Цахим тохиргооатом нь түүний электрон орбиталуудын тоон дүрслэл юм. Электрон тойрог замууд нь мужууд юм янз бүрийн хэлбэрүүдэргэн тойронд байрладаг атомын цөм, электрон байгаа эсэх нь математикийн хувьд магадлалтай. Цахим тохиргоо нь уншигчдад атом хэдэн электрон орбиталь байгааг хэлэхээс гадна тойрог тус бүрийн электроны тоог тодорхойлоход тусалдаг. Энэ өгүүллийг уншсаны дараа та цахим тохиргоог хийх аргыг эзэмших болно.

Алхам

Д.И.Менделеевийн үечилсэн системийг ашиглан электронуудын тархалт

Хай атомын дугаарчиний атом.Атом бүр байдаг тодорхой тоотүүнтэй холбоотой электронууд. Үелэх системээс атомынхаа тэмдгийг ол. Атомын тоо нь бүхэл юм эерэг тоо, 1-ээс эхлэн (устөрөгчийн хувьд) дараагийн атом бүрт нэгээр нэмэгдэнэ. Атомын тоо нь атом дахь протоны тоо тул тэг цэнэгтэй атомын электронуудын тоо юм.

Атомын цэнэгийг тодорхойл.Төвийг сахисан атомууд нь үечилсэн хүснэгтэд үзүүлсэнтэй ижил тооны электронтой байх болно. Гэсэн хэдий ч цэнэгтэй атомууд нь илүү их эсвэл байх болно бага тооэлектронууд - тэдгээрийн цэнэгийн хэмжээнээс хамаарна. Хэрэв та цэнэглэгдсэн атомтай ажиллаж байгаа бол электронуудыг дараах байдлаар нэмэх буюу хасах: тус бүрд нэг электрон нэмнэ сөрөг цэнэгэерэг тус бүрээс нэгийг хасна.

• Жишээлбэл, -1 цэнэгтэй натрийн атом нэмэлт электронтой болно Үүнээс гаднаүндсэн атомын дугаар нь 11. Өөрөөр хэлбэл атом нь нийт 12 электронтой болно.
• Хэрэв бид ярьж байнасуурь нь +1 цэнэгтэй натрийн атомын тухай атомын дугаар 11 Та нэг электроныг авах хэрэгтэй. Тиймээс атом 10 электронтой болно.

1. Орбиталуудын үндсэн жагсаалтыг санаарай.Атом дахь электронуудын тоо нэмэгдэхийн хэрээр атомын электрон бүрхүүлийн янз бүрийн дэд түвшнийг тодорхой дарааллын дагуу дүүргэдэг. Электрон бүрхүүлийн дэд түвшин бүрийг дүүргэх үед агуулна тэгш тооэлектронууд. Дараах дэд түвшнийг авах боломжтой.

   Электрон тохиргооны тэмдэглэгээг ойлгох.Орбитал бүрийн электронуудын тоог тодорхой харуулахын тулд электроны тохиргоог бичдэг. Орбиталуудыг дараалсан байдлаар бичдэг бөгөөд тойрог бүрийн атомын тоог тойрог замын нэрний баруун талд дээд үсгээр бичнэ. Дууссан цахим тохиргоо нь дэд түвшний тэмдэглэгээ, дээд тэмдэгтийн дарааллын хэлбэртэй байна.

   • Жишээлбэл, хамгийн энгийн цахим тохиргоо энд байна: 1s 2 2s 2 2p 6 .Энэ тохиргоо нь 1s дэд түвшинд хоёр электрон, 2s дэд түвшинд хоёр электрон, 2p дэд түвшинд зургаан электрон байгааг харуулж байна. 2 + 2 + 6 = нийт 10 электрон. Энэ бол төвийг сахисан неон атомын электрон тохиргоо юм (неоны атомын дугаар нь 10).

2. Орбиталуудын дарааллыг санаарай.Электрон орбиталууд нь электрон бүрхүүлийн тоог нэмэгдүүлэх дарааллаар дугаарлагдсан боловч энергийн өсөлтийн дарааллаар байрлана гэдгийг санаарай. Жишээлбэл, дүүрсэн 4s 2 орбитал нь хэсэгчлэн дүүрсэн эсвэл дүүргэсэн 3d 10 орбиталаас бага энергитэй (эсвэл хөдөлгөөн багатай) тул 4s орбиталыг эхлээд бичнэ. Орбиталуудын дарааллыг мэдсэний дараа тэдгээрийг атом дахь электронуудын тоогоор хялбархан дүүргэж болно. Орбиталуудыг дүүргэх дараалал дараах байдалтай байна. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Бүх орбиталууд дүүрсэн атомын электрон тохиргоо дараах байдалтай байна: 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 67s 14 6г 10 7х 6
   • Бүх орбиталууд дүүрсэн дээрх оруулга нь үелэх системийн хамгийн өндөр дугаартай атом болох Uuo (ununoctium) 118 элементийн электрон тохиргоо гэдгийг анхаарна уу. Тиймээс энэхүү цахим тохиргоо нь төвийг сахисан цэнэгтэй атомын одоогийн мэдэгдэж байгаа бүх электрон дэд түвшинг агуулдаг.

3. Атом дахь электронуудын тоогоор орбиталуудыг дүүргэ.Жишээлбэл, хэрэв бид бичихийг хүсч байвал цахим тохиргооТөвийг сахисан кальцийн атомын хувьд бид түүний атомын дугаарыг үелэх системээс хайж эхлэх ёстой. Түүний атомын дугаар нь 20 тул дээрх дарааллын дагуу 20 электронтой атомын тохиргоог бичнэ.

   • Хорь дахь электрон хүрэх хүртлээ дээрх дарааллын дагуу орбиталуудыг дүүргэ. Эхний 1s орбитал нь хоёр электронтой, 2s орбитал нь мөн хоёр, 2p нь зургаа, 3s нь хоёр, 3p нь 6, 4s нь 2 (2 + 2 + 6 +2 +) байх болно. 6 + 2 = 20 .) Өөрөөр хэлбэл, кальцийн электрон тохиргоо нь дараах хэлбэртэй байна. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Орбиталууд нь эрчим хүчийг нэмэгдүүлэх дарааллаар байрладаг болохыг анхаарна уу. Жишээлбэл, та 4-р байранд шилжихэд бэлэн болсон үед эрчим хүчний түвшин, дараа нь эхлээд 4s орбиталыг бичиж, ба тэгээд 3d. Дөрөв дэх энергийн түвшний дараа та ижил дараалал давтагдах тавдугаарт шилжинэ. Энэ нь эрчим хүчний гурав дахь түвшний дараа л тохиолддог.

4. Тогтмол хүснэгтийг харааны дохио болгон ашигла.Үелэх хүснэгтийн хэлбэр нь электрон тохиргоон дахь электрон дэд түвшний дараалалтай тохирч байгааг та аль хэдийн анзаарсан байх. Жишээлбэл, зүүнээс хоёр дахь баганад байгаа атомууд үргэлж "s 2"-ээр төгсдөг ба нимгэн дунд хэсгийн баруун ирмэг дээрх атомууд үргэлж "d 10" гэх мэт төгсгөлтэй байдаг. Тохиромжтой хүснэгтийг тохиргоо бичихдээ харааны гарын авлага болгон ашиглаарай - тойрог замд оруулах дараалал нь хүснэгт дэх таны байрлалтай хэрхэн тохирч байна. Доор үзнэ үү:

   • Тодруулбал, хамгийн зүүн талын хоёр баганад электрон тохиргоо нь s орбиталаар төгссөн атомууд, хүснэгтийн баруун хэсэгт тохиргоо нь p орбиталаар төгссөн атомууд, доод тал нь f орбиталаар төгссөн атомуудыг агуулна.
   • Жишээлбэл, хлорын электрон тохиргоог бичихдээ "Энэ атом нь үелэх системийн гурав дахь эгнээнд (эсвэл "үе") байрладаг. Энэ нь мөн p тойрог замын блокийн тавдугаар бүлэгт байрладаг. үечилсэн хүснэгтийн иймээс түүний цахим тохиргоо ..3p 5
   • Хүснэгтийн d ба f тойрог замын муж дахь элементүүд нь тэдгээрийн байрлах үетэй тохирохгүй энергийн түвшингээр тодорхойлогддог болохыг анхаарна уу. Жишээлбэл, d-орбиталтай элементийн блокийн эхний эгнээ нь 4-р үед байрласан хэдий ч 3d орбиталтай, харин f-орбиталтай элементүүдийн эхний эгнээ нь 6-р байранд байгаа хэдий ч 4f орбиталтай тохирч байна. хугацаа.

5. Урт электрон тохиргоог бичих товчлолыг сур.Тогтмол системийн баруун ирмэг дээр байгаа атомуудыг нэрлэдэг үнэт хийнүүд.Эдгээр элементүүд нь химийн хувьд маш тогтвортой байдаг. Урт электрон тохиргоог бичих үйл явцыг богиносгохын тулд зүгээр л бичнэ үү дөрвөлжин хаалттаны атомаас цөөн электронтой хамгийн ойрын язгуур хийн химийн тэмдэг, дараа нь дараагийн тойрог замын түвшний электрон тохиргоог үргэлжлүүлэн бичнэ. Доор үзнэ үү:

   • Энэ ойлголтыг ойлгохын тулд жишээ тохиргоог бичих нь ашигтай байх болно. Сайн хий агуулсан товчлолыг ашиглан цайрын (атомын дугаар 30) тохиргоог бичье. Цайрын бүрэн тохиргоо дараах байдалтай байна: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Гэсэн хэдий ч 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 нь язгуур хий болох аргоны электрон тохиргоо гэдгийг бид харж байна. Цайрын цахим тохиргооны хэсгийг дөрвөлжин хаалтанд аргоны химийн тэмдэгээр солиход л хангалттай.
   • Тиймээс, товчилсон хэлбэрээр бичсэн цайрын цахим тохиргоо нь дараах хэлбэртэй байна. 4s 2 3d 10 .
   • Хэрэв та аргон гэж хэлэхийн тулд хийн электрон тохиргоог бичиж байгаа бол бичих боломжгүй гэдгийг анхаарна уу! Энэ элементийн өмнөх үнэт хийн товчлолыг ашиглах ёстой; аргоны хувьд энэ нь неон () байх болно.

