Elektronska konfiguracija atom je numerična predstavitev njegovih elektronskih orbital. Elektronske orbitale so regije različne oblike ki se nahaja okoli atomsko jedro, v katerem je prisotnost elektrona matematično verjetna. Elektronska konfiguracija pomaga bralcu hitro in enostavno povedati, koliko elektronskih orbital ima atom, ter določiti število elektronov v vsaki orbitali. Po branju tega članka boste obvladali metodo sestavljanja elektronskih konfiguracij.

Koraki

Porazdelitev elektronov z uporabo periodnega sistema D. I. Mendelejeva

Najdi atomsko število tvoj atom. Vsak atom ima določeno število z njim povezani elektroni. Poiščite simbol svojega atoma v periodnem sistemu. Atomsko število je celota pozitivno število, začenši z 1 (za vodik) in naraščajoč za enega za vsak naslednji atom. Atomsko število je število protonov v atomu in je torej tudi število elektronov atoma z ničelnim nabojem.

Določite naboj atoma. Nevtralni atomi bodo imeli enako število elektronov, kot je prikazano v periodnem sistemu. Bodo pa imeli nabiti atomi več oz manjše število elektroni - odvisno od velikosti njihovega naboja. Če delate z nabitim atomom, dodajte ali odštejte elektrone na naslednji način: dodajte en elektron za vsakega negativni naboj in odštejte enega za vsako pozitivno.

Na primer, natrijev atom z nabojem -1 bo imel dodaten elektron poleg tega na svoje osnovno atomsko število 11. Z drugimi besedami, atom bo imel skupaj 12 elektronov.
če govorimo o približno natrijev atom z nabojem +1, od baze atomsko število 11 morate odvzeti en elektron. Tako bo imel atom 10 elektronov.

Zapomnite si osnovni seznam orbital. Ko se število elektronov v atomu poveča, ti zapolnijo različne podnivoje elektronske ovojnice atoma v skladu z določenim zaporedjem. Vsak podnivoj elektronske lupine, ko je napolnjen, vsebuje sodo število elektroni. Na voljo so naslednje podravni:

