisyklingas tetraedras- prizmė, surinkta iš taisyklingieji trikampiai. Šiuo atveju hibridinės orbitalės yra išilgai tokio tetraedro ašių, kampas tarp bet kurių dviejų ašių yra 109°. Keturi valentinis elektronas anglies yra šiose hibridinėse orbitose:

Orbitalių dalyvavimas formuojant paprastus cheminius ryšius.

Keturiose identiškose orbitose esančių elektronų savybės yra atitinkamai lygiavertės, cheminės jungtys, susidarančios dalyvaujant šiems elektronams sąveikaujant su to paties tipo atomais, bus lygiavertės.

Anglies atomo sąveiką su keturiais vandenilio atomais lydi pailgų hibridinių anglies orbitalių ir sferinių vandenilio orbitalių tarpusavio sutapimas. Kiekvienoje orbitoje yra vienas elektronas, o dėl persidengimo kiekviena elektronų pora pradeda judėti išilgai jungtinės molekulinės orbitalės.

Hibridizacija lemia tik vieno atomo orbitalių formos pasikeitimą, o dviejų atomų (hibridinių ar įprastų) orbitalių sutapimas lemia cheminio ryšio tarp jų susidarymą. Šiuo atveju ( cm. Paveikslas žemiau) didžiausias elektronų tankis yra išilgai linijos, jungiančios du atomus. Toks ryšys vadinamas s-jungtimi.

IN tradicinė rašyba Susidariusio metano struktūrose vietoj persidengiančių orbitalių naudojamas valentingumo juostos simbolis. Trimačiame konstrukcijos vaizde valentingumas, nukreiptas iš piešimo plokštumos į žiūrovą, rodomas kaip vientisa pleišto formos linija, o valentingumas, besitęsiantis už piešimo plokštumos, rodomas punktyrinio pleišto pavidalu. - formos linija:

Taigi metano molekulės struktūrą lemia hibridinių anglies orbitalių geometrija:

Etano molekulės susidarymas yra panašus į aukščiau parodytą procesą, skirtumas yra tas, kad kai hibridinės dviejų anglies atomų orbitos sutampa, S-S išsilavinimas- jungtys:

Etano molekulės geometrija primena metaną, jungties kampai yra 109°, tai lemia anglies hibridinių orbitų erdvinis išsidėstymas:

Orbitalių dalyvavimas formuojant daugybinius cheminius ryšius.

Etileno molekulė taip pat susidaro dalyvaujant hibridinėms orbitalėms, tačiau tik viena dalyvauja hibridizacijoje s-orbitinis ir tik du r-orbitos ( p x Ir r y), trečioji orbita – p z, nukreiptas išilgai ašies z, nedalyvauja formuojantis hibridams. Iš pirmųjų trijų orbitalių susidaro trys hibridinės orbitos, kurios yra toje pačioje plokštumoje ir sudaro trijų spindulių žvaigždę, kampai tarp ašių yra 120°:

Du anglies atomai jungia keturis vandenilio atomus ir taip pat jungiasi vienas su kitu, sudarydami C-C s ryšį:

Dvi orbitos p z, kurie nedalyvavo hibridizacijoje, sutampa vienas su kitu, jų geometrija yra tokia, kad persidengimas neatsirastų išilgai linijos S-S jungtys, ir virš jo ir po juo. Dėl to susidaro dvi padidinto elektronų tankio sritys, kuriose yra du elektronai (pažymėti mėlyna ir raudona), dalyvaujantys šio ryšio formavime. Taip susidaro viena molekulinė orbita, susidedanti iš dviejų erdvėje atskirtų sričių. Ryšys, kuriame didžiausias elektronų tankis yra už linijos, jungiančios du atomus, yra vadinamas p-ryšiu:

Antrasis valentingumo požymis žymėjime dviguba jungtis, plačiai naudojamas vaizduoti nesočiuosius junginius šimtmečius, in šiuolaikinis supratimas reiškia, kad yra du regionai su padidėjusiu elektronų tankiu skirtingos pusės ryšio linijos S-S.