   ADOMAH үелэх хүснэгтийг ашиглах

   1. ADOMAH үелэх хүснэгтийг эзэмш. Энэ аргаЦахим тохиргоог бүртгэх нь цээжлэх шаардлагагүй, харин өөрчлөгдсөн үечилсэн хүснэгтийг шаарддаг, учир нь уламжлалт үелэх хүснэгтэд дөрөвдүгээр үеэс эхлэн хугацааны дугаар нь электрон бүрхүүлтэй тохирохгүй байна. ADOMAH үелэх хүснэгтийг ол - тусгай төрөлүелэх систем, эрдэмтэн Валерий Циммерман боловсруулсан. Богино интернет хайлтаар үүнийг олоход хялбар байдаг.

      • IN үечилсэн хүснэгт ADOMAH хэвтээ эгнээ нь галоген зэрэг элементүүдийн бүлгийг төлөөлдөг. идэвхгүй хий, шүлтлэг металлууд, шүлтлэг шороон металлуудгэх мэт. Босоо баганууд нь электрон түвшний түвшинд нийцдэг бөгөөд "каскад" гэж нэрлэгддэг (холбох диагональ шугамууд) s,p,d блокууде) үетэй тохирч байна.
      • Гели нь устөрөгч рүү шилждэг, учир нь эдгээр элемент хоёулаа 1s орбиталаар тодорхойлогддог. Үеийн блокуудыг (s,p,d ба f)-аар харуулав баруун тал, мөн түвшний тоонууд нь үндсэн дээр өгөгдсөн. Элементүүдийг 1-ээс 120 хүртэл дугаарласан хайрцагт дүрсэлсэн. Эдгээр тоонууд нь энгийн атомын дугаарууд юм. нийт тоо хэмжээтөвийг сахисан атом дахь электронууд.

   2. ADOMAH хүснэгтээс атомаа олоорой.Элементийн электрон тохиргоог бичихийн тулд ADOMAH үелэх хүснэгтээс түүний тэмдэглэгээг хайж, илүү өндөр атомын дугаартай бүх элементүүдийг хай. Жишээлбэл, хэрэв та erbium-ийн электрон тохиргоог бичих шаардлагатай бол (68) 69-ээс 120 хүртэлх бүх элементүүдийг таслана.

      • Хүснэгтийн доод талд байгаа 1-ээс 8 хүртэлх тоог анхаар. Эдгээр нь цахим түвшний тоо буюу баганын тоо юм. Зөвхөн зураасан зүйл агуулсан баганыг үл тоомсорло. Эрбиумын хувьд 1,2,3,4,5, 6 дугаартай баганууд хэвээр байна.

   3. Орбитын дэд түвшинг өөрийн элемент хүртэл тоол.Хүснэгтийн баруун талд харуулсан блок тэмдэгтүүд (s, p, d, f) болон сууринд харуулсан баганын дугааруудыг харвал блокуудын хоорондох диагональ зураасыг үл тоомсорлож, багануудыг дарааллаар нь жагсаан бичнэ үү. доороос дээш. Дахин хэлэхэд бүх элементүүдийг хөндлөн зурсан блокуудыг үл тоомсорло. Баганын дугаараас эхлээд блокийн тэмдэг бүхий баганын блокуудыг бичээд: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (эрбиумын хувьд).

      • Анхаарна уу: Эр-ийн дээрх электрон тохиргоог электрон дэд түвшний тоогоор өсөх дарааллаар бичсэн болно. Мөн тойрог замыг дүүргэх дарааллаар бичиж болно. Үүнийг хийхийн тулд баганын блокуудыг бичихдээ баганаас биш доороос дээш цувааг дагаж мөрдөөрэй: 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. Электрон дэд түвшин бүрийн электронуудыг тоол.Баганын блок тус ​​бүр дээр зураагүй элементүүдийг тоолж, элемент бүрээс нэг электрон залгаж, тэдгээрийн дугаарыг баганын блок бүрийн блок тэмдгийн хажууд бичнэ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4х 6 4г 10 4ф 12 5с 2 5х 6 6с 2. Бидний жишээнд энэ бол erbium-ийн цахим тохиргоо юм.

   5. Буруу электрон тохиргоог анхаарч үзээрэй.Хамгийн бага энергийн төлөвт байгаа атомуудын электрон тохиргоотой холбоотой арван найман ердийн үл хамаарах зүйл байдаг бөгөөд үүнийг газрын энергийн төлөв гэж нэрлэдэг. Тэд дуулгавартай байдаггүй ерөнхий дүрэмзөвхөн электронууд эзэлсэн сүүлийн хоёр буюу гурван байрлалд. Энэ тохиолдолд бодит электрон тохиргоо нь атомын стандарт тохиргоотой харьцуулахад электронууд бага энергитэй төлөвт байна гэж үздэг. Үл хамаарах атомууд нь:

      • Кр(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Мо(..., 4d5, 5s1); Ру(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Аг(..., 4d10, 5s1); Ла(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Гд(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Па(..., 5f2, 6d1, 7s2); У(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ба см(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Электрон тохиргооны хэлбэрээр бичсэн атомын атомын дугаарыг олохын тулд үсгийн дараах бүх тоонуудыг (s, p, d, f) нэмнэ. Энэ нь зөвхөн төвийг сахисан атомуудад л үйлчилнэ, хэрэв та ионтой харьцаж байгаа бол энэ нь ажиллахгүй - нэмэлт эсвэл алдагдсан электронуудын тоог нэмэх эсвэл хасах шаардлагатай болно.
      • Үсгийн дараах тоо нь дээд бичиг, шалгалтанд алдаа гаргах хэрэггүй.
      • "Хагас бүрэн" дэд түвшний тогтвортой байдал байхгүй. Энэ бол хялбарчлах явдал юм. "Хагас дүүрсэн" дэд түвшинд хамаарах аливаа тогтвортой байдал нь тойрог бүрийг нэг электрон эзэлдэг тул электронуудын хоорондох түлхэлтийг багасгадагтай холбоотой юм.
      • Атом бүр тогтвортой төлөвт шилжих хандлагатай байдаг бөгөөд хамгийн тогтвортой тохиргоонд s ба p дэд түвшний (s2 ба p6) дүүрсэн байдаг. Эрхэмсэг хий нь ийм тохиргоотой байдаг тул урвалд орох нь ховор бөгөөд үелэх системийн баруун талд байрладаг. Тиймээс хэрэв тохиргоо 3p 4-ээр төгсвөл тогтвортой төлөвт хүрэхийн тулд түүнд хоёр электрон шаардлагатай (зургаа, түүний дотор s-дэд түвшний электроныг алдахад илүү их энерги шаардагдах тул дөрвийг алдах нь илүү хялбар байдаг). Хэрэв тохиргоо 4d 3-д дуусвал тогтвортой байдалд хүрэхийн тулд гурван электроноо алдах хэрэгтэй. Үүнээс гадна хагас дүүргэсэн дэд түвшин (s1, p3, d5..) нь жишээлбэл, p4 эсвэл p2-ээс илүү тогтвортой байдаг; гэхдээ s2 болон p6 нь илүү тогтвортой байх болно.
      • Хэрэв та ионтой харьцаж байгаа бол энэ нь протоны тоо электроны тоотой тэнцүү биш гэсэн үг юм. Энэ тохиолдолд атомын цэнэгийг химийн тэмдгийн баруун дээд талд (ихэвчлэн) дүрсэлсэн болно. Иймд +2 цэнэгтэй сурьма атом нь 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 электрон тохиргоотой байна. 5p 3 нь 5p 1 болж өөрчлөгдсөнийг анхаарна уу. Төвийг сахисан атомын тохиргоо нь s ба p-ээс өөр дэд түвшинд дуусах үед болгоомжтой байгаарай.Электроныг салгахдаа тэдгээрийг зөвхөн валентын орбиталаас (s ба p орбитал) авах боломжтой. Иймд хэрэв тохиргоо 4s 2 3d 7-оор дуусч, атом +2 цэнэгийг хүлээн авбал тохиргоо 4s 0 3d 7-ээр төгсөнө. 3d 7 гэдгийг анхаарна уу Үгүйөөрчлөгдөхөд с орбиталаас электронууд алдагдана.
      • Электроныг "өндөр энергийн түвшинд шилжих" нөхцөлүүд байдаг. Дэд түвшин хагас эсвэл бүрэн байхаас нэг электрон дутуу байвал хамгийн ойрын s эсвэл p дэд түвшнээс нэг электрон авч электрон шаардлагатай дэд түвшинд шилжүүлнэ.
      • Цахим тохиргоог бүртгэх хоёр сонголт байдаг. Тэдгээрийг дээр дурдсан эрбиумын хувьд энергийн түвшний тоонуудын өсөлтийн дарааллаар эсвэл электрон орбиталуудыг дүүргэх дарааллаар бичиж болно.
      • Та мөн элементийн электрон тохиргоог зөвхөн сүүлчийн s ба p дэд түвшинг илэрхийлдэг валентын тохиргоог бичиж бичиж болно. Тиймээс сурьмагийн валентийн тохиргоо нь 5s 2 5p 3 байх болно.
      • Ионууд ижил биш. Тэдэнтэй хамт байх нь илүү хэцүү байдаг. Хоёр түвшинг алгасаж, хаана эхлүүлсэн, электронуудын тоо хэр их байгаагаас хамааран ижил загварыг дагана уу.