Razumevanje zapisa elektronske konfiguracije. Elektronske konfiguracije so zapisane tako, da jasno prikazujejo število elektronov v vsaki orbitali. Orbitale so zapisane zaporedno, pri čemer je število atomov v vsaki orbitali napisano kot nadpis desno od imena orbitale. Dokončana elektronska konfiguracija ima obliko zaporedja oznak podnivojev in nadnapisov.
- Tukaj je na primer najpreprostejša elektronska konfiguracija: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ta konfiguracija kaže, da sta dva elektrona na podravni 1s, dva elektrona na podravni 2s in šest elektronov na podravni 2p. 2 + 2 + 6 = skupaj 10 elektronov. To je elektronska konfiguracija nevtralnega atoma neona (neonovo atomsko število je 10).
Zapomni si vrstni red orbital. Upoštevajte, da so elektronske orbitale oštevilčene po naraščajočem številu elektronske lupine, vendar razporejene po naraščajočem vrstnem redu energije. Na primer, zapolnjena orbitala 4s 2 ima nižjo energijo (ali manjšo mobilnost) kot delno zapolnjena ali zapolnjena orbitala 3d 10, zato je orbitala 4s zapisana prva. Ko poznate vrstni red orbital, jih lahko enostavno zapolnite glede na število elektronov v atomu. Vrstni red polnjenja orbital je naslednji: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Elektronska konfiguracija atoma, v katerem so vse orbitale zapolnjene, bo naslednja: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
- Upoštevajte, da je zgornji vnos, ko so zapolnjene vse orbitale, elektronska konfiguracija elementa Uuo (ununokcij) 118, atoma z najvišjo številko v periodnem sistemu. Zato ta elektronska konfiguracija vsebuje vse trenutno znane elektronske podravni nevtralno nabitega atoma.
Izpolnite orbitale glede na število elektronov v vašem atomu. Na primer, če želimo pisati elektronska konfiguracija nevtralni atom kalcija, moramo začeti z iskanjem njegovega atomskega števila v periodnem sistemu. Njegovo atomsko število je 20, zato bomo konfiguracijo atoma z 20 elektroni zapisali po zgornjem vrstnem redu.
- Zapolnite orbitale v skladu z zgornjim vrstnim redom, dokler ne dosežete dvajsetega elektrona. Prva 1s orbitala bo imela dva elektrona, 2s bo imela tudi dva, 2p bo imela šest, 3s bo imela dva, 3p bo imela 6 in 4s bo imela 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Z drugimi besedami, elektronska konfiguracija kalcija ima obliko: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Upoštevajte, da so orbitale razporejene po naraščajoči energiji. Na primer, ko ste pripravljeni preiti na 4 raven energije, nato najprej zapišite 4s orbitalo in potem 3d. Po četrtem energijskem nivoju preidete na peti, kjer se ponovi isti vrstni red. To se zgodi šele po tretji energijski ravni.
Uporabite periodni sistem kot vizualni znak. Verjetno ste že opazili, da oblika periodnega sistema ustreza vrstnemu redu elektronskih podravni v elektronskih konfiguracijah. Na primer, atomi v drugem stolpcu z leve se vedno končajo na "s 2", atomi na desnem robu tankega srednjega dela pa se vedno končajo na "d 10" itd. Uporabite periodični sistem kot vizualni vodnik za pisanje konfiguracij – kako vrstni red, v katerem dodate orbitalam, ustreza vašemu položaju v tabeli. Glej spodaj:
- Natančneje, skrajna leva stolpca vsebujeta atome, katerih elektronske konfiguracije se končajo na s orbitale, desni blok tabele vsebuje atome, katerih konfiguracije se končajo na p orbitale, spodnja polovica pa vsebuje atome, ki se končajo na f orbitale.
- Na primer, ko pišete elektronsko konfiguracijo klora, pomislite takole: "Ta atom se nahaja v tretji vrstici (ali "periodi") periodnega sistema. Nahaja se tudi v peti skupini orbitalnega bloka p zato se bo njegova elektronska konfiguracija končala v. ..3p 5
- Upoštevajte, da so za elemente v d in f orbitalni regiji tabele značilne energijske ravni, ki ne ustrezajo obdobju, v katerem se nahajajo. Na primer, prva vrstica bloka elementov z d-orbitalami ustreza 3d orbitalam, čeprav se nahaja v 4. periodi, prva vrstica elementov s f-orbitalami pa ustreza 4f orbitali, čeprav je v 6. obdobje.
Naučite se okrajšav za pisanje konfiguracij dolgih elektronov. Atomi na desnem robu periodnega sistema se imenujejo žlahtni plini. Ti elementi so kemično zelo stabilni. Če želite skrajšati postopek pisanja konfiguracij dolgih elektronov, preprosto vpišite oglati oklepaji kemijski simbol za najbližji žlahtni plin z manj elektroni kot vaš atom, nato pa nadaljujte s pisanjem elektronske konfiguracije naslednjih orbitalnih ravni. Glej spodaj:
- Za razumevanje tega koncepta bo koristno napisati primer konfiguracije. Zapišimo konfiguracijo cinka (atomsko število 30) z uporabo okrajšave, ki vključuje žlahtni plin. Celotna konfiguracija cinka je videti takole: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Vendar vidimo, da je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 elektronska konfiguracija argona, žlahtnega plina. Preprosto zamenjajte del elektronske konfiguracije za cink s kemijskim simbolom za argon v oglatih oklepajih (.)
- Torej, elektronska konfiguracija cinka, zapisana v skrajšani obliki, ima obliko: 4s 2 3d 10 .
- Upoštevajte, da če pišete elektronsko konfiguracijo žlahtnega plina, recimo argona, tega ne morete napisati! Uporabiti je treba okrajšavo za žlahtni plin pred tem elementom; za argon bo neon ().
Uporaba periodnega sistema ADOMAH
1. Obvladajte periodni sistem ADOMAH. Ta metoda snemanje elektronske konfiguracije ne zahteva pomnjenja, ampak zahteva spremenjen periodni sistem, saj v tradicionalnem periodnem sistemu, začenši s četrto periodo, številka obdobja ne ustreza elektronski lupini. Poiščite periodni sistem ADOMAH - posebna vrsta periodični sistem, ki ga je razvil znanstvenik Valery Zimmerman. S kratkim internetnim iskanjem ga je enostavno najti.
  - IN periodni sistem ADOMAH vodoravne vrstice predstavljajo skupine elementov, kot so halogeni, inertni plini, alkalijske kovine, zemeljsko alkalijske kovine itd. Navpični stolpci ustrezajo elektronskim nivojem in tako imenovanim "kaskadam" (diagonalne črte, ki povezujejo bloki s,p,d in f) ustrezajo obdobjem.
  - Helij se premika proti vodiku, ker je za oba elementa značilna orbitala 1s. Bloki obdobij (s, p, d in f) so prikazani z desna stran, številke ravni pa so podane na dnu. Elementi so predstavljeni v poljih s številkami od 1 do 120. Te številke so običajna atomska števila, ki predstavljajo skupna količina elektronov v nevtralnem atomu.
2. Poiščite svoj atom v tabeli ADOMAH.Če želite napisati elektronsko konfiguracijo elementa, poiščite njegov simbol v periodnem sistemu ADOMAH in prečrtajte vse elemente z višjim atomskim številom. Na primer, če morate napisati elektronsko konfiguracijo erbija (68), prečrtajte vse elemente od 69 do 120.
  - Upoštevajte številke od 1 do 8 na dnu tabele. To so številke elektronskih nivojev ali številke stolpcev. Prezrite stolpce, ki vsebujejo samo prečrtane elemente. Za erbij ostanejo stolpci s številkami 1, 2, 3, 4, 5 in 6.
3. Preštejte orbitalne podnivoje do svojega elementa.Če pogledate simbole blokov, prikazane na desni strani tabele (s, p, d in f), in številke stolpcev, prikazane na dnu, zanemarite diagonalne črte med bloki in razdelite stolpce v bloke stolpcev, tako da jih navedete po vrstnem redu od spodaj navzgor. Spet prezrite bloke, ki imajo vse elemente prečrtane. Pišite bloke stolpcev, začenši s številko stolpca, ki ji sledi simbol bloka, torej: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (za erbij).
  - Prosimo, upoštevajte: zgornja elektronska konfiguracija Er je zapisana v naraščajočem vrstnem redu števila elektronskih podravni. Lahko se zapiše tudi po vrstnem redu zapolnjevanja orbital. Če želite to narediti, sledite kaskadam od spodaj navzgor in ne stolpcem, ko pišete bloke stolpcev: 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. Preštejte elektrone za vsako elektronsko podnivo. Preštejte elemente v vsakem bloku stolpca, ki niso bili prečrtani, in prilepite en elektron iz vsakega elementa, in zapišite njihovo število poleg simbola bloka za vsak blok stolpca takole: 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 . V našem primeru je to elektronska konfiguracija erbija.
5. Bodite pozorni na nepravilne elektronske konfiguracije. Obstaja osemnajst tipičnih izjem, ki se nanašajo na elektronske konfiguracije atomov v najnižjem energijskem stanju, imenovanem tudi osnovno energijsko stanje. Ne ubogajo splošno pravilo samo na zadnjih dveh ali treh mestih, ki jih zasedajo elektroni. V tem primeru dejanska elektronska konfiguracija predpostavlja, da so elektroni v stanju z nižjo energijo v primerjavi s standardno konfiguracijo atoma. Atomi izjem vključujejo:
  - 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); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); oče(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) in Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
  - Če želite najti atomsko število atoma, ko je zapisano v obliki elektronske konfiguracije, preprosto seštejte vse številke, ki sledijo črkam (s, p, d in f). To deluje samo za nevtralne atome, če imate opravka z ionom, ne bo delovalo - morali boste dodati ali odšteti število dodatnih ali izgubljenih elektronov.
  - Številka, ki sledi črki, je nadnapis, ne naredite napake pri testu.
  - Stabilnost podravni "na pol polne" ni. To je poenostavitev. Kakršna koli stabilnost, ki se pripisuje "napol zapolnjenim" podravnim, je posledica dejstva, da je vsaka orbitala zasedena z enim elektronom, kar zmanjšuje odboj med elektroni.
  - Vsak atom teži k stabilnemu stanju, najbolj stabilne konfiguracije pa imajo zapolnjeni podravni s in p (s2 in p6). Žlahtni plini imajo to konfiguracijo, zato redko reagirajo in se nahajajo na desni v periodnem sistemu. Torej, če se konfiguracija konča v 3p 4, potem potrebuje dva elektrona, da doseže stabilno stanje (izguba šestih, vključno z elektroni s-podravni, zahteva več energije, zato je izguba štirih lažja). In če se konfiguracija konča v 4d 3, mora za dosego stabilnega stanja izgubiti tri elektrone. Poleg tega so napol zapolnjene podnivoje (s1, p3, d5..) bolj stabilne kot na primer p4 ali p2; bosta pa s2 in p6 še bolj stabilna.
  - Ko imate opravka z ionom, to pomeni, da število protonov ni enako številu elektronov. Naboj atoma bo v tem primeru upodobljen zgoraj desno (običajno) kemijskega simbola. Zato ima atom antimona z nabojem +2 elektronsko konfiguracijo 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Upoštevajte, da se je 5p 3 spremenilo v 5p 1. Bodite previdni, ko se konfiguracija nevtralnega atoma konča na podnivojih, ki niso s in p. Ko odvzamete elektrone, jih lahko odvzamete le iz valenčnih orbital (s in p orbital). Če se torej konfiguracija konča s 4s 2 3d 7 in atom prejme naboj +2, potem se konfiguracija konča s 4s 0 3d 7. Upoštevajte, da 3d 7 ne spremembe, namesto tega se izgubijo elektroni iz orbitale s.
  - Obstajajo pogoji, ko je elektron prisiljen "premakniti se na višjo energijsko raven." Ko podravni manjka en elektron, da bi bila polovična ali polna, vzemite en elektron z najbližje podravni s ali p in ga premaknite na podnivoj, ki potrebuje elektron.
  - Obstajata dve možnosti za beleženje elektronske konfiguracije. Zapišemo jih lahko v naraščajočem vrstnem redu števil energijskih ravni ali v vrstnem redu zapolnjevanja elektronskih orbital, kot je prikazano zgoraj za erbij.
  - Elektronsko konfiguracijo elementa lahko zapišete tudi tako, da zapišete samo valenčno konfiguracijo, ki predstavlja zadnji s in p podravni. Tako bo valenčna konfiguracija antimona 5s 2 5p 3.
  - Ioni niso enaki. Z njimi je veliko težje. Preskočite dve ravni in sledite istemu vzorcu, odvisno od tega, kje ste začeli in kako veliko je število elektronov.