Etileno molekulės struktūrą lemia hibridinių orbitalių geometrija, valentingumas kampas N-S-N– 120°:

Acetileno susidarymo metu vienas s-orbitinė ir viena p x-orbital (orbitals p y Ir p z, nedalyvauja formuojant hibridus). Dvi gautos hibridinės orbitos yra toje pačioje linijoje, išilgai ašies X:

Hibridinių orbitalių sutapimas viena su kita ir su vandenilio atomų orbitomis veda prie C-C ir C-H s jungčių, pavaizduotų paprastos valentinės linijos, susidarymo:

Dvi poros likusių orbitų p y Ir p z sutampa. Žemiau esančiame paveikslėlyje spalvotos rodyklės rodo, kad, remiantis grynai erdviniais sumetimais, greičiausiai orbitos sutampa su tais pačiais indeksais x-x Ir oho. Dėl to aplink paprastą s-jungtį C-C susidaro dvi p-jungtys:

Dėl to acetileno molekulė turi lazdelės formą:

Benzeno molekulinis pagrindas yra sudarytas iš anglies atomų, turinčių hibridines orbitas, sudarytas iš vienos s- ir du r- orbitalės, išdėstytos trijų spindulių žvaigždės pavidalu (kaip etilenas), r- hibridizacijoje nedalyvaujančios orbitos rodomos pusiau skaidrios:

Tuščios orbitos, ty tos, kuriose nėra elektronų (), taip pat gali dalyvauti formuojant cheminius ryšius.

Aukšto lygio orbitos.

Nuo ketvirtojo elektroninio lygio atomai turi penkis d-orbitalės, jų prisipildymas elektronais vyksta ties pereinamieji elementai, pradedant skandžiu. Keturi d-orbitalės turi trimačių keturlapių dobilų, kartais vadinamų „dobilų lapais“, formą, skiriasi tik orientacija erdvėje, penkta d-orbitalė yra trimatė aštunta figūra, įsriegta į žiedą:

d-Orbitos gali sudaryti hibridus su s- Ir p- orbitalės. Parinktys d-orbitalės dažniausiai naudojamos analizuojant struktūrą ir spektrines savybes pereinamųjų metalų kompleksuose.

Nuo šeštojo elektroninio lygio atomai turi septynis f-orbitalės, jų prisipildymas elektronais vyksta lantanidų ir aktinidų atomuose. f- Orbitalių konfigūracija yra gana sudėtinga, toliau pateiktame paveikslėlyje parodyta trijų iš septynių tokių orbitalių forma ta pati forma ir orientuoti erdvėje įvairiais būdais:

f-Orbitalės labai retai naudojamos aptariant įvairių junginių savybes, nes ant jų esantys elektronai praktiškai nedalyvauja cheminėse transformacijose.

Perspektyvos.

Aštuntame elektroniniame lygyje yra devyni g- orbitalės. Elementai, kuriuose yra elektronų šiose orbitose, turėtų pasirodyti aštuntajame periode, kol jų nėra (netrukus tikimasi elemento Nr. 118, paskutinio septinto periodo elemento Periodinė lentelė, jo sintezė vykdoma Jungtiniame branduolinių tyrimų institute Dubnoje).

Forma g-orbitalės, apskaičiuotos kvantinės chemijos metodais, yra dar sudėtingesnės nei f-orbitalės, labiausiai tikėtinos elektrono vietos sritis šiuo atveju atrodo labai keistai. Rodoma žemiau išvaizda viena iš devynių tokių orbitų:

Šiuolaikinėje chemijoje idėjos apie atominę ir molekulinės orbitos yra plačiai naudojami apibūdinant junginių struktūrą ir reakcijos savybes, taip pat analizuojant įvairių molekulių spektrus, o kai kuriais atvejais ir numatant reakcijų galimybę.

Michailas Levitskis

Generolas analitinė išraiška funkcijoms R(r), 0(0) ir Ф(ф) rašomi naudojant specialųjį matematines funkcijas. Jų galima rasti specializuotoje literatūroje apie kvantinę mechaniką ir kvantinę chemiją. Šiame skyriuje, naudojant pavyzdį s-, p- ir „/-elektronai“, bus nagrinėjamos pagrindinės nuostatos, priimtos apibūdinti elektronų orbitales, kurios yra cheminių ryšių teorijos pagrindas.