Тасалбар№1

Хими- байгалийн шинжлэх ухааны хамгийн чухал бөгөөд өргөн хүрээтэй салбаруудын нэг нь химийн урвалын үр дүнд үүсдэг бодис, тэдгээрийн шинж чанар, бүтэц, хувирал, түүнчлэн эдгээр өөрчлөлтөд хамаарах үндсэн хуулиудын тухай шинжлэх ухаан юм. Бүх бодисууд нь химийн бондын ачаар молекул үүсгэх чадвартай атомуудаас бүрддэг тул хими нь ийм харилцан үйлчлэлийн үр дүнд олж авсан атом ба молекулуудын харилцан үйлчлэлийг судлахад голчлон анхаардаг. Химийн хичээл бол химийн элементүүд ба тэдгээрийн нэгдлүүд, түүнчлэн янз бүрийн зүйлийг зохицуулдаг хуулиуд юм химийн урвал. Хими нь физик, биологитой маш их төстэй байдаг, тэдгээрийн хоорондох хил хязгаар нь дур зоргоороо байдаг. Орчин үеийн хими бол бүх байгалийн шинжлэх ухааны хамгийн өргөн хүрээний салбаруудын нэг юм. Хими нь бие даасан шинжлэх ухаан гэж 16-17-р зуунд хэд хэдэн шинжлэх ухааны дараа тодорхойлогдсон. шинжлэх ухааны нээлтүүд, дэлхийн механик дүр төрх, аж үйлдвэрийн хөгжил, үйлдвэрүүд бий болж, хөрөнгөтний нийгэм үүссэнийг нотолсон. Гэсэн хэдий ч хими нь физикээс ялгаатай нь тоон хэлбэрээр илэрхийлэгдэх боломжгүй тул хими нь тоон, дахин үржихүйн шинжлэх ухаан уу эсвэл өөр төрлийн мэдлэг үү гэсэн маргаан гарч байв. 1661 онд Роберт Бойл "Эргэлзээтэй химич" бүтээлээ бүтээж, янз бүрийн бодисын шинж чанарын ялгааг тухайн бодисын шинж чанарыг хариуцдаг янз бүрийн бөөмсөөс (корпускул) бүтээдэгтэй холбон тайлбарлажээ. Ван Хелмонт шаталтыг судалж байхдаа энэ ойлголтыг нэвтрүүлсэн хийүүнтэй хамт үүссэн бодисын хувьд тэрээр нүүрстөрөгчийн давхар ислийг нээсэн. 1672 онд Бойл металлыг шатаах үед масс нь нэмэгддэгийг олж мэдсэн бөгөөд үүнийг "дөлний жингийн тоосонцор" барьсантай холбон тайлбарлав. Химийн хичээл. Химийн гол объектуудын нэг бол бидний эргэн тойрон дахь бүх биеийг бүрдүүлдэг бодисууд юм. Бие гэдэг нь масс, эзэлхүүнтэй бүх зүйлийг хэлнэ. Борооны дусал, мөчир дээрх хяруу, манан - нэг бодисоос бүрдэх бие - ус. Зарим бодисоос шинэ бодис үүсэх үзэгдлийг химийн бодис гэнэ. Ийм үзэгдлийг хими судалдаг. Хими бол бодисыг хувиргах шинжлэх ухаан юм. Энэ тодорхойлолт нь сонгодог болсон. Хими нь бодисын найрлага, бүтэц, зарим бодисыг бусад бодис болгон хувиргах нөхцөл, арга зам, бодисын шинж чанар нь тэдгээрийн найрлага, бүтцээс хамаарлыг судалдаг.

Химийн үндсэн ажил- зарим бодисыг бусад болгон хувиргах боломжтой бодисын шинж чанарыг тодорхойлох, тайлбарлах. химийн үзэгдлүүд, эсвэл химийн урвал. Онолын үндэс органик бус хими- үечилсэн хууль ба Менделеевийн элементүүдийн үечилсэн систем. Орчин үеийн органик бус хими нь бүтэц, шинж чанарыг судалдаг органик бус бодисуудзөвхөн химийн бодис ашиглахаас гадна физик аргууд(жишээ нь спектроскопи).

Тасалбар №2

Гейзенбергийн тодорхойгүй байдлын зарчмын дагуу электроны байрлал ба импульсыг нэгэн зэрэг үнэмлэхүй нарийвчлалтайгаар тодорхойлох боломжгүй. Гэсэн хэдий ч электроны байрлалыг нарийн тодорхойлох боломжгүй ч гэсэн аль ч үед электрон тодорхой байрлалд байх магадлалыг зааж өгөх боломжтой. Электрон олох магадлал өндөртэй орон зайн бүсийг орбитал гэж нэрлэдэг. "Орбитал" гэсэн ойлголтыг Борын онолд ашигладаг тойрог замтай адилтгах ёсгүй. Борын онолд тойрог зам гэдэг нь электроны цөмийг тойрсон траекторийг (зам) хэлдэг. Электронууд дөрвөн өөр төрлийн тойрог замд байрлаж болно.тэдгээрийг S-, p-, d- ба f-орбитал гэж нэрлэдэг. Эдгээр орбиталуудыг тэдгээрийг хязгаарласан гурван хэмжээст гадаргуугаар дүрсэлж болно. Эдгээр гадаргуугаар хязгаарлагдсан орон зайн мужуудыг ихэвчлэн тэдгээрийн дотор нэг электрон олох магадлал 95% байхаар сонгодог. Зураг дээр. Зураг 1.18-д s- ба p-орбиталуудын хэлбэрийг бүдүүвчээр үзүүлэв. s-орбитал нь бөмбөрцөг хэлбэртэй, p-орбитал нь дамббелл хэлбэртэй. Электрон нь сөрөг цэнэгтэй тул түүний тойрог замыг ямар нэгэн цэнэгийн хуваарилалт гэж үзэж болно. Энэ тархалтыг ихэвчлэн электрон үүл гэж нэрлэдэг.

Шредингерийн тэгшитгэл- Гамильтоны квант систем дэх долгионы функцээр тодорхойлогдсон цэвэр төлөвийн орон зай, цаг хугацааны өөрчлөлтийг тодорхойлсон тэгшитгэл. Квант механикт ч мөн адил тоглодог чухал үүрэг, сонгодог механик дахь Ньютоны хоёр дахь хуулийн тэгшитгэл шиг. Үүнийг квант бөөмийн хөдөлгөөний тэгшитгэл гэж нэрлэж болно. 1926 онд Эрвин Шрөдингер суулгасан. Шрөдингерийн тэгшитгэл нь гэрлийн хурдаас хамаагүй бага хурдтай эргэлддэг бөөмсүүдэд зориулагдсан. Хурдан тоосонцор болон спинтэй бөөмсийн хувьд түүний ерөнхий дүгнэлтийг ашиглана.

Долгион функц, эсвэл psi функцнь системийн цэвэр төлөвийг тодорхойлохын тулд квант механикт хэрэглэгддэг цогц утгатай функц юм. Суурь дээрх төлөвийн векторын тэлэлтийн коэффициент (ихэвчлэн координатын нэг):

Энд координатын суурь вектор ба координатын дүрслэл дэх долгионы функц юм. |ψ| 2 – орон зайн өгөгдсөн мужаас бөөмс олох магадлал

Долгионы функцийг өгөгдсөн байг N хэмжээст орон зай, дараа нь цэг бүр дээр координаттай , тодорхой цаг хугацаанд тшиг харагдах болно. Энэ тохиолдолд Шредингерийн тэгшитгэлийг дараах байдлаар бичнэ.

хаана , нь Планкийн тогтмол; - бөөмийн масс, - цэг дээрх бөөмийн гаднах потенциал энерги, - набла операторын квадраттай тэнцэх Лаплас оператор (эсвэл Лаплац)

Тасалбар №3

Атомын тойрог зам- нэг электрон долгионы функцбөмбөрцөг хэлбэрээр тэгш хэмтэй цахилгаан орон атомын цөм, гайхаж байна гол n,тойрог зам лТэгээд соронзон мквант тоо.

"Орбитал" нэр (үгүй тойрог зам) -ийн геометрийн санааг илэрхийлдэг суурин төлөвүүд электронВ атом; Энэ тусгай нэр нь атом дахь электроны төлөвийг хуулиар тодорхойлсон баримтыг илэрхийлдэг квант механикболон өөр сонгодогхөдөлгөөн дээр замнал. Үндсэн квант тоо n-тэй ижил утгатай атомын орбиталуудын багц нь нэгийг бүрдүүлдэг. электрон бүрхүүл.

Квантын тооболон тойрог замын нэршил

Янз бүрийн үед атомын орбиталуудын радиаль магадлалын нягтын тархалт nТэгээд л.

Үндсэн квант тоо nнэгээс эхлэн ямар ч эерэг бүхэл утгыг авч болно ( n= 1,2,3, … ∞) ба тодорхойлно нийт эрчим хүчӨгөгдсөн тойрог зам дахь электрон (энергийн түвшин):

Эрчим хүч n= ∞ тохирч байна нэг электрон иончлолын энергиөгөгдсөн эрчим хүчний түвшинд.

Орбитын квант тоо (мөн азимутал эсвэл нэмэлт квант тоо гэж нэрлэдэг) тодорхойлогддог. өнцгийн импульсэлектрон бөгөөд 0-ээс бүхэл утгыг авч болно n - 1 (л = 0,1, …, n - 1). Эрч хүчэнэ тохиолдолд хамаарлаар өгөгдөнө

Атомын орбиталуудыг ихэвчлэн тойрог замын дугаарын үсгээр нэрлэдэг.

Соронзон квант тоо м лтойрог замын проекцийг тодорхойлно өнцгийн импульсчиглэл рүү соронзон орон-аас хүртэлх бүхэл тоон утгыг авч болно. лруу л, үүнд 0 ( м л = -л … 0 … л):

Тасалбар No4

Орбитал бүр нь спиний квант тооны утгаараа ялгаатай хоёроос илүүгүй электрон агуулж болно с(буцах). Энэ хориг нь Паули зарчмаар тодорхойлогддог. Нэг түвшний орбиталуудыг электроноор дүүргэх дараалал (үндсэн квант тооны ижил утгатай орбиталууд n) нь Клечковскийн дүрмээр тодорхойлогддог бөгөөд нэг дэд түвшний доторх орбиталуудыг электроноор дүүргэх дарааллыг тодорхойлдог. ижил утгуудүндсэн квант тоо nба тойрог замын квант тоо л) Хундын дүрмээр тодорхойлогддог.

Атом дахь электронуудын үндсэн ба тойрог замын квант тоог харгалзан атомын янз бүрийн электрон бүрхүүлүүд дээр тархсан тухай товч бичлэг. nТэгээд латомын электрон тохиргоо гэж нэрлэдэг.

Паулигийн зарчим(хасах зарчим) нь квант механикийн үндсэн зарчмуудын нэг бөгөөд үүний дагуу хоёр ба түүнээс дээш ижил фермионууд нэгэн зэрэг ижил квант төлөвт байж болохгүй.

Паули зарчмыг дараах байдлаар томъёолж болно: нэг квант системд зөвхөн нэг бөөмс өгөгдсөн квант төлөвт байж болно, нөгөөгийн төлөв нь дор хаяж нэг квант тоогоор ялгаатай байх ёстой.

Клечковскийн дүрмийн томъёолол

нийлбэр нэмэгдэхийн хэрээр тойрог замын энерги тогтмол нэмэгддэг бөгөөд энэ нийлбэрийн ижил утгатай үед үндсэн квант тооноос бага утгатай атомын орбитал харьцангуй бага энергитэй байна.

Жишээлбэл, тойрог замын энерги нь дараалалд захирагддаг, учир нь энд гол квант тоо нь тойрог замын хувьд хамгийн бага байдаг; хамгийн том тойрог зам нь завсрын байрлалыг эзэлдэг.