Vstopnica№1

kemija- eno najpomembnejših in najobsežnejših področij naravoslovja, veda o snoveh, njihovih lastnostih, zgradbi in transformacijah, ki nastanejo kot posledica kemijskih reakcij, pa tudi o temeljnih zakonitostih, ki jim te transformacije podležejo. Ker so vse snovi sestavljene iz atomov, ki zaradi kemičnih vezi lahko tvorijo molekule, se kemija ukvarja predvsem s proučevanjem interakcij med atomi in molekulami, ki nastanejo kot posledica takih interakcij. Predmet kemije so kemični elementi in njihove spojine ter zakonitosti, ki vladajo različnim kemične reakcije. Kemija ima veliko skupnega s fiziko in biologijo; pravzaprav je meja med njima poljubna. Sodobna kemija je ena najobsežnejših disciplin med vsemi naravoslovnimi vedami. Kemija se je kot samostojna disciplina opredelila v 16. in 17. stoletju, po številnih znanstvena odkritja, ki je utemeljil mehanicistično sliko sveta, razvoj industrije, nastanek tovarn in nastanek meščanske družbe. Ker pa kemije za razliko od fizike ni bilo mogoče izraziti kvantitativno, je prišlo do razprave o tem, ali je kemija kvantitativna, ponovljiva znanost ali kakšna druga vrsta znanja. Leta 1661 je Robert Boyle ustvaril delo "Skeptični kemik", v katerem je razložil razliko v lastnostih različnih snovi z dejstvom, da so zgrajene iz različnih delcev (telesc), ki so odgovorni za lastnosti snovi. Van Helmont je med preučevanjem zgorevanja predstavil koncept plin za snov, ki pri njem nastane, je odkril ogljikov dioksid. Leta 1672 je Boyle odkril, da se pri žganju kovin poveča njihova masa, in to pojasnil z zajemom »težkih delcev plamena«. Predmet kemija. Eden glavnih predmetov kemije so snovi, ki sestavljajo vsa telesa okoli nas. Telo je vse, kar ima maso in prostornino. Dežne kaplje, zmrzal na vejah, megla - telesa, sestavljena iz ene snovi - vode. Pojave, pri katerih iz določenih snovi nastanejo nove snovi, imenujemo kemijski. Kemija preučuje takšne pojave. Kemija je veda o pretvorbah snovi. Ta definicija je postala klasična. Kemija preučuje sestavo in strukturo snovi, pogoje in načine pretvorbe nekaterih snovi v druge, odvisnost lastnosti snovi od njihove sestave in strukture.

Glavna naloga kemije- prepoznavanje in opis takšnih lastnosti snovi, zaradi katerih je možno posledično spreminjati nekatere snovi v druge kemijski pojavi, ali kemične reakcije. Teoretične osnove anorganska kemija- periodični zakon in Mendelejev periodni sistem elementov. Sodobna anorganska kemija preučuje strukturo in lastnosti anorganske snovi z uporabo ne le kemikalij, temveč tudi fizikalne metode(npr. spektroskopija).

Vstopnica št. 2

V skladu s Heisenbergovim načelom negotovosti položaja in gibalne količine elektrona ni mogoče istočasno določiti z absolutno natančnostjo. Kljub nezmožnosti natančne določitve položaja elektrona pa je mogoče navesti verjetnost, da je elektron v določenem položaju v danem trenutku. Območje prostora, v katerem obstaja velika verjetnost, da najdemo elektron, se imenuje orbitala. Pojma "orbitala" ne smemo istovetiti s pojmom orbite, ki se uporablja v Bohrovi teoriji. V Bohrovi teoriji se orbita nanaša na trajektorijo (pot) elektrona okoli jedra. Elektroni lahko zasedajo štiri različne vrste orbital, ki se imenujejo S-, p-, d- in f-orbitale. Te orbitale lahko predstavimo s tridimenzionalnimi površinami, ki jih omejujejo. Območja prostora, ki jih omejujejo te površine, so običajno izbrana tako, da je verjetnost, da v njih najdemo en sam elektron, 95 %. Na sl. Slika 1.18 shematsko prikazuje obliko s- in p-orbitale. S-orbitala je sferična, p-orbitala pa je v obliki ročice. Ker ima elektron negativen naboj, lahko njegovo orbitalo obravnavamo kot nekakšno porazdelitev naboja. To porazdelitev običajno imenujemo elektronski oblak.

Schrödingerjeva enačba- enačba, ki opisuje spremembo v prostoru in času čistega stanja, določenega z valovno funkcijo v Hamiltonovih kvantnih sistemih. Enako velja za kvantno mehaniko pomembno vlogo, kot je enačba Newtonovega drugega zakona v klasični mehaniki. Lahko jo imenujemo enačba gibanja kvantnega delca. Postavil Erwin Schrödinger leta 1926. Schrödingerjeva enačba je namenjena delcem brez vrtenja, ki se gibljejo s hitrostjo, ki je precej nižja od svetlobne. Pri hitrih delcih in delcih s spinom se uporabljajo njegove posplošitve.

Valovna funkcija, oz psi funkcijo- funkcija s kompleksnimi vrednostmi, ki se uporablja v kvantni mehaniki za opis čistega stanja sistema. Je koeficient razširitve vektorja stanja na bazo (običajno koordinatno):

kjer je koordinatni bazični vektor in je valovna funkcija v koordinatni predstavitvi. |ψ| 2 – verjetnost najdbe delca v danem območju prostora

Naj bo podana valovna funkcija N-dimenzionalni prostor, nato na vsaki točki s koordinatami , na določeni točki v času t izgledalo bo kot. V tem primeru bo Schrödingerjeva enačba zapisana kot:

kjer je Planckova konstanta; - maso delca, - zunanjo potencialno energijo delca v točki, - Laplaceov operator (ali Laplacian), enakovreden kvadratu nabla operatorja

Vstopnica št. 3

Atomska orbitala- enoelektronski valovna funkcija v sferični simetrično električno polje atomsko jedro, se sprašujem glavni n,orbitalno l in magnetni m kvantna števila.

Ime "orbitalna" (ne orbita) odraža geometrijsko idejo stacionarna stanja elektron V atom; to posebno ime odraža dejstvo, da je stanje elektrona v atomu opisano z zakoni kvantna mehanika in drugačen od klasično gibanje naprej trajektorije. Niz atomskih orbital z enako vrednostjo glavnega kvantnega števila n sestavlja eno elektronska lupina.

Kvantna števila in nomenklatura orbital

Radialna porazdelitev gostote verjetnosti za atomske orbitale pri različnih n in l.

Glavno kvantno število n lahko sprejme poljubno pozitivno celo število, začenši z eno ( n= 1,2,3, … ∞) in določa skupna energija elektron v dani orbitali (raven energije):

Energija za n= ∞ ustreza enoelektronska ionizacijska energija za dano raven energije.

Orbitalno kvantno število (imenovano tudi azimutno ali komplementarno kvantno število) določa kotni moment elektron in lahko sprejme celoštevilske vrednosti od 0 do n - 1 (l = 0,1, …, n - 1). Zagon v tem primeru podana z razmerjem

Atomske orbitale so običajno poimenovane s črkovno oznako njihove orbitalne številke:

Magnetno kvantno število m l določa projekcijo orbitale kotni moment do smeri magnetno polje in lahko sprejme celoštevilske vrednosti v razponu od - l do l, vključno z 0 ( m l = -l … 0 … l):

Vstopnica št. 4

Vsaka orbitala lahko vsebuje največ dva elektrona, ki se razlikujeta po vrednosti spinskega kvantnega števila s(nazaj). Ta prepoved je določena s Paulijevim načelom. Vrstni red zapolnjevanja orbital iste ravni z elektroni (orbitale z enako vrednostjo glavnega kvantnega števila n) določa pravilo Klečkovskega, vrstni red zapolnjevanja orbital z elektroni znotraj enega podravni (orbitale z enake vrednosti glavno kvantno število n in orbitalno kvantno število l) določa Hundovo pravilo.