Iš anksčiau gautų rezultatų matyti, kad elektrono būsenos atome aprašymas yra daug sudėtingesnis, nei manoma Bohro teorijoje. Kvantinė mechanika rodo, kad atominis elektronas gali būti įvairiose sritysešerdį supanti erdvė, o jos buvimo tikimybė keičiasi judant iš taško į tašką. Čia atsirado elektronų orbitalių samprata, išreiškianti daugiau bendra koncepcija elektroninis debesis. Fizikai pagal elektronų orbita suprasti pačią bangos funkciją, atitinkančią tam tikrą kvantiniai skaičiai. Chemijoje pagal orbita suprantamas kaip elektrono padėčių atome visuma, atsižvelgiant į jo buvimo tam tikrose erdvės srityse, esančiose šalia branduolio, tikimybę. Šią tikimybę lemia funkcijos R, 0, F. 8.2 lentelėje pateiktos banginių funkcijų sferinėje koordinačių sistemoje išraiškos s-,p- ir "/-elektronai.

8.21 paveiksle pavaizduoti funkcijų grafikai R(r)(8.21 pav., A) o tikimybės tankis aptikti elektroną sferiniame sluoksnyje, kurio storis dr|^^ = 4nr 2 i? 2 (r)j – (8.21 pav., b) priklausomai nuo G. Turėtų

atkreipkite dėmesį į tai, kad už j-būsenos radialinė dalis bangos funkcija adresu g = 0 (tie. šerdyje)(žr. funkcijų grafikus R(r) pav. 8.21, A) turėti maksimumą. Jokio prieštaravimo su sveikas protas(elektronas branduolyje) šiuo atveju nekyla, nes funkcija R(r) nustato tikimybių tankį ir pačią tikimybę

8.2 lentelė

Bangų funkcijos S-, p- ir "/-elektronai

Pabaiga

Pastaba. Lentelėje naudojami šie pavadinimai: a = (Z/a^rvL a 0 = T 2 /(tie 2) = = 0,5292 1 (7 10 m – Boro spindulys elektronų orbita vandenilio atomas.

adresu T-> 0 (žr. funkcijos 4лг 2 /? 2 (r) grafiką 8.21 pav., b) branduolio apylinkėse linksta į nulį.

8.22 pav. parodyta banginės funkcijos 7(0, a) kampinės dalies ir jos kvadrato 7 2 (0, b) grafikų sudarymo schema, naudojant p r orbitalę kaip pavyzdį. Kampo 0 reikšmė 7(0, φ) parodoma atkarpos ilgiu OM. Patartina atkreipti dėmesį į tai, kad funkcijos 7(0) grafikas pavaizduotas sferomis, o 7 2 (0) grafikas – pailgais „hanteliais“. Taigi, lentelėje. 8.2 pateiktos vandenilio atomo banginės funkcijos n = 1, 2 ir 3. Pirmoje šios lentelės eilutėje rodomi elektrono 15 būsenos duomenys. Šiuo atveju funkcija R(r) turi maksimumą g = 0 ir mažėja eksponentiškai didėjant r Funkcija 7(0, φ) nepriklauso nei nuo 0, nei nuo φ, todėl tikimybės tankio skirstinys | y| 2 yra sferiškai simetriškas. Tas pats pasakytina apie 25 ir 35 VALSTYBES.

Ryžiai. 8.21. Radialinė banginių funkcijų dalis R(r) (a) ir reikšmės 4lg 2 L 2 (d) b) kai kurioms elektroninėms būsenoms

Ryžiai. 8.22. Banginės funkcijos Y(0,

2/b būsenų x = 2, / = 0u1u/R/ = 0u ± 1 sprendiniai pateikti tolesnėse lentelės eilutėse. 8.2. Pažymėtina tai, kad p-orbitalės sprendimas yra paprastesnis nei orbitalių sprendimas p x Ir Ru.Šis ašies pasirinkimas z susijusi su gamta sferinė sistema koordinates (žr. 8.16 pav.). Norint gauti banginės funkcijos kampinę dalį realia forma ir rasti bendrą analitinę orbitalių išraišką p x Ir r y, turime naudoti turtą, kuris bet koks tiesinis Šriodingerio lygties sprendinių derinys taip pat yra šios lygties sprendimas. Todėl, naudojant Eilerio formulę, reikia sukurti tiesinius sprendinių Y ir Y 1 derinius; _ 1, pateikiant tikrosios bangos funkcijas:

Šio tipo orbitoje p x Ir r y pateikiami lentelėje. 8.2. Jie plačiai naudojami chemijoje. Tuo pačiu būdu kampinės dalys buvo gautos realia elektronų ^/ būsenų forma. Nustačius visų bangos funkcijos dalių vertes taške c g(g, 0,

Nesant jokio išorinis poveikis, kai nėra jokios priežasties pasirinkti tam skirtą ašį Ozas, gali vykti visi Šriodingerio lygties sprendiniai ir visi jų tiesiniai deriniai. Tačiau fizinę reikšmę jie to nedaro, nes nėra galimybės to patikrinti: bet koks bandymas nustatyti orbitos prigimtį sukels sistemos trikdžius ir išryškins ašį. Ozas. Tai taip pat rodo ypatumą kvantinė mechanika(kaip pasirodo, būsenos tyrimo įrenginys pažeidžia pačią tiriamojo objekto būseną).

Jei atitinkamas atomas yra apsuptas kitų atomų, sąveikos atsiradimas sukelia reikšmingų jo energetinės būklės pokyčių. Be to, esant skirtingoms aplinkybėms, kiti linijiniai sprendimų deriniai (pavyzdžiui, gerai žinomi s-p ir s-d-^-hibridinės būsenos, kurios yra superpozicija – linijinis derinys, pateiktas lentelėje. 8.2 orbitalės).

Tikimybė, kad elektronai pasiliks erdvės regionuose, kurių tūris yra identiškas, bet skirtinguose taškuose, vaizduojamose orbitalėse skiriasi. Pateikite jį grafiškai vaizdine forma atominės orbitalės bendras vaizdas nepaprastai sunku. Tuo pačiu metu yra skirtingais būdais tai padaryti.

Viskas tampa dar sudėtingesnė, kai bandoma pavaizduoti bendrą elektrono bangos funkciją atome, kuri yra šio metodo produktas, ypač mokslinė literatūra pateikiami rezultatai rentgeno tyrimas cheminių junginių molekulių struktūros.

trijų funkcijų padalijimas ir jo kvadratinis modulis |y(r, 0, q izoliuotųjų, t.y. linijų, jungiančių taškus su tomis pačiomis reikšmėmis --- pavidalu (vadovaujantis gerai žinomu pavyzdžiu geografiniai žemėlapiai). dV

Kvantinė chemija taip pat kartais naudoja orbitinius grafikus uždarų paviršių pavidalu, kuriuose yra tam tikras kiekis (dažniausiai 90%) viso elektroninio krūvio. 8.23 paveiksle parodytos orbitos skirtingos valstybės elektronas vandenilio atome. Pažymėtina tai, kad orbita

Ryžiai. 8.23.

keltuvai neliečia nulinis taškas(pagrindinė padėtis). Taip nutinka todėl, kad šioje srityje dėl banginės funkcijos radialinės dalies elektrono aptikimo tikimybės tankis yra labai mažas (tikimybė rasti elektroną branduolyje beveik nulinė).

Jau į vandenilį panašiems atomams, jau nekalbant apie daugiau sudėtingos sistemos, atominės orbitos pasirodo daug sudėtingesnės. Deja, tikslūs analitiniai sprendimai tokiais atvejais neįmanoma. Todėl jie naudojami kvantinėje chemijoje įvairių rūšių modifikacijos (approximacijos), kurios daugiau ar mažiau adekvačiai apibūdina tą ar kitą sistemą, tą ar kitą atomo sritį. Pavyzdžiui, banginės funkcijos radialinę dalį apibūdinančio eksponento eksponente tam tikras pastovus veiksnys, apibūdinantis atomo suspaudimą-išplėtimą (Slaterio daugiklis). Kartais radialinei funkcijai naudojamas ne vienas, o dviejų ar kelių eksponentų suma, kurių kiekvienas atskirai tiksliau apibūdina elektronų tankio pasiskirstymą šalia branduolio ir toli nuo jo. Šie ir kiti empiriniai sprendimo pakeitimai skirtingi atomai yra svarstomi taikant kvantinę chemiją.

• Sunkiųjų atomų atveju tikimybė rasti elektroną branduolio viduje tampa reikšminga. Būtent tai lemia branduolio transformaciją, vadinamą K gaudymu - K korpuso elektrono paėmimą branduolyje, dėl kurio protonas virsta neutronu, o branduolio krūvis pasikeičia.