Атомын тойрог замын бүрхүүлийг дүүргэх үед үндсэн квант тоо ба хоёрдогч (орбитал) квант тооны нийлбэр нь бага утгатай байх нь илүү тохиромжтой (эрчим хүчний хувьд илүү таатай) байдаг. эрт дүүргэсэн.ДүрэмХунда(Гунда)

Энэ нь дэд давхаргын орбитал бүрт нэг электрон эхлээд дүүрдэг ба дүүргэгдээгүй орбиталууд дууссаны дараа л энэ тойрог замд хоёр дахь электрон нэмэгддэг гэсэн үг юм. Энэ тохиолдолд нэг тойрог замд эсрэг тэмдгийн хагас бүхэл спинтэй хоёр электрон байдаг бөгөөд тэдгээр нь хосолсон (хоёр электрон үүл үүсгэдэг) бөгөөд үүний үр дүнд тойрог замын нийт спин тэгтэй тэнцүү болно.

Тасалбар №5

Ионжуулалтын энерги- холболтын энергийн нэг төрөл буюу заримдаа эхний иончлолын потенциал (I 1) нь чөлөөт атомаас электроныг хамгийн бага энергитэй (газрын) төлөвт хязгааргүй хүртэл зайлуулахад шаардагдах хамгийн бага энерги юм.

Ионжуулалтын энерги нь атомын үндсэн шинж чанаруудын нэг бөгөөд атомын үүсгэсэн химийн бондын шинж чанар, бат бөх чанар нь ихээхэн хамаардаг. Харгалзах энгийн бодисын бууруулагч шинж чанар нь атомын иончлолын энергиээс ихээхэн хамаардаг.

Олон электрон атомын хувьд +1, +2 гэх мэт цэнэгтэй чөлөөт өдөөгдөөгүй катионуудаас электроныг салгах энергийг илэрхийлдэг хоёр дахь, гурав дахь гэх мэт иончлолын потенциал гэсэн ойлголтууд бас байдаг.Эдгээр иончлох потенциалууд нь химийн элементийг тодорхойлоход ихэвчлэн бага ач холбогдолтой.

Ионжуулалтын энерги нь үргэлж дотоод энергитэй байдаг (энэ нь ойлгомжтой, учир нь атомаас электроныг зайлуулахын тулд энерги хэрэглэх шаардлагатай байдаг; энэ нь аяндаа тохиолдох боломжгүй).

Атомын иончлолын энергид дараах хүчин зүйлс хамгийн их нөлөөлдөг.

үр дүнтэй цөмийн цэнэг, энэ нь цөмийг хамгаалдаг атом дахь электронуудын тооноос хамаардаг ба дотоод тойрог замын гүнд байрладаг;

атомтай хамгийн сул холбогдож, иончлолын үед түүнийг орхих гадаад электроны хамгийн их цэнэгийн нягт хүртэл цөмөөс радиаль зай;

тухайн электроныг нэвтрүүлэх чадлын хэмжүүр;

гадаад (валент) электронуудын хоорондох электрон хоорондын түлхэлт.

Иончлолын энергид квант механик солилцооны харилцан үйлчлэл, эргэлт ба цэнэгийн хамаарал гэх мэт ач холбогдол багатай хүчин зүйлүүд нөлөөлдөг.

Элементүүдийн иончлолын энергийг атом тутамд электронвольтоор эсвэл моль тутамд Жоулаар хэмждэг.

Атомын электрон ойрын энерги, эсвэл зүгээр л тэр электрон хамаарал, үндсэн төлөвт байгаа чөлөөт атомд электрон нэмж, түүнийг хувиргах үед ялгарах энерги юм сөрөг ион(атомын электроны хамаарал нь тоон хувьд тэнцүү боловч харгалзах тусгаарлагдсан дан цэнэгтэй анионы иончлолын энергитэй эсрэг тэсрэг байна).

Электроны хамаарлыг моль тутамд киложоуль (кЖ/моль) эсвэл атом тутамд электронвольтоор (eV/атом) илэрхийлнэ.

Үргэлж дотоод энергитэй байдаг атомын иончлох потенциалаас ялгаатай нь атомын электрон хамаарлыг экзоэнерги ба эндоэнергийн утгуудаар тодорхойлдог.

Атомын радиус.Тодорхой таамаглал дээр үндэслэн олсон утгыг атомын радиус гэж авна. Онолын хувьд тойрог замын радиус гэж нэрлэгддэг буюу цөмийн төвөөс түүнээс хамгийн хол байх электрон нягтрал хүртэлх зайг тооцдог.

Өөрчлөлтийн давтамж атомын радиусЭнэ нь ялангуяа s- ба p-элементүүдээр тодорхой илэрхийлэгддэг: зүүнээс баруун тийш радиусууд буурч, бүлгүүдэд дээрээс доошоо нэмэгддэг. d- болон f-элементүүдийн атомын радиусын өөрчлөлтийн загвар нь илүү төвөгтэй байдаг.

Тасалбар №6

Химийн элемент- үелэх систем дэх серийн (атомын) дугаартай давхцаж буй ижил цөмийн цэнэгтэй, протоны тоотой атомуудын цуглуулга. Химийн элемент бүр өөрийн гэсэн нэр, тэмдэгтэй байдаг бөгөөд үүнийг Дмитрий Иванович Менделеевийн элементүүдийн үечилсэн системд оруулсан болно.

Оршихуйн хэлбэр химийн элементүүдчөлөөт хэлбэрээр байдаг энгийн бодисууд(синглтон)

Одоогийн байдлаар Д.И.Менделеевийн үечилсэн хууль дараахь томъёололтой байна. "Химийн элементүүдийн шинж чанар, түүнчлэн тэдгээрийн үүсгэсэн энгийн бодис, нэгдлүүдийн хэлбэр, шинж чанар нь тэдгээрийн атомын цөмийн цэнэгийн хэмжээнээс үе үе хамаардаг".

Хамгийн түгээмэл нь үечилсэн хүснэгтийн 3 хэлбэр юм: "богино" (богино хугацаа), "урт" (урт хугацааны) ба "хэт урт". "Супер урт" хувилбарт үе бүр яг нэг мөрийг эзэлдэг. "Урт" хувилбарт лантанид ба актинидыг арилгадаг ерөнхий хүснэгт, илүү авсаархан болгоно. Бичлэгийн "богино" хэлбэрээр, үүнээс гадна дөрөв ба дараагийн үеүүд тус бүр 2 мөрийг эзэлдэг; Үндсэн болон хоёрдогч дэд бүлгүүдийн элементүүдийн тэмдэглэгээг нүднүүдийн өөр өөр ирмэгтэй харьцуулсан байна.

Найман бүлгийн элементүүдийг агуулсан хүснэгтийн богино хэлбэрийг 1989 онд IUPAC албан ёсоор зогсоосон. Хэдийгээр урт хэлбэрийг ашиглахыг зөвлөж байгаа ч богино хэлбэр хэвээр байна их тооЭнэ үеэс хойш Оросын лавлах ном, гарын авлага. Орчин үеийн гадаадын уран зохиолоос богино хэлбэрийг бүрэн хасч, оронд нь урт хэлбэрийг ашигладаг.

Тасалбар №10

Молекулын тойрог замын арга бол хамгийн чухал арга юм квант хими. Энэ арга нь молекулын электрон бүр өөрийн долгионы функцээр тодорхойлогддог гэсэн санаан дээр суурилдаг - молекул орбитал (MO). Ерөнхийдөө ML арга нь боловсролыг авч үздэг химийн холбообүх электронууд болон анхны атомуудын бүх цөмүүдийн үүсгэсэн нийт талбай дахь бүх электронуудын хөдөлгөөний үр дүнд. Гэсэн хэдий ч холбоо үүсэхэд гол хувь нэмэр нь гадаад (валент) бүрхүүлийн электронуудаас ирдэг тул бид зөвхөн эдгээр электронуудыг авч үзэхээр хязгаарладаг. Химийн хувьд MO арга (ялангуяа LCAO MO хэлбэрээр) нь атомын харгалзах шинж чанарт үндэслэн молекулын бүтэц, шинж чанарын талаархи мэдээллийг олж авах боломжийг олгодог тул чухал юм. Тиймээс химийн холбоо, химийн урвалын орчин үеийн бараг бүх ойлголтууд нь МО аргын үзэл баримтлалд суурилдаг. Молекулын тойрог замын онол(MO) нь электрон нягтын тархалтын талаархи ойлголтыг өгч, молекулуудын шинж чанарыг тайлбарладаг. Энэ онолд атомын квант механик хамаарлыг илүү нарийн төвөгтэй систем болох молекул болгон өргөжүүлдэг. Молекулыг бие даасан байдлаа хадгалсан атомуудын цуглуулга биш харин бүхэлд нь авч үздэг. Молекулд (атом шиг) бие биенийхээ болон молекулын бүх цөмүүдийн талбарт бие даасан хөдөлгөөнтэй бие даасан электронуудын (молекулын орбиталуудын) салангид энергийн төлөвүүд байдаг. Орбитал бүр нь өгөгдсөн энергийн төлөв дэх электронуудын шинж чанарыг тусгасан өөрийн квант тоогоор тодорхойлогддог. Атомын нэг төвтэй орбиталуудаас ялгаатай нь молекулуудын орбиталууд нь олон төвтэй, өөрөөр хэлбэл молекулууд нь хоёр ба түүнээс дээш атомын цөмтэй орбиталуудыг хуваалцдаг. Молекулын тойрог бүр нь тодорхой энергитэй байдаг бөгөөд ойролцоогоор харгалзах иончлолын потенциалаар тодорхойлогддог.

Хоёр төвтэй молекул орбитал

Молекулын тойрог замын арга нь молекул дахь электрон нягтын тархалтыг тодорхойлохын тулд молекул орбитал (атомын атомын тойрог замтай төстэй) гэсэн ойлголтыг ашигладаг. Молекул орбитал нь молекул эсвэл бусад олон атомт химийн бөөмс дэх электроны долгионы функц юм. Молекул орбитал (MO) бүр атомын орбитал (AO) шиг нэг эсвэл хоёр электронтой байж болно. Бондын бүс дэх электроны төлөвийг бондын молекул орбиталаар, харин эсрэг бондын бүсэд - эсрэгтөрөгчийн молекул орбиталаар тодорхойлно. Молекулын орбиталуудын хоорондох электронуудын хуваарилалт нь тусгаарлагдсан атом дахь атомын орбиталуудын хоорондох электронуудын тархалттай ижил дүрмийг баримталдаг. Молекул орбиталууд нь атомын орбиталуудын тодорхой хослолоор үүсдэг. Молекулыг бүрдүүлэгч атомуудын орбиталуудын тоо, энерги, хэлбэрээс тэдгээрийн тоо, энерги, хэлбэрийг гаргаж болно. ??????????????? ??????