Kratek zapis porazdelitve elektronov v atomu po različnih elektronskih lupinah atoma ob upoštevanju njihovih glavnih in orbitalnih kvantnih števil n in l imenujemo elektronska konfiguracija atoma.

Paulijevo načelo(princip izključitve) je eden od temeljnih principov kvantne mehanike, po katerem dva ali več enakih fermionov ne moreta biti hkrati v istem kvantnem stanju.

Paulijev princip lahko formuliramo takole: znotraj enega kvantnega sistema je lahko samo en delec v danem kvantnem stanju, stanje drugega se mora razlikovati za vsaj eno kvantno število.

Oblikovanje pravila Klečkovskega

orbitalna energija dosledno narašča z naraščanjem vsote in pri enaki vrednosti te vsote ima atomska orbitala z nižjo vrednostjo glavnega kvantnega števila relativno nižjo energijo.

Na primer, pri orbitalnih energijah upoštevajte zaporedje, saj je tukaj glavno kvantno število najmanjše za for-orbitalo; največja orbitala zavzema vmesni položaj.

Pri polnjenju orbitalnih lupin atoma so bolj zaželena (energijsko ugodnejša) tista stanja, za katera imata vsota glavnega kvantnega števila in sekundarnega (orbitalnega) kvantnega števila manjšo vrednost, torej napolnjena prej.PraviloHunda(Gunda)

To pomeni, da se v vsaki od orbital podplasti najprej zapolni po en elektron in šele po izčrpanju nezapolnjenih orbital se tej orbitali doda drugi elektron. V tem primeru sta v eni orbitali dva elektrona s polcelimi spini nasprotnega predznaka, ki se sparita (tvorita dvoelektronski oblak) in posledično postane skupni spin orbitale enak nič.

Vstopnica št. 5

Ionizacijska energija- vrsta vezavne energije ali, kot se včasih imenuje prvi ionizacijski potencial (I 1), je najmanjša energija, potrebna za odstranitev elektrona iz prostega atoma v njegovem najnižjem energijskem (osnovnem) stanju v neskončnost.

Energija ionizacije je ena glavnih značilnosti atoma, od katere sta v veliki meri odvisna narava in moč kemičnih vezi, ki jih tvori atom. Tudi redukcijske lastnosti ustrezne enostavne snovi so bistveno odvisne od ionizacijske energije atoma.

Za večelektronski atom obstajajo tudi koncepti drugega, tretjega itd. ionizacijskih potencialov, ki predstavljajo energijo odstranitve elektrona od njegovih prostih nevzbujenih kationov z naboji +1, +2 itd. Ti ionizacijski potenciali so običajno manj pomembna za karakterizacijo kemijskega elementa.

Energija ionizacije ima vedno endoenergetsko vrednost (to je razumljivo, saj je za odstranitev elektrona iz atoma potrebna energija; to se ne more zgoditi spontano).

Najpomembnejši vpliv na ionizacijsko energijo atoma imajo naslednji dejavniki:

efektivni jedrski naboj, ki je funkcija števila elektronov v atomu, ki ščitijo jedro in se nahajajo v globljih notranjih orbitalah;

radialna razdalja od jedra do največje gostote naboja zunanjega elektrona, ki je najšibkeje vezan na atom in ga zapusti med ionizacijo;

merilo prodorne moči tega elektrona;

medelektronsko odbijanje med zunanjimi (valentnimi) elektroni.

Na ionizacijsko energijo vplivajo tudi manj pomembni dejavniki, kot so kvantna mehanska izmenjava, korelacija spina in naboja itd.

Energija ionizacije elementov se meri v elektronvoltih na atom ali joulih na mol.

Energija elektronske afinitete atoma, ali samo njega elektronska afiniteta, je energija, ki se sprosti med dodajanjem elektrona prostemu atomu v njegovem osnovnem stanju in ga pretvori v negativni ion(elektronska afiniteta atoma je številčno enaka, vendar nasprotnega predznaka ionizacijski energiji ustreznega izoliranega enojno nabitega aniona).

Elektronske afinitete so izražene v kilodžulih na mol (kJ/mol) ali elektronskih voltih na atom (eV/atom).

V nasprotju z ionizacijskim potencialom atoma, ki ima vedno endoenergijsko vrednost, je elektronska afiniteta atoma opisana z eksoenergijsko in endoenergijsko vrednostjo

Atomski polmeri. Vrednosti, ugotovljene na podlagi določenih predpostavk, se vzamejo kot atomski polmeri. Teoretično se izračunajo tako imenovani orbitalni radiji oziroma razdalja od središča jedra do največje gostote elektronov, ki je najbolj oddaljena od njega.

Pogostost menjave atomski polmeriŠe posebej jasno je izraženo v s- in p-elementih: v obdobjih od leve proti desni se radiji zmanjšujejo, v skupinah od zgoraj navzdol pa se povečujejo. Vzorci sprememb atomskih radijev za d- in f-elemente so bolj zapleteni.

Vstopnica št. 6

Kemični element- zbirka atomov z enakim jedrskim nabojem in številom protonov, ki sovpada z zaporedno (atomsko) številko v periodnem sistemu. Vsak kemični element ima svoje ime in simbol, ki sta navedena v periodnem sistemu elementov Dmitrija Ivanoviča Mendelejeva.

Oblika obstoja kemični elementi v prosti obliki so preproste snovi(singleton)

Trenutno ima periodični zakon D. I. Mendelejeva naslednjo formulacijo: "Lastnosti kemičnih elementov, pa tudi oblike in lastnosti preprostih snovi in spojin, ki jih tvorijo, so občasno odvisne od velikosti nabojev jeder njihovih atomov.".

Najpogostejše so 3 oblike periodnega sistema: "kratka" (kratka obdobja), "dolga" (dolga obdobja) in "zelo dolga". V "super dolgi" različici vsaka točka zavzame natanko eno vrstico. V "dolgi" različici so odstranjeni lantanidi in aktinoidi splošna tabela, zaradi česar je bolj kompakten. V "kratki" obliki zapisa poleg tega zasedajo četrta in naslednje dobe po 2 vrstici; Simboli elementov glavne in sekundarne podskupine so poravnani glede na različne robove celic.

Kratko obliko tabele, ki vsebuje osem skupin elementov, je IUPAC uradno umaknil iz uporabe leta 1989. Kljub priporočilu za uporabo dolge oblike ostaja kratka oblika veliko število Ruske referenčne knjige in priročniki tudi po tem času. Iz sodobne tuje literature je kratka oblika popolnoma izločena, namesto nje pa se uporablja dolga oblika.

Vstopnica št. 10

Metoda molekularne orbite je najpomembnejša metoda kvantna kemija. Metoda temelji na ideji, da je vsak elektron molekule opisan z lastno valovno funkcijo – molekulsko orbitalo (MO). Na splošno metoda ML upošteva izobraževanje kemične vezi kot posledica gibanja vseh elektronov v skupnem polju, ki ga ustvarjajo vsi elektroni in vsa jedra prvotnih atomov. Ker pa glavni prispevek k nastanku vezi prihaja iz elektronov zunanjih (valentnih) lupin, se običajno omejimo na upoštevanje le teh elektronov. V kemiji je metoda MO (zlasti v obliki LCAO MO) pomembna, ker omogoča pridobivanje podatkov o strukturi in lastnostih molekul na podlagi ustreznih lastnosti atomov. Zato skoraj vsi sodobni koncepti kemijske vezi in kemijske reaktivnosti temeljijo na konceptih metode MO. Molekularna orbitalna teorija(MO) daje predstavo o porazdelitvi elektronske gostote in razlaga lastnosti molekul. V tej teoriji se kvantomehanske odvisnosti za atom razširijo na kompleksnejši sistem – molekulo. Molekulo obravnavamo kot celoto in ne kot zbirko atomov, ki so ohranili svojo individualnost. V molekuli (kot v atomu) obstajajo diskretna energijska stanja posameznih elektronov (molekulskih orbital) z njihovim samoskladnim gibanjem v polju drug drugega in vseh jeder molekule. Za vsako orbitalo je značilen lasten niz kvantnih števil, ki odražajo lastnosti elektronov v danem energijskem stanju. Za razliko od enocentričnih orbital atomov so orbitale molekul multicentrične, kar pomeni, da si molekule delijo orbitale z dvema ali več atomskimi jedri. Vsaka molekularna orbitala ima določeno energijo, ki je približno označena z ustreznim ionizacijskim potencialom.