Тасалбар №11: Ионы холбоо. Металл холболт. Устөрөгчийн холбоо. Ван дер Ваалсын хүчин.

Ионы холбоо- электрон сөрөг чанарын их зөрүүтэй атомуудын хооронд үүссэн хүчтэй химийн холбоо (Полинг масштабаар > 1.7), нийт электрон параполити нь илүү их цахилгаан сөрөг хүчинтэй атом руу очдог. Жишээ нь, "ионы зэрэг" нь 97% байдаг CsF нэгдэл юм натрийн NaCl. Натри ба хлорын атомын электрон тохиргоог дараах байдлаар илэрхийлж болно: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5 Эдгээр нь бүрэн бус энергийн түвшинтэй атомууд юм. Мэдээжийн хэрэг, тэдгээрийг дуусгахын тулд натрийн атом нэг электроноо өгөх нь долоо, хлорын атом нэг электрон авах нь долоо өгөхөөс илүү хялбар байдаг. Химийн харилцан үйлчлэлийн үед натрийн атом нь нэг электроныг бүрэн орхиж, хлорын атом үүнийг хүлээн авдаг. Схемийн хувьд үүнийг дараах байдлаар бичиж болно: Na. - l e -> Na+ натрийн ион, хоёр дахь энергийн түвшний улмаас тогтвортой найман электрон 1s2 2s2 2p6 бүрхүүл. :Cl + 1е --> .Cl - хлорын ион, тогтвортой найман электрон бүрхүүл. Na+ ба Cl- ионуудын хооронд электростатик таталцлын хүч үүсч, улмаар нэгдэл үүснэ. Ионы холбоо нь туйлын ковалент бондын туйлшралын онцгой тохиолдол юм. Ердийн металл ба металл бус хоёрын хооронд үүссэн. Энэ тохиолдолд металаас электронууд металл бус руу бүрэн шилждэг. Ионууд үүсдэг.

Хэрэв электрон сөрөг чанарын маш их зөрүүтэй атомуудын хооронд химийн холбоо үүссэн бол (Полингын дагуу EO > 1.7) нийтлэг электрон хос нь илүү өндөр ЭО-той атом руу бүрэн шилждэг. Үүний үр дүнд эсрэг цэнэгтэй ионуудын нэгдэл үүсдэг.

Үүссэн ионуудын хооронд электростатик таталцал үүсдэг бөгөөд үүнийг ионы холбоо гэж нэрлэдэг. Өөрөөр хэлбэл, энэ дүр төрх тохиромжтой. Үнэн хэрэгтээ, атомуудын хоорондох ионы холбоо нь хаана ч, эсвэл бараг хаана ч явагддаггүй, үнэндээ бонд нь хэсэгчлэн ион, хэсэгчлэн ковалент шинж чанартай байдаг. Үүний зэрэгцээ нарийн төвөгтэй молекулын ионуудын холбоог ихэвчлэн цэвэр ион гэж үзэж болно. Ионы холбоо болон бусад төрлийн химийн бондын хоорондох хамгийн чухал ялгаа нь чиглэлгүй байдал, ханалтгүй байдал юм. Ийм учраас ионы бондын улмаас үүссэн талстууд нь харгалзах ионуудын янз бүрийн нягт савлагаа руу таталцдаг.

Онцлог шинж чанаруудИйм нэгдлүүд нь туйлын уусгагчид (ус, хүчил гэх мэт) сайн уусдаг. Энэ нь молекулын цэнэгтэй хэсгүүдийн улмаас үүсдэг. Энэ тохиолдолд уусгагчийн диполууд молекулын цэнэгтэй төгсгөлд татагдан, броуны хөдөлгөөний үр дүнд бодисын молекулыг хэсэг хэсгээр нь "урагдан" тойрон хүрээлж, дахин холбогдохоос сэргийлдэг. Үр дүн нь уусгагч диполоор хүрээлэгдсэн ионууд юм.

Ийм нэгдлүүдийг уусгахад ихэвчлэн энерги ялгардаг, учир нь үүссэн уусгагч-ионы бондын нийт энерги нь анион-катоны бондын энергиээс их байдаг. Үл хамаарах зүйл нь олон давс агуулдаг азотын хүчил(нитратууд), ууссан үед дулааныг шингээдэг (уусмал хөргөнө). Сүүлчийн баримтыг физик химийн чиглэлээр авч үздэг хуулиудын үндсэн дээр тайлбарлав.

Металлын холбоо нь харьцангуй чөлөөт электронууд байдгаас үүссэн химийн холбоо юм. Цэвэр металл ба тэдгээрийн хайлш ба хоорондын металлын нэгдлүүдийн аль алиных нь шинж чанар.

Металл холбох механизм

Кристал торны бүх зангилаанууд байдаг эерэг ионуудметалл Тэдгээрийн хооронд валентийн электронууд ион үүсэх явцад атомуудаас салсан хийн молекулууд шиг санамсаргүй байдлаар хөдөлдөг. Эдгээр электронууд нь цементийн үүрэг гүйцэтгэж, эерэг ионуудыг хамтад нь хадгалдаг; эс бөгөөс ионуудын хоорондох түлхэх хүчний нөлөөн дор тор нь задрах болно. Үүний зэрэгцээ электронууд нь болор торны доторх ионуудаар баригдаж, түүнийг орхиж чадахгүй. Холбох хүч нь орон нутгийн шинж чанартай эсвэл чиглүүлээгүй байна. Тиймээс ихэнх тохиолдолд зохицуулалтын өндөр тоо (жишээлбэл, 12 эсвэл 8) гарч ирдэг.

[Засварлах] Онцлог талст торууд

Ихэнх металлууд нь атомуудын нягт савлагаатай дараах өндөр тэгш хэмтэй торны аль нэгийг үүсгэдэг: бие төвтэй куб, нүүр төвтэй куб, зургаан өнцөгт.

Бие төвтэй куб (bcc) торонд атомууд нь шооны орой дээр, нэг атом нь шоо эзэлхүүний төвд байрладаг. Металууд нь куб биет төвтэй тортой байдаг: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba гэх мэт.

Нүүр төвтэй куб (fcc) торонд атомууд нь шооны орой болон нүүр бүрийн төвд байрладаг. Энэ төрлийн металлууд нь тортой байдаг: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co гэх мэт.

Зургаан өнцөгт торонд атомууд нь призмийн зургаан өнцөгт суурийн орой ба төвд байрладаг ба гурван атом нь призмийн дунд хавтгайд байрладаг. Металуудад ийм атомын багц байдаг: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca гэх мэт.

[Засварлах] Бусад өмч

Чөлөөт хөдөлж буй электронууд нь өндөр цахилгаан ба дулаан дамжуулалтыг үүсгэдэг. Металл холбоо бүхий бодисууд нь ихэвчлэн хүч чадлыг уян хатан чанартай хослуулдаг, учир нь атомууд бие биентэйгээ харьцуулахад нүүлгэн шилжүүлэх үед холбоо тасрахгүй.

Ван дер Ваалсын хүчин- 0.8 - 8.16 кЖ/моль энергитэй молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн хүч. Энэ нэр томъёо нь анхнаасаа ийм бүх хүчийг илэрхийлсэн орчин үеийн шинжлэх ухаанЭнэ нь ихэвчлэн молекулууд туйлширч, диполь үүсгэх үед үүсдэг хүчүүдэд ашиглагддаг. 1869 онд Ж.Д.ван дер Ваальс нээсэн.

Ван дер Ваалсын хүч нь диполуудын хоорондын харилцан үйлчлэлийг (байнгын ба өдөөгдсөн) агуулдаг. Эдгээр хүч нь төлөв байдлын тэгшитгэл дэх дотоод даралтыг засаж залруулахад хүргэдэг гэсэн үг юм жинхэнэ хийВан дер Ваальс. Эдгээр харилцан үйлчлэл нь биологийн макромолекулуудын орон зайн бүтцийг бий болгох үүрэгтэй хүчийг голчлон тодорхойлдог.

Ван дер Ваалсын хүч нь бөөмс (макроскопийн тоосонцор эсвэл нано бөөмс) ба молекулын хооронд болон хоёр бөөмийн хооронд үүсдэг.

Ван дер Ваалсын хүчний ангилал

Ван дер Ваалсын харилцан үйлчлэл нь гурван төрлийн сул харилцан үйлчлэлээс бүрдэнэ.

Чиглүүлэх хүч, диполь-диполь таталцал. Энэ нь байнгын диполь болох молекулуудын хооронд явагддаг. Жишээ нь шингэн ба хатуу төлөвт байгаа HCl юм. Ийм харилцан үйлчлэлийн энерги нь диполь хоорондын зайн кубтай урвуу пропорциональ байна.

Тархалтын таталцал (Лондонгийн хүч).Агшин зуурын болон өдөөгдсөн диполийн харилцан үйлчлэл.

Ийм харилцан үйлчлэлийн энерги нь диполь хоорондын зайны зургаа дахь зэрэгтэй урвуу хамааралтай байна.Индуктив таталцал.

Байнгын диполь ба индукцсан диполь хоорондын харилцан үйлчлэл. Ийм харилцан үйлчлэлийн энерги нь диполь хоорондын зайны зургаа дахь зэрэгтэй урвуу хамааралтай байна.

Өнөөг хүртэл олон зохиогчид ван дер Ваалсын хүч нь давхаргын талст дахь давхарга хоорондын харилцан үйлчлэлийг тодорхойлдог гэсэн таамаглалаас үндэслэсэн бөгөөд энэ нь туршилтын өгөгдөлтэй зөрчилдөж байна: Дебай температурын анизотропийн хуваарь ба үүний дагуу торны тусгалын анизотропийн хуваарь. Энэхүү алдаатай таамаглал дээр үндэслэн бал чулуу, борын нитридын шинж чанарыг "тодорхойлох" олон хоёр хэмжээст загваруудыг бүтээсэн.

Тасалбар №12

Хими дэх зохицуулалтын тоо

Химийн шинжлэх ухаанд зохицуулалтын тооны тухай ойлголт нь нарийн төвөгтэй нэгдлүүдийн химийг хөгжүүлснээр гарч ирэв. Энэ нь цогцолбор үүсгэгчийн анхны зохицуулалт (дотоод) бөмбөрцгийг бүрдүүлдэг лигандуудын (атом, молекул, ион) тоог хэлнэ.

Жишээлбэл, калийн гексацианоферрат (III) K 3-ийн нийлмэл давсанд Fe 3+ ионы координатын тоо 6, цис-дихлородиамминплатин (II) (Пейроны давс) Pt (NH 3) 2 Cl 2-т төв цагаан алт байдаг. атом нь дөрвөн лигандтай холбогддог.

Зохицуулалтын тооны тухай ойлголтыг молекул дахь төв атомыг тодорхойлоход ашигладаг бөгөөд гол төлөв ойролцоох химийн холбоо бүхий атомын тоо нь валентын тоон утгатай тэнцүү биш тохиолдолд ашигладаг. Жишээлбэл, азотын хүчлийн молекулд төв азотын атомын албан ёсны валент нь 4, исэлдэлтийн төлөв нь +5, зохицуулалтын тоо 3 байна. Шингэний бүтцийг тодорхойлоход зохицуулалтын тоо гэсэн ойлголтыг бас ашигладагаморф биетүүд . Энэ тохиолдолд зохицуулалтын тоо нь богино зайн дарааллын хэмжүүр, дундаж тоо юмхамгийн ойрын хөршүүд

атом. Энэ нь бутархай байж болно.(CA) эсвэл цогцолбор үүсгэгч нь ихэвчлэн металлын ион эсвэл атом байдаг ч зарим тохиолдолд металл бус, жишээлбэл, 2- ба - анион дахь цахиур, фосфор зэрэг байж болно. CA нь лигандуудтай химийн холбоо үүсгэж, тэдгээрийн эргэн тойронд зохицуулдаг. Үүний үр дүнд зохицуулалтын нэгдэл үүсдэг.

Лиганд(лат. ligare - холбох) - тодорхой төвтэй холбоотой атом, ион эсвэл молекул (хүлээн авагч). Энэхүү ойлголтыг биохимид биологийн хүлээн авагчид (рецепторууд, иммуноглобулинууд) нийлдэг бодисууд, түүнчлэн нэг буюу хэд хэдэн төв (цогцолбор үүсгэгч) металлын атомуудтай хавсарсан тоосонцорыг илэрхийлдэг нарийн төвөгтэй нэгдлүүдийн химид ашигладаг.

Элементүүдийг дүрслэхдээ тэдгээрийг өөр өөр тойрог замтай бүлэгт хуваадаг тул энэ ойлголтын мөн чанарыг маш товч дурдъя.

Борын атомын загварын дагуу электронууд цөмийг тойрон тойрог тойрог замд (бүрхүүл) эргэлддэг. Бүрхүүл бүр нь эрчим хүчний тодорхой түвшинтэй бөгөөд тодорхой квант тоогоор тодорхойлогддог. Байгалийн хувьд зөвхөн тодорхой электрон энерги, өөрөөр хэлбэл дискрет (квантлагдсан) тойрог замын энерги ("зөвшөөрөгдсөн") боломжтой байдаг. Борын онол нь электрон бүрхүүлүүдийг K, L, M, N болон дарааллаар нь хуваарилдаг Латин цагаан толгой, бүрхүүлийн эрчим хүчний түвшин нэмэгдэж байгаатай холбогдуулан, үндсэн квант тоо n, 1, 2, 3, 4 гэх мэттэй тэнцүү. Дараа нь ийм болсон электрон бүрхүүлүүддэд бүрхүүлүүдэд хуваагддаг бөгөөд тус бүр нь тодорхой квант энергийн түвшингээр тодорхойлогддог тойрог замын квант тоо l.

дагуу тодорхойгүй байдлын зарчимГейзенберг, электроны байршлыг ямар ч үед нарийн тодорхойлох боломжгүй юм. Гэсэн хэдий ч та ийм зүйл тохиолдох магадлалыг зааж өгч болно. Электрон олох магадлал хамгийн их байх орон зайн бүсийг орбитал гэнэ. Электронууд 4 орбитал эзэлж болно янз бүрийн төрөл, тэдгээрийг s- (хурц), p- (үндсэн), d- (сарнисан) ба f- (үндсэн) орбитал гэж нэрлэдэг. Өмнө нь эдгээр үсгийг тэмдэглэж байсан спектрийн шугамуудустөрөгч, гэхдээ одоогоор тэдгээрийг декодчилолгүйгээр зөвхөн тэмдэг болгон ашиглаж байна.

Орбиталуудыг дараах байдлаар илэрхийлж болно гурван хэмжээст гадаргуу. Ихэвчлэн эдгээр гадаргуугаар хязгаарлагдсан орон зайн бүс нутгийг тэдгээрийн доторх электроныг илрүүлэх магадлал 95% байхаар сонгодог. Орбиталуудын бүдүүвч дүрслэлийг Зураг дээр үзүүлэв. 1.

Цагаан будаа. 1.

s-орбитал нь бөмбөрцөг хэлбэртэй, p-орбитал нь дамббелл хэлбэртэй, d-опбитал нь хоёр зангилаанд харилцан огтлолцсон хоёр дамббелл хэлбэртэй байдаг. перпендикуляр хавтгайнууд, s-дэд бүрхүүл нь нэг s-орбиталаас, p-дэд бүрхүүл - 3 p-орбиталаас, d- дэд бүрхүүл - 5 d-орбиталаас бүрдэнэ.

Хэрэв соронзон орон байхгүй бол нэг дэд бүрхүүлийн бүх тойрог замууд ижил энергитэй байх болно; Энэ тохиолдолд тэдгээрийг доройтсон гэж нэрлэдэг. Гэсэн хэдий ч гадны соронзон орон дээр дэд бүрхүүлүүд хуваагдана (Зееман эффект). Энэ нөлөө нь s орбиталаас бусад бүх тойрог замд боломжтой. Энэ нь тодорхойлогддог соронзон квант тоо t. Zeeman эффектийг орчин үеийн атом шингээлтийн спектрофотометр (AASP) -д тэдгээрийн мэдрэмжийг нэмэгдүүлэх, элементийн шинжилгээнд илрүүлэх хязгаарыг багасгах зорилгоор ашигладаг.

Биологи, анагаах ухааны хувьд тойрог замууд нь ижил тэгш хэмтэй байх нь чухал юм ижил тоо l ба m, гэхдээ үндсэн квант тооны өөр өөр утгатай (жишээлбэл, 1s, 2s, 3s, 4s орбиталууд) нь өөр өөр байдаг. харьцангуй хэмжээ. Эзлэхүүн дотоод орон зайАтомын хувьд илүү олон электрон орбитал байдаг их үнэ цэнэх. Орбитын хэмжээ ихсэх нь түүний сулрал дагалддаг. Цогцолбор үүсэх үед атомын хэмжээ нь зохицуулалтын нэгдлүүдийн бүтцийг тодорхойлдог тул чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Хүснэгтэнд 1-р зурагт электронуудын тоо болон үндсэн квант тоо хоорондын хамаарлыг харуулав.

Хүснэгт 1. электронуудын тоо at өөр өөр утгатайквант тоо n

Атом бүрийн электронуудын шинж чанарыг тодорхойлдог гурван квант тооноос гадна өөр нэг тоо байдаг. спин квант тоо с , зөвхөн электрон төдийгүй атомын цөмийг тодорхойлдог.

Эмнэлгийн биоорганик. Г.К. Барашков

Орбиталууд нь тэдгээрийн дотор электрон байгаа (эзлэгдсэн тойрог зам) эсвэл байхгүй (сул орбитал) эсэхээс үл хамааран оршдог. Элемент бүрийн атом нь устөрөгчөөс эхлээд өнөөдрийн олж авсан сүүлчийн элемент хүртэл байдаг бүрэн багцбүх электрон түвшний бүх тойрог замууд. Тэдгээрийг электроноор дүүргэх нь дараах байдлаар явагддаг серийн дугаар, өөрөөр хэлбэл цөмийн цэнэг.

с-Орбиталууд нь дээр дурдсанчлан бөмбөрцөг хэлбэртэй, тиймээс гурван хэмжээст координатын тэнхлэг бүрийн чиглэлд ижил электрон нягттай байдаг.

Атом бүрийн эхний электрон түвшинд зөвхөн нэг л байдаг с-тойрог зам. Үүнээс гадна хоёр дахь цахим түвшнээс эхлэн с-гурван тойрог зам гарч ирнэ r- тойрог замууд. Тэд гурван хэмжээст найм хэлбэртэй бөгөөд хамгийн их магадлалтай байршлын талбай яг ийм харагдаж байна. r- атомын цөмийн бүс дэх электрон. Тус бүр r-орбитал нь нэрэнд заасны дагуу харилцан перпендикуляр гурван тэнхлэгийн аль нэгний дагуу байрладаг. r-орбиталууд нь харгалзах индексийг ашиглан түүний хамгийн их электрон нягтрал байрлах тэнхлэгийг заана.

IN орчин үеийн химиорбитал гэдэг нь химийн холбоо үүсэх үйл явцыг авч үзэх, тэдгээрийн шинж чанарыг шинжлэх боломжийг олгодог тодорхойлогч ойлголт бөгөөд химийн холбоо үүсэхэд оролцдог электронуудын орбиталууд, өөрөөр хэлбэл валентийн электронууд, ихэвчлэн электронууд дээр анхаарлаа төвлөрүүлдэг. сүүлчийн түвшний.

Эхний төлөвт байгаа нүүрстөрөгчийн атом нь хоёр дахь (сүүлийн) электрон түвшинд хоёр электронтой байна. с-орбиталууд (цэнхэрээр тэмдэглэсэн) ба хоёр дахь нэг электрон r-орбиталууд (улаанаар тэмдэглэгдсэн ба шар), гурав дахь тойрог зам - p z- сул:

Гибридизаци.

Нүүрстөрөгчийн атом нь ханасан нэгдлүүдийг (олон холбоо агуулаагүй) үүсэхэд оролцдог тохиолдолд нэг с-тойрог зам ба гурван r-орбиталууд нийлж анхны орбиталуудын эрлийз болох шинэ орбиталуудыг үүсгэдэг (процессыг эрлийзжүүлэх гэж нэрлэдэг). Эрлийз тойрог замын тоо үргэлж анхныхуудын тоотой тэнцүү байна энэ тохиолдолд, дөрөв. Үүссэн эрлийз тойрог замууд нь хэлбэрийн хувьд ижил бөгөөд гадна талаасаа тэгш хэмт бус гурван хэмжээст наймтай төстэй байна.