Molekularne orbitale z dvema središčema

Metoda molekularne orbite uporablja koncept molekularne orbite (podobno kot atomska orbitala za atom) za opis porazdelitve elektronske gostote v molekuli. Molekularne orbitale so valovne funkcije elektrona v molekuli ali drugem poliatomskem kemičnem delcu. Vsaka molekularna orbitala (MO), kot atomska orbitala (AO), je lahko zasedena z enim ali dvema elektronoma. Stanje elektrona v veznem območju opisuje vezna molekularna orbitala, v protiveznem območju pa antivezna molekularna orbitala. Porazdelitev elektronov med molekulskimi orbitalami sledi istim pravilom kot porazdelitev elektronov med atomskimi orbitalami v izoliranem atomu. Molekularne orbitale tvorijo določene kombinacije atomskih orbital. Njihovo število, energijo in obliko lahko razberemo iz števila, energije in oblike orbital atomov, ki sestavljajo molekulo.?????????????????????? ?????????????????????????????????????????? ?????? ???

Vstopnica št. 11: Ionska vez. Kovinska povezava. Vodikova vez. Van der Waalsove sile.

Ionska vez- močna kemijska vez, ki nastane med atomi z veliko razliko (> 1,7 na Paulingovi lestvici) elektronegativnosti, pri kateri gre skupna parapolitnost elektronov k atomu z večjo elektronegativnostjo. To je privlačnost ionov kot nasprotno nabitih teles. Primer je spojina CsF, v kateri je "stopnja ionizacije" 97%. Razmislimo o metodi tvorbe na primeru klorida natrijev NaCl. Elektronsko konfiguracijo atomov natrija in klora lahko predstavimo kot: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5 To so atomi z nepopolnimi energijskimi nivoji. Očitno je, da je za njihovo dokončanje atom natrija lažje oddati en elektron kot pridobiti sedem, za atom klora pa je lažje pridobiti en elektron kot oddati sedem. Med kemijsko interakcijo atom natrija popolnoma odda en elektron, atom klora pa ga sprejme. Shematično lahko to zapišemo takole: Na. - l e -> Na+ natrijev ion, stabilna osemelektronska 1s2 2s2 2p6 lupina zaradi druge energijske ravni. :Cl + 1е --> .Cl - klorov ion, stabilna osemelektronska lupina. Med ioni Na+ in Cl- nastanejo elektrostatične privlačne sile, kar povzroči nastanek spojine. Ionska vez je skrajni primer polarizacije polarne kovalentne vezi. Nastane med tipično kovino in nekovino. V tem primeru se elektroni iz kovine v celoti prenesejo na nekovino. Nastanejo ioni.

Če nastane kemična vez med atomi, ki imajo zelo veliko razliko v elektronegativnosti (EO > 1,7 po Paulingu), potem se skupni elektronski par v celoti prenese na atom z višjim EO. Posledica tega je nastanek spojine nasprotno nabitih ionov:

Med nastalimi ioni nastane elektrostatična privlačnost, ki jo imenujemo ionska vez. Oziroma ta videz je priročen. Pravzaprav se ionska vez med atomi v svoji čisti obliki ne realizira nikjer ali skoraj nikjer; običajno je vez v resnici deloma ionska in deloma kovalentna. Hkrati se lahko vez kompleksnih molekularnih ionov pogosto šteje za čisto ionsko. Najpomembnejši razliki med ionskimi vezmi in drugimi vrstami kemičnih vezi sta neusmerjenost in nenasičenost. Zato kristali, ki nastanejo zaradi ionskih vezi, gravitirajo k različnim gostim pakiranjem ustreznih ionov.

Značilnosti Takšne spojine so dobro topne v polarnih topilih (voda, kisline itd.). To se zgodi zaradi nabitih delov molekule. V tem primeru se dipoli topila privlačijo na nabite konce molekule in zaradi Brownovega gibanja "raztrgajo" molekulo snovi na koščke in jih obkrožijo ter jim preprečijo ponovno povezavo. Rezultat so ioni, obdani z dipoli topila.

Pri raztapljanju takšnih spojin se običajno sprosti energija, saj je skupna energija nastalih vezi topilo-ion večja od energije vezi anion-kation. Izjeme so številne soli dušikova kislina(nitrati), ki pri raztapljanju absorbirajo toploto (raztopine se ohladijo). Slednje dejstvo je razloženo na podlagi zakonov, ki jih upošteva fizikalna kemija.

Kovinska vez je kemična vez, ki nastane zaradi prisotnosti relativno prostih elektronov. Značilen tako za čiste kovine kot za njihove zlitine in intermetalne spojine.

Kovinski povezovalni mehanizem

Na vseh vozliščih kristalne mreže so pozitivnih ionov kovina Med njimi se naključno gibljejo valenčni elektroni, kot molekule plina, ki se med tvorbo ionov ločijo od atomov. Ti elektroni delujejo kot cement, ki drži pozitivne ione skupaj; sicer bi mreža pod vplivom odbojnih sil med ioni razpadla. Istočasno pa elektrone zadržujejo ioni znotraj kristalne mreže in je ne morejo zapustiti. Sklopne sile niso lokalizirane ali usmerjene. Zato se v večini primerov pojavijo visoka koordinacijska števila (na primer 12 ali 8).

[uredi]Značilne kristalne mreže

Večina kovin tvori eno od naslednjih visoko simetričnih mrež s tesnim pakiranjem atomov: kubično s središčem telesa, kubično s središčem na ploskvi in heksagonalno.

V kubični (bcc) mreži s telesnim središčem so atomi nameščeni na ogliščih kocke, en atom pa je v središču volumna kocke. Kovine imajo kubično telocentrično mrežo: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba itd.

V kubični mreži s središčem na ploskvi (fcc) so atomi nameščeni na ogliščih kocke in v središču vsake ploskve. Kovine te vrste imajo mrežo: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co itd.

V heksagonalni mreži se atomi nahajajo v ogliščih in središču šesterokotnih baz prizme, trije atomi pa se nahajajo v srednji ravnini prizme. Kovine imajo takšno pakiranje atomov: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca itd.

[uredi]Druge lastnosti

Prosto gibajoči se elektroni povzročajo visoko električno in toplotno prevodnost. Snovi, ki imajo kovinsko vez, pogosto združujejo trdnost s plastičnostjo, saj ko se atomi premaknejo relativno drug proti drugemu, se vezi ne zlomijo.

Van der Waalsove sile- medmolekularne interakcijske sile z energijo 0,8 - 8,16 kJ/mol. Ta izraz je prvotno označeval vse takšne sile, v moderna znanost običajno se uporablja za sile, ki nastanejo, ko se molekule polarizirajo in tvorijo dipole. Odkril J. D. van der Waals leta 1869.

Van der Waalsove sile vključujejo interakcije med dipoli (trajne in inducirane). Ime izhaja iz dejstva, da te sile povzročijo popravek za notranji tlak v enačbi stanja pravi plin van der Waals. Te interakcije v glavnem določajo sile, odgovorne za nastanek prostorske strukture bioloških makromolekul.

Van der Waalsove sile se pojavljajo tudi med delcem (makroskopskim delcem ali nanodelcem) in molekulo ter med dvema delcema.

Razvrstitev van der Waalsovih sil

Van der Waalsovo interakcijo sestavljajo tri vrste šibkih interakcij:

Orientacijske sile, dipol-dipol privlačnost. Izvaja se med molekulami, ki so trajni dipoli. Primer je HCl v tekočem in trdnem stanju. Energija takšne interakcije je obratno sorazmerna s kubom razdalje med dipoloma.

Disperzijska privlačnost (londonske sile). Interakcija med trenutnimi in induciranimi dipoli.

Energija takšne interakcije je obratno sorazmerna s šesto potenco razdalje med dipoloma. Induktivna privlačnost.

Interakcija med permanentnim in induciranim dipolom. Energija takšne interakcije je obratno sorazmerna s šesto potenco razdalje med dipoloma.

Do sedaj mnogi avtorji izhajajo iz predpostavke, da van der Waalsove sile določajo medplastno interakcijo v večplastnih kristalih, kar je v nasprotju z eksperimentalnimi podatki: Debyejeva lestvica anizotropije temperature in s tem lestvica anizotropije refleksije mreže. Na podlagi te zmotne predpostavke je bilo zgrajenih veliko dvodimenzionalnih modelov, ki »opisujejo« lastnosti, zlasti grafita in borovega nitrida.

Vstopnica št. 12

Koordinacijsko število v kemiji

V kemiji se je koncept koordinacijskega števila pojavil z razvojem kemije kompleksnih spojin. Nanaša se na število ligandov (atomov, molekul, ionov), ki tvorijo prvo koordinacijsko (notranjo) sfero kompleksirnega sredstva.

Na primer, v kompleksni soli kalijevega heksacianoferata (III) K 3 je koordinacijsko število iona Fe 3+ 6, v cis-diklorodiaminplatini (II) (Peyronova sol) Pt(NH 3) 2 Cl 2 pa je centralna platina atom je vezan na štiri ligande.

Koncept koordinacijskega števila se uporablja tudi za karakterizacijo osrednjega atoma v molekulah, predvsem za tiste primere, ko število kemično vezanih bližnjih atomov ni enako številčni vrednosti valence. Na primer, v molekuli dušikove kisline je formalna valenca osrednjega atoma dušika 4, oksidacijsko stanje +5 in koordinacijsko število 3. Koncept koordinacijskega števila se uporablja tudi za opis strukture tekočin in amorfna telesa . V tem primeru je koordinacijsko število mera kratkoročnega reda, povprečno število najbližji sosedje

atom. Lahko je delno.(CA) ali kompleksirajoče sredstvo je običajno kovinski ion ali atom, čeprav je v nekaterih primerih lahko nekovina, na primer silicij in fosfor v 2– oziroma – anionih. CA tvori kemične vezi z ligandi in jih koordinira okoli sebe. Posledično nastane koordinacijska spojina.

Ligand(iz lat. ligare – vezati) - atom, ion ali molekula, povezana z določenim centrom (akceptor). Koncept se uporablja v biokemiji za označevanje učinkovin, ki se povezujejo z biološkimi akceptorji (receptorji, imunoglobulini), pa tudi v kemiji kompleksnih spojin, ki označujejo delce, vezane na enega ali več centralnih (kompleksotvornih) kovinskih atomov.

Glede na to, da so elementi pri opisovanju razdeljeni v skupine z različnimi orbitalami, se zelo na kratko spomnimo bistva tega pojma.

Po Bohrovem modelu atoma se elektroni vrtijo okoli jedra v krožnih orbitalah (lupinah). Vsaka lupina ima strogo določeno energijsko raven in je označena z določenim kvantnim številom. V naravi so možne samo določene energije elektronov, to so diskretne (kvantizirane) orbitalne energije (»dovoljene«). Bohrova teorija pripisuje elektronskim lupinam K, L, M, N in naprej po vrstnem redu latinska abeceda, v skladu z naraščajočo energijsko stopnjo školjk, glavno kvantno število n, enako 1, 2, 3, 4 itd. Kasneje se je izkazalo, da elektronske lupine razdeljen na podlupine, za vsako pa je značilna določena kvantna energijska raven, značilna orbitalno kvantno število l.

Glede na načelo negotovosti Heisenberg, je nemogoče natančno določiti lokacijo elektrona v danem trenutku. Vendar pa lahko navedete verjetnost, da se to zgodi. Območje prostora, v katerem je verjetnost, da najdemo elektron, največja, se imenuje orbitala. Elektroni lahko zasedajo 4 orbitale različne vrste, ki se imenujejo s- (ostre), p- (glavne), d- (difuzne) in f- (temeljne) orbitale. Prej so te črke označevale spektralne črte vodik, vendar se trenutno uporabljajo samo kot simboli, brez dekodiranja.

Orbitale lahko predstavimo kot tridimenzionalne površine. Običajno so področja prostora, ki jih omejujejo te površine, izbrana tako, da je verjetnost zaznavanja elektrona v njih 95 %. Shematski prikaz orbital je prikazan na sl. 1.

riž. 1.

S-orbitala ima sferično obliko, p-orbitala ima obliko ročice, d-orbitala ima obliko dveh bučic, ki se medsebojno sekata v dveh vozliščih. pravokotne ravnine, s-podlupina je sestavljena iz ene s-orbitale, p-podlupina - iz 3 p-orbital, d-podlupina - iz 5 d-orbital.

Če magnetno polje ni uporabljeno, bodo imele vse orbitale ene podlupine enako energijo; v tem primeru se imenujejo degenerirani. Vendar pa se v zunanjem magnetnem polju podlupine razcepijo (Zeemanov učinek). Ta učinek je možen za vse orbitale razen s orbitale. Zanj je značilno magnetno kvantno število t. Zeemanov učinek se uporablja v sodobnih atomskih absorpcijskih spektrofotometrih (AASP) za povečanje njihove občutljivosti in zmanjšanje meje zaznavnosti v elementarnih analizah.

Za biologijo in medicino je bistveno, da imajo orbitale enako simetrijo, to je z iste številke l in m, vendar z različnimi vrednostmi glavnega kvantnega števila (na primer orbitale 1s, 2s, 3s, 4s), se razlikujejo po svojih relativna velikost. Glasnost notranji prostor Obstaja več elektronskih orbital za atome z velika vrednost str. Povečanje volumna orbite spremlja njeno zrahljanje. Pri tvorbi kompleksa ima velikost atoma pomembno vlogo, saj določa strukturo koordinacijskih spojin. V tabeli Slika 1 prikazuje razmerje med številom elektronov in glavnim kvantnim številom.

Tabela 1. Število elektronov pri različne pomene kvantno število n

Poleg treh imenovanih kvantnih števil, ki označujejo lastnosti elektronov vsakega atoma, obstaja še eno - spinsko kvantno število s , ki označuje ne samo elektrone, ampak tudi atomska jedra.