Бүх бүтэц нь дотор нь бичигдсэн байх шиг байна ердийн тетраэдр-аас угсарсан призм тогтмол гурвалжин. Энэ тохиолдолд эрлийз тойрог замууд нь ийм тетраэдрийн тэнхлэгүүдийн дагуу байрладаг бөгөөд дурын хоёр тэнхлэгийн хоорондох өнцөг нь 109 ° байна. Дөрөв валентын электроннүүрстөрөгч нь эдгээр эрлийз тойрог замд байрладаг.

Энгийн химийн холбоо үүсэхэд орбиталуудын оролцоо.

Дөрвөн ижил тойрог замд байрлах электронуудын шинж чанарууд нь ижил төстэй бөгөөд ижил төрлийн атомуудтай харилцан үйлчлэхэд эдгээр электронуудын оролцоотойгоор үүссэн химийн холбоо нь тэнцүү байх болно.

Нүүрстөрөгчийн атомын дөрвөн устөрөгчийн атомтай харилцан үйлчлэл нь нүүрстөрөгчийн сунасан эрлийз орбиталууд нь устөрөгчийн бөмбөрцөг орбиталуудтай харилцан давхцаж дагалддаг. Орбитал бүр нэг электрон агуулдаг бөгөөд давхардсаны үр дүнд хос электрон бүр нэгдмэл молекул орбиталын дагуу хөдөлж эхэлдэг.

Гибридизаци нь зөвхөн нэг атомын доторх орбиталуудын хэлбэрийг өөрчлөхөд хүргэдэг бөгөөд хоёр атомын (эрлийз эсвэл энгийн) орбиталуудын давхцал нь тэдгээрийн хооронд химийн холбоо үүсэхэд хүргэдэг. Энэ тохиолдолд ( см. Доорх зураг) электроны хамгийн их нягт нь хоёр атомыг холбосон шугамын дагуу байрладаг. Ийм холболтыг s-холболт гэж нэрлэдэг.

IN уламжлалт үсэгҮүссэн метаны бүтэц нь давхцаж буй орбиталуудын оронд валентийн бар тэмдгийг ашигладаг. Бүтцийн гурван хэмжээст дүрсний хувьд зургийн хавтгайгаас үзэгч рүү чиглэсэн валентыг хатуу шаантаг хэлбэртэй шугам хэлбэрээр, зургийн хавтгайгаас цааш үргэлжлэх валентыг тасархай шаантаг хэлбэрээр үзүүлэв. -хэлбэрийн шугам:

Тиймээс метан молекулын бүтцийг эрлийз нүүрстөрөгчийн орбиталуудын геометрээр тодорхойлно.

Этан молекул үүсэх нь дээр үзүүлсэн процесстой төстэй бөгөөд ялгаа нь хоёр нүүрстөрөгчийн атомын эрлийз орбиталууд давхцах үед, S-S боловсрол- холболтууд:

Этан молекулын геометр нь метантай төстэй, бондын өнцөг нь 109 ° бөгөөд энэ нь нүүрстөрөгчийн эрлийз орбиталуудын орон зайн зохион байгуулалтаар тодорхойлогддог.

Олон тооны химийн холбоо үүсэхэд тойрог замын оролцоо.

Этилен молекул нь эрлийз орбиталуудын оролцоотойгоор үүсдэг боловч зөвхөн нэг нь эрлийзжихэд оролцдог. с- тойрог зам, зөвхөн хоёр r- тойрог зам ( p xТэгээд r y), гурав дахь тойрог зам - p z, тэнхлэгийн дагуу чиглэсэн z, эрлийз үүсэхэд оролцдоггүй. Эхний гурван тойрог замаас гурван эрлийз тойрог зам гарч ирдэг бөгөөд тэдгээр нь нэг хавтгайд байрладаг бөгөөд гурван цацрагт од үүсгэдэг, тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 120 ° байна.

Хоёр нүүрстөрөгчийн атом нь дөрвөн устөрөгчийн атомыг холбож, мөн өөр хоорондоо холбогдож, C-C s-бонд үүсгэдэг.

Хоёр тойрог зам p z, эрлийзжүүлэхэд оролцоогүй, хоорондоо давхцаж, тэдгээрийн геометр нь шугамын дагуу давхцал үүсэхгүй. S-S холболтууд, мөн дээр ба доор. Үүний үр дүнд электрон нягтрал ихэссэн хоёр бүс үүсч, хоёр электрон (цэнхэр, улаанаар тэмдэглэгдсэн) байрладаг бөгөөд энэ холбоо үүсэхэд оролцдог. Ийнхүү орон зайд тусгаарлагдсан хоёр бүсээс бүрдэх нэг молекулын тойрог зам үүсдэг. Хамгийн их электрон нягт нь хоёр атомыг холбосон шугамын гадна талд байрлах холбоог p-бонд гэнэ.

Тэмдэглэгээний хоёр дахь валентын онцлог давхар бонд, олон зууны турш ханаагүй нэгдлүүдийг дүрслэхэд өргөн хэрэглэгддэг, in орчин үеийн ойлголтдагуу байрлах электрон нягтрал ихэссэн хоёр бүс байгааг илтгэнэ өөр өөр талуудхолбооны шугамууд S-S.

Этилен молекулын бүтцийг эрлийз орбиталуудын геометр, валентоор тодорхойлно. өнцөг N-S-N– 120°:

Ацетилен үүсэх үед нэг с- тойрог зам ба нэг p x- тойрог зам (орбитал p yТэгээд p z, эрлийз үүсэхэд оролцохгүй байх). Үүссэн хоёр эрлийз тойрог зам нь тэнхлэгийн дагуу нэг шугам дээр байрладаг X:

Эрлийз орбиталууд бие биетэйгээ болон устөрөгчийн атомын орбиталуудтай давхцах нь энгийн валентын шугамаар дүрслэгдсэн C-C ба C-H s-бонд үүсэхэд хүргэдэг.

Үлдсэн хоёр хос тойрог зам p yТэгээд p zдавхцах. Доорх зураг дээр өнгөт сумнууд нь зөвхөн орон зайн үүднээс авч үзвэл ижил индекстэй тойрог замын давхцах магадлал өндөр байгааг харуулж байна. х-хТэгээд өө. Үүний үр дүнд энгийн s-бонд C-C-ийг тойрсон хоёр p-бонд үүсдэг.

Үүний үр дүнд ацетилен молекул нь саваа хэлбэртэй байна.

Бензолд молекулын нуруу нь нэгээс бүрдэх эрлийз орбитал бүхий нүүрстөрөгчийн атомуудаас бүрддэг. с- ба хоёр r- гурван цацрагт од хэлбэртэй орбиталууд (этилен гэх мэт), r-эрлийзжүүлэхэд оролцдоггүй орбиталууд нь хагас тунгалаг харагдаж байна:

Сул орбиталууд, өөрөөр хэлбэл электрон агуулаагүй () нь химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болно.

Өндөр түвшний тойрог замууд.

Дөрөв дэх электрон түвшнээс эхлэн атомууд тавтай байдаг г-орбиталууд, тэдгээрийг электроноор дүүргэх үед тохиолддог шилжилтийн элементүүд, скандиумаас эхлэн. Дөрөв г-орбиталууд нь гурван хэмжээст дөрвөн навчит хошоонгор хэлбэртэй байдаг бөгөөд заримдаа "хошоонгор навч" гэж нэрлэдэг бөгөөд тэдгээр нь зөвхөн орон зайд чиг баримжаагаараа ялгаатай байдаг. гОрбитал нь цагираг хэлбэртэй гурван хэмжээст найман дүрс юм.

г-Орбиталууд нь эрлийз үүсгэдэг с-Тэгээд p-тойрог замууд. Сонголтууд г-орбиталуудыг ихэвчлэн бүтэц болон спектрийн шинж чанаруудшилжилтийн металлын цогцолборуудад.

Зургаа дахь электрон түвшнээс эхлэн атомууд долоон тоотой байдаг е-орбиталууд, тэдгээрийг электроноор дүүргэх нь лантанид ба актинидын атомуудад тохиолддог. е-Орбиталууд нь нэлээд төвөгтэй бүтэцтэй байдаг ижил хэлбэрмөн янз бүрийн аргаар орон зайд чиглэсэн:

е-Орбиталуудыг янз бүрийн нэгдлүүдийн шинж чанарын талаар ярихдаа маш ховор ашигладаг, учир нь тэдгээрт байрлах электронууд химийн хувиргалтанд бараг оролцдоггүй.

хэтийн төлөв.

Найм дахь цахим түвшинд есөн байна g- тойрог замууд. Эдгээр орбиталуудад электрон агуулсан элементүүд найм дахь үед гарч ирэх ёстой, гэхдээ тэдгээр нь байхгүй (элемент No118, долдугаар үеийн сүүлчийн элемент удахгүй гарах болно. Үелэх хүснэгт, түүний синтезийг Дубна дахь Цөмийн судалгааны нэгдсэн хүрээлэнд хийдэг).

Маягт g-Квантын химийн аргаар тооцоолсон орбиталууд нь эдгээрээс ч илүү төвөгтэй байдаг е-орбиталууд, энэ тохиолдолд электроны хамгийн их магадлалтай байршлын бүс нь маш хачирхалтай харагдаж байна. Доор харуулав гадаад төрхИйм есөн тойрог замын нэг нь:

Орчин үеийн химийн шинжлэх ухаанд атомын тухай санаанууд ба молекулын тойрог замууднэгдлүүдийн бүтэц, урвалын шинж чанарыг тодорхойлох, янз бүрийн молекулуудын спектрийг шинжлэх, зарим тохиолдолд урвал үүсэх боломжийг урьдчилан таамаглахад өргөн хэрэглэгддэг.

Михаил Левицкий

Генерал аналитик илэрхийлэлфункцүүдийн хувьд R(r), 0(0) ба Ф(ф)-ийг тусгай ашиглан бичнэ математик функцууд. Тэдгээрийг квант механик, квант химийн чиглэлээр мэргэшсэн ном зохиолоос олж болно. Энэ хэсэгт жишээ ашиглан s-, p-болон "/-электронууд"-ыг химийн бондын онолын үндэс болсон электрон орбиталуудыг тайлбарлах үндсэн заалтуудыг авч үзэх болно.