Medicinski bioanorganiki. G.K. Barashkov

Orbitale obstajajo ne glede na to, ali je elektron v njih prisoten (zasedene orbitale) ali odsoten (prazne orbitale). Atom vsakega elementa, začenši z vodikom in konča z zadnjim danes pridobljenim elementom, ima popoln komplet vse orbitale na vseh elektronskih nivojih. Njihovo polnjenje z elektroni poteka kot serijsko številko, to je naboj jedra.

s-Orbitale, kot je prikazano zgoraj, imajo sferično obliko in zato enako gostoto elektronov v smeri vsake tridimenzionalne koordinatne osi:

Na prvi elektronski ravni vsakega atoma je samo eden s- orbitalno. Začenši z drugo elektronsko stopnjo poleg s- pojavijo se tudi tri orbitale r-orbitale. Imajo obliko tridimenzionalnih osmic, točno tako izgleda območje najverjetnejše lokacije r-elektron v območju atomskega jedra. Vsak r-orbitala se nahaja vzdolž ene od treh medsebojno pravokotnih osi, v skladu s tem v imenu r-orbitale označujejo z ustreznim indeksom os, vzdolž katere se nahaja njegova največja elektronska gostota:

IN moderna kemija orbitala je definiralni pojem, ki nam omogoča obravnavati procese nastajanja kemičnih vezi in analizirati njihove lastnosti, pri čemer je pozornost usmerjena na orbitale tistih elektronov, ki sodelujejo pri nastajanju kemičnih vezi, torej valenčnih elektronov, običajno elektronov zadnje stopnje.

Atom ogljika v začetnem stanju ima dva elektrona v drugi (zadnji) elektronski ravni. s-orbitale (označene z modro) in en elektron v dveh r-orbitale (označene z rdečo in rumena), tretja orbitala – p z-prosto:

Hibridizacija.

V primeru, da atom ogljika sodeluje pri tvorbi nasičenih spojin (brez več vezi), s- orbitalno in tri r-orbitale se združijo in tvorijo nove orbitale, ki so hibridi prvotnih orbital (proces se imenuje hibridizacija). Število hibridnih orbital je vedno enako številu originalnih, v v tem primeru, štiri. Nastale hibridne orbitale so enake oblike in navzven spominjajo na asimetrične tridimenzionalne osmice:

Zdi se, da je celotna struktura vpisana pravilni tetraeder- prizma, sestavljena iz pravilni trikotniki. V tem primeru se hibridne orbitale nahajajo vzdolž osi takega tetraedra, kot med katerima koli dvema osema je 109°. štiri valenčni elektron ogljiki se nahajajo v teh hibridnih orbitalah:

Sodelovanje orbital pri tvorbi enostavnih kemijskih vezi.

Lastnosti elektronov, ki se nahajajo v štirih enakih orbitalah, so enakovredne, zato bodo kemične vezi, ki nastanejo s sodelovanjem teh elektronov pri interakciji z atomi istega tipa, enakovredne.

Interakcijo ogljikovega atoma s štirimi vodikovimi atomi spremlja medsebojno prekrivanje podolgovatih hibridnih orbital ogljika s sferičnimi orbitalami vodika. Vsaka orbitala vsebuje en elektron; zaradi prekrivanja se vsak par elektronov začne premikati po združeni molekularni orbitali.

Hibridizacija vodi le do spremembe oblike orbital znotraj enega atoma, prekrivanje orbital dveh atomov (hibridnih ali navadnih) pa vodi do nastanka kemične vezi med njima. V tem primeru ( cm. Slika spodaj) je največja gostota elektronov vzdolž črte, ki povezuje dva atoma. Takšno povezavo imenujemo s-povezava.

IN tradicionalno črkovanje Strukture nastalega metana uporabljajo simbol valenčne črte namesto prekrivajočih se orbital. Za tridimenzionalno sliko konstrukcije je valenca, usmerjena od risalne ravnine proti gledalcu, prikazana v obliki polne klinaste črte, valenca, ki sega čez risalno ravnino, pa je prikazana v obliki črtkanega klina. - oblikovana linija:

Tako je struktura molekule metana določena z geometrijo hibridnih ogljikovih orbital:

Tvorba molekule etana je podobna zgoraj prikazanemu procesu, razlika je v tem, da ko se hibridni orbitali dveh ogljikovih atomov prekrivata, S-S izobrazba– povezave:

Geometrija molekule etana je podobna metanu, vezni koti so 109°, kar določa prostorska razporeditev ogljikovih hibridnih orbital:

Sodelovanje orbital pri tvorbi več kemijskih vezi.

Molekula etilena nastane tudi s sodelovanjem hibridnih orbital, vendar je samo ena vključena v hibridizacijo s-orbitalni in samo dva r-orbitale ( p x in r y), tretja orbitala – p z, usmerjen vzdolž osi z, ne sodeluje pri nastajanju hibridov. Iz začetnih treh orbital nastanejo tri hibridne orbitale, ki se nahajajo v isti ravnini in tvorijo zvezdo s tremi žarki, koti med osema pa so 120°:

Dva atoma ogljika vežeta štiri atome vodika in se prav tako povezujeta med seboj ter tvorita s-vez C-C:

Dve orbitali p z, ki niso sodelovali pri hibridizaciji, se med seboj prekrivajo, njihova geometrija je takšna, da do prekrivanja ne pride vzdolž črte S-S povezave, ter nad in pod njim. Posledično nastaneta dve regiji s povečano elektronsko gostoto, kjer se nahajata dva elektrona (označena z modro in rdečo), ki sodelujeta pri tvorbi te vezi. Tako nastane ena molekularna orbitala, ki jo sestavljata dve v prostoru ločeni regiji. Vez, pri kateri je največja elektronska gostota zunaj črte, ki povezuje dva atoma, se imenuje p-vez:

Druga valenčna značilnost v zapisu dvojna vez, ki se že stoletja pogosto uporablja za upodobitev nenasičenih spojin, v moderno razumevanje pomeni prisotnost dveh regij s povečano elektronsko gostoto, ki se nahajata vzdolž različne strani komunikacijske linije S-J.

Zgradbo molekule etilena določa geometrija hibridnih orbital, valenca kot S-S-S– 120°:

Med nastajanjem acetilena se ena s-orbitalno in eno p x-orbitalne (orbitale p y in p z, ne sodelujejo pri nastajanju hibridov). Dve nastali hibridni orbitali se nahajata na isti premici, vzdolž osi X:

Prekrivanje hibridnih orbital med seboj in z orbitalami vodikovih atomov vodi do tvorbe C-C in C-H s-vezi, ki jih predstavlja preprosta valenčna črta:

Dva para preostalih orbital p y in p z prekrivajo. Na spodnji sliki barvne puščice kažejo, da je iz povsem prostorskih razlogov najverjetnejše prekrivanje orbital z enakimi indeksi x-x in ooh. Posledično nastaneta dve p-vezi, ki obdajata preprosto s-vez C-C:

Posledično ima molekula acetilena paličasto obliko:

V benzenu je molekularno ogrodje sestavljeno iz ogljikovih atomov, ki imajo hibridne orbitale, sestavljene iz enega s- in dva r-orbitale razporejene v obliki trižarke zvezde (kot etilen), r- orbitale, ki niso vključene v hibridizacijo, so prikazane polprosojne:

Prazne orbitale, to je tiste, ki ne vsebujejo elektronov (), lahko sodelujejo tudi pri tvorbi kemičnih vezi.

Orbitale visoke ravni.

Od četrte elektronske ravni jih ima atomov pet d-orbitale, njihovo polnjenje z elektroni se zgodi pri prehodni elementi, začenši s skandijem. štiri d-orbitale imajo obliko tridimenzionalnih štiriperesnih deteljic, včasih jih imenujemo tudi »deteljni listi«, razlikujejo se le po orientaciji v prostoru, 5. d-orbitala je tridimenzionalna osmica, vpeta v obroč:

d-Orbitale lahko tvorijo hibride z s- in p- orbitale. Možnosti d-orbitale se običajno uporabljajo pri analizi strukture in spektralne lastnosti v kompleksih prehodnih kovin.