Өмнө нь олж авсан үр дүнгээс харахад атом дахь электроны төлөв байдлын тодорхойлолт нь Борын онолын таамаглаж байснаас хамаагүй илүү төвөгтэй болж хувирав. Квант механик нь атомын электрон дотор байж болохыг харуулж байна янз бүрийн бүс нутагцөмийг тойрсон орон зай, түүний орших магадлал нь цэгээс цэг рүү шилжих үед өөрчлөгддөг. Эндээс илүү ихийг илэрхийлсэн электрон орбиталуудын тухай ойлголт гарч ирэв ерөнхий ойлголтэлектрон үүл. Физикчид дор электрон орбиталтодорхой харгалзах долгионы функцийг өөрөө ойлгох квант тоо. Химийн чиглэлээр дор тойрог замцөмийн ойр орчмын орон зайн тодорхой бүсэд байх магадлалыг харгалзан атом дахь электроны байрлалуудын багц гэж ойлгодог. Энэ магадлалыг функцээр тодорхойлно R, 0, F. Хүснэгт 8.2-т бөмбөрцөг координатын систем дэх долгионы функцүүдийн илэрхийллийг харуулав s-,p-ба "/-электронууд.

Зураг 8.21-д функцүүдийн графикуудыг харуулав R(r)(Зураг 8.21, A)мөн dr|^^ = 4nr 2 i зузаантай бөмбөрцөг давхаргад электрон илрүүлэх магадлалын нягт? 2 (r)j - (Зураг 8.21, б)хамааран Г.байх ёстой

төлөө гэдгийг анхаарч үзээрэй j-төлөв радиаль хэсэг долгионы функццагт g = 0 (тэдгээр. үндсэн дээр)(функцийн графикийг үзнэ үү R(r)Зураг дээр. 8.21, A)дээд талтай. -тай зөрчилдөхгүй эрүүл ухаан(цөм дэх электрон) функцээс хойш энэ тохиолдолд үүсдэггүй R(r)магадлалын нягт, магадлалыг өөрөө тодорхойлдог

Хүснэгт 8.2

Долгионы функцууд S-, p-ба "/-электронууд

Төгсгөл

Анхаарна уу. Хүснэгтэнд дараахь тэмдэглэгээг ашигласан болно. a = (Z/a^rvL a 0 =Ү 2 /(эдгээр 2) = = 0.5292 1(7 10 м - Бор радиус электрон тойрог замустөрөгчийн атом.

цагт Т-> 0 (8.21-р зураг дээрх 4лг 2 /? 2 (r) функцын графикийг харна уу, б)цөмийн ойролцоо тэглэх хандлагатай байна.

Зураг 8.22-т жишээ болгон p r орбитал ашиглан долгионы функц 7(0, a) болон түүний квадрат 7 2 (0, b)-ийн өнцгийн хэсэгтэй график байгуулах диаграммыг үзүүлэв. 0 өнцгийн 7(0, φ) утгыг сегментийн уртаар илэрхийлнэ ОМ. 7(0) функцын графикийг бөмбөрцөгөөр, харин 7 2 (0)-ын графикийг уртасгасан “гантел”-оор дүрсэлсэнд анхаарлаа хандуулахыг зөвлөж байна. Тиймээс, хүснэгтэд. 8.2 Устөрөгчийн атомын долгионы функцийг үзүүлэв n = 1, 2 ба 3. Энэ хүснэгтийн эхний мөрөнд электроны 15 төлөвийн өгөгдлийг харуулав. Энэ тохиолдолд функц R(r)-д дээд тал нь байдаг g = 0 ба r-ийн өсөлтөөр экспоненциал буурдаг 7(0, φ) функц нь 0 эсвэл φ-ээс хамаарахгүй тул магадлалын нягтын тархалт | у| 2 нь бөмбөрцөг тэгш хэмтэй байна. 25 ба 35-НУУДЫН хувьд ч мөн адил.

Цагаан будаа. 8.21. Долгионы функцүүдийн радиаль хэсэг R(r) (а) ба утгууд 4lg 2 L 2 (g) (б)зарим цахим мужуудын хувьд

Цагаан будаа. 8.22. Y(0,) долгионы функцийн өнцгийн хэсгүүдийн графикийг байгуулах схем.

2/b төлөвийн шийдлүүдийг х = 2, / = 0u1u/R/ = 0u ± 1 хүснэгтийн дараагийн мөрүүдэд өгөв. 8.2. Анхаарах зүйл бол p-орбиталийн шийдэл нь тойрог замынхаас илүү энгийн хэлбэртэй байдаг p xТэгээд Ру.Энэ тэнхлэгийн сонголт zбайгальтай холбоотой бөмбөрцөг системкоординат (Зураг 8.16-г үз). Долгионы функцийн өнцгийн хэсгийг бодит хэлбэрээр гаргаж, орбиталуудын ерөнхий аналитик илэрхийллийг олохын тулд p xТэгээд r y,Бид тэр өмчийг ашиглах ёстой Шредингерийн тэгшитгэлийн шийдүүдийн шугаман хослол нь мөн энэ тэгшитгэлийн шийдэл юм.Тиймээс Эйлерийн томъёог ашиглан Y ба Y 1 шийдлүүдийн шугаман хослолыг бий болгох шаардлагатай; _ 1, бодит долгионы функцийг өгөх:

Энэ төрлийн тойрог замд p xТэгээд r yхүснэгтэд үзүүлэв. 8.2. Тэд химийн салбарт өргөн хэрэглэгддэг. Үүнтэй адил электронуудын ^/ төлөвийн хувьд өнцгийн хэсгүүдийг бодит хэлбэрээр олж авсан. c цэг дэх долгионы функцын бүх хэсгүүдийн утгыг тодорхойлсны дараа g(g, 0,

Ямар ч байхгүй тохиолдолд гадны нөлөө, тусгай зориулалтын тэнхлэгийг сонгох шалтгаан байхгүй үед Оз,Шредингерийн тэгшитгэлийн бүх шийдлүүд болон тэдгээрийн бүх шугаман хослолууд явагдах боломжтой. Гэсэн хэдий ч физик утгаТэд тэгдэггүй, учир нь үүнийг шалгах арга байхгүй: тойрог замын шинж чанарыг тогтоох аливаа оролдлого нь системд эвдрэл үүсгэж, тэнхлэгийг тодотгох болно. Оз.Энэ нь бас онцлогийг харуулж байна квант механик(Энэ нь төлөв байдлыг судлах төхөөрөмж нь судалгааны объектын төлөв байдлыг зөрчиж байгаа нь харагдаж байна).

Хэрэв тухайн атом нь бусад атомуудаар хүрээлэгдсэн байвал харилцан үйлчлэл нь түүний энергийн төлөв байдалд ихээхэн өөрчлөлт оруулдаг. Түүнээс гадна өөр өөр нөхцөлд шийдлийн бусад шугаман хослолууд нь илүү эрч хүчтэй болж хувирдаг (жишээлбэл, сайн мэддэг s-pба суперпозиция болох s-d-^-эрлийз төлөв - шугаман хослолыг хүснэгтэд үзүүлэв. 8.2 тойрог зам).

Сансар огторгуйн ижил эзэлхүүнтэй бүс нутагт электронууд байх магадлал нь өөр өөр цэгүүдэд дүрслэгдсэн орбиталуудын хувьд өөр байна. Үүнийг графикаар харуул харааны хэлбэрээрдахь атомын тойрог замууд ерөнхий үзэлтуйлын хэцүү. Үүний зэрэгцээ, байдаг янз бүрийн арга замуудхий.

Энэ аргын бүтээгдэхүүн болох атом дахь электроны нийт долгионы функцийг дүрслэхийг оролдоход бүх зүйл улам төвөгтэй болдог. шинжлэх ухааны уран зохиолүр дүнг танилцуулж байна рентген шинжилгээхимийн нэгдлүүдийн молекулуудын бүтэц.

гурван функцын хуваагдал ба түүний квадрат модуль |y(r, 0, q нь изолин хэлбэрээр, өөрөөр хэлбэл ижил утгатай цэгүүдийг холбосон шугамууд --- (сайн мэдэх жишээний дараа). газарзүйн газрын зураг). dV

Квантын хими нь заримдаа тойрог замын графикийг хаалттай гадаргуу хэлбэрээр ашигладаг бөгөөд үүнд нийт электрон цэнэгийн тодорхой хэмжээний (ихэнхдээ 90%) агуулагддаг. Зураг 8.23 ​​нь тойрог замуудыг харуулав өөр өөр мужуудустөрөгчийн атом дахь электрон. Анхаарал татахуйц зүйл бол тойрог зам юм

Цагаан будаа. 8.23.

өргөгч нь хүрч болохгүй тэг цэг(үндсэн байрлал). Энэ нь долгионы функцийн радиаль хэсгийн улмаас энэ мужид электрон илрүүлэх магадлалын нягт маш бага (цөм дэх электроныг олох магадлал бараг тэг) байдаг тул энэ нь тохиолддог.

Устөрөгчтэй төстэй атомуудын хувьд аль хэдийн, үүнээс илүүг дурдахгүй нарийн төвөгтэй системүүд, атомын тойрог замууд нь илүү төвөгтэй болж хувирдаг. Харамсалтай нь үнэн зөвийг олж аваарай аналитик шийдлүүдийм тохиолдлын хувьд боломжгүй юм. Тиймээс квант химийн хувьд тэд ашигладаг төрөл бүрийнАтомын энэ эсвэл бусад систем, бүс нутгийг илүү их эсвэл бага хэмжээгээр хангалттай тодорхойлсон өөрчлөлтүүд (ойролцоогоор). Жишээлбэл, долгионы функцийн радиаль хэсгийг тодорхойлдог экспоненциалын экспонентад тодорхой тогтмол хүчин зүйл, атомын шахалт-тэлэлтийг тайлбарласан (Слэйтерийн үржүүлэгч). Заримдаа радиаль функцийн хувьд нэг биш, харин хоёр буюу хэд хэдэн экспоненциалын нийлбэрийг ашигладаг бөгөөд тус бүр нь цөмийн ойролцоо ба түүнээс хол зайд электрон нягтын тархалтыг тус тусад нь илүү нарийвчлалтай тодорхойлдог. Эдгээр болон шийдлийн бусад эмпирик өөрчлөлтүүд өөр өөр атомуудквант химийн хэрэглээнд авч үздэг.

• Хүнд атомуудын хувьд цөм дотроос электрон олох магадлал чухал болдог. Энэ нь K-барьцаа гэж нэрлэгддэг цөмийн хувирлыг тодорхойлдог - К-бүрхүүл электроныг цөмөөр барьж, үүний үр дүнд протон нейтрон болж хувирч, цөмийн цэнэг өөрчлөгддөг.