Od šeste elektronske ravni jih imajo atomi sedem f-orbitale, njihovo polnjenje z elektroni se pojavi v atomih lantanoidov in aktinidov. f- Orbitale imajo precej zapleteno konfiguracijo; spodnja slika prikazuje obliko treh od sedmih takšnih orbital enako obliko in orientirani v prostoru na različne načine:

f-Orbitale se zelo redko uporabljajo pri razpravljanju o lastnostih različnih spojin, saj elektroni, ki se nahajajo na njih, praktično ne sodelujejo pri kemičnih transformacijah.

Obeti.

Na osmi elektronski ravni jih je devet g-orbitale. Elementi, ki vsebujejo elektrone v teh orbitalah, bi se morali pojaviti v osmi periodi, medtem ko niso na voljo (element #118, zadnji element sedme periode, se pričakuje kmalu Periodni sistem, njegovo sintezo izvajajo na Skupnem inštitutu za jedrske raziskave v Dubni).

obrazec g-orbitale, izračunane z metodami kvantne kemije, so še bolj zapletene od orbital f-orbitale, območje najverjetnejše lokacije elektrona v tem primeru izgleda zelo bizarno. Prikazano spodaj videz ena od devetih takih orbital:

V sodobni kemiji so ideje o atomski in molekularne orbitale se pogosto uporabljajo pri opisovanju strukture in reakcijskih lastnosti spojin, tudi pri analizi spektrov različnih molekul in v nekaterih primerih za napovedovanje možnosti poteka reakcij.

Mihail Levitski

Splošno analitično izražanje za funkcije R(r), 0(0) in Ф(ф) sta zapisana s posebno matematične funkcije. Najdemo jih v strokovni literaturi o kvantni mehaniki in kvantni kemiji. V tem razdelku z uporabo primera s-, p- in "/-elektronov", upoštevane bodo glavne določbe, sprejete za opis elektronskih orbital, ki so osnova teorije kemijskih vezi.

Iz prej pridobljenih rezultatov sledi, da se opis stanja elektrona v atomu izkaže za veliko bolj zapletenega, kot predvideva Bohrova teorija. Kvantna mehanika kaže, da je atomski elektron lahko v različna področja prostor, ki obdaja jedro, in verjetnost njegove prisotnosti se spreminja, ko se premikate od točke do točke. Tu je nastal koncept elektronskih orbital, ki izraža več splošni koncept elektronski oblak. Fiziki pod elektronska orbitala razumeti samo valovno funkcijo, ki ustreza določenim kvantna števila. Pri kemiji pod orbitalno razumemo kot niz položajev elektrona v atomu ob upoštevanju verjetnosti njegove prisotnosti v določenih območjih prostora v bližini jedra. To verjetnost določajo funkcije R, 0, F. Tabela 8.2 prikazuje izraze za valovne funkcije v sferičnem koordinatnem sistemu s-,p- in "/-elektroni.

Slika 8.21 prikazuje grafe funkcij R(r)(Sl. 8.21, A) in gostota verjetnosti detekcije elektrona v sferični plasti debeline dr|^^ = 4nr 2 i? 2 (r)j - (slika 8.21, b) odvisno od G. Moral bi

bodite pozorni dejstvo, da za j-stanje radialni del valovna funkcija pri g = 0 (tiste. na jedru)(glej grafe funkcij R(r) na sl. 8.21, A) imeti največ. Brez protislovja z zdrav razum(elektron v jedru) v tem primeru ne nastane, saj funkcija R(r) določa gostoto verjetnosti in samo verjetnost

Tabela 8.2

Valovne funkcije za S-, p- in "/-elektroni

Konec

Opomba. V tabeli so uporabljene naslednje oznake: a = (Z/a^rvL a 0 = Y 2 /(tista 2) = = 0,5292 1(7 10 m - Bohrov polmer elektronska orbita atom vodika.

pri T-> 0 (glej graf funkcije 4лг 2 /? 2 (r) na sliki 8.21, b) v bližini jedra teži k nič.

Slika 8.22 prikazuje diagram za izgradnjo grafov kotnega dela valovne funkcije 7(0, a) in njenega kvadrata 7 2 (0, b) na primeru p r orbitale. Vrednost 7(0, φ) za kot 0 je predstavljena z dolžino segmenta OM. Priporočljivo je biti pozoren na dejstvo, da je graf funkcije 7(0) predstavljen s kroglami, medtem ko je graf 7 2 (0) predstavljen s podolgovatimi "dumbbeli". Torej, v tabeli. 8.2 so bile predstavljene valovne funkcije atoma vodika n = 1, 2 in 3. Prva vrstica te tabele prikazuje podatke za 15 stanje elektrona. V tem primeru funkcija R(r) ima največ pri g = 0 in eksponentno pada z naraščanjem r funkcija 7(0, φ) ni odvisna niti od 0 niti od φ, zato porazdelitev gostote verjetnosti | y| 2 je sferično simetrična. Enako velja za 25- in 35-DRŽAVE.

riž. 8.21. Radialni del valovnih funkcij R(r) (a) in vrednosti 4lg 2 L 2 (g) (b) za nekatera elektronska stanja

riž. 8.22. Shema za gradnjo grafov kotnih delov valovne funkcije Y(0,

Rešitve za 2/b stanja x = 2, / = 0u1u/R/ = 0u ± 1 so podane v naslednjih vrsticah tabele. 8.2. Omembe vredno je dejstvo, da ima rešitev za p-orbitalo enostavnejšo obliko kot za orbitale p x in Ru. Ta izbor osi z povezana z naravo sferični sistem koordinate (glej sliko 8.16). Da bi dobili kotni del valovne funkcije v realni obliki in našli splošni analitični izraz za orbitale p x in r y, moramo uporabiti premoženje, ki vsaka linearna kombinacija rešitev Schrödingerjeve enačbe je tudi rešitev te enačbe. Zato je treba z uporabo Eulerjeve formule ustvariti linearne kombinacije rešitev Y in Y 1; _ 1, ki daje dejanske valovne funkcije:

V tej vrsti orbital p x in r y so predstavljeni v tabeli. 8.2. Veliko jih uporabljajo v kemiji. Na enak način smo dobili kotne dele v realni obliki za ^/ stanja elektronov. Po določitvi vrednosti vseh delov valovne funkcije v točki c g(g, 0,

V odsotnosti kakršnega koli zunanji vpliv, ko ni razloga za izbiro namenske osi oz, lahko pride do vseh rešitev Schrödingerjeve enačbe in vseh njihovih linearnih kombinacij. Vendar fizični pomen ne, ker tega ni mogoče preveriti: vsak poskus ugotavljanja narave orbitale bo vnesel motnjo v sistem in osvetlil os Oz. Tudi to kaže na posebnost kvantna mehanika(kot se izkaže, naprava za preučevanje stanja krši samo stanje predmeta preučevanja).

Če se zadevni atom znajde obkrožen z drugimi atomi, potem pojav interakcij povzroči pomembne spremembe v njegovem energijskem stanju. Poleg tega lahko v različnih okoliščinah druge linearne kombinacije rešitev postanejo energetsko ugodnejše (na primer dobro znana s-p in s-d-^-hibridna stanja, ki so superpozicija - linearna kombinacija, podana v tabeli. 8.2 orbitale).

Verjetnost, da elektroni ostanejo v območjih prostora, ki so enake prostornine, vendar na različnih točkah, je za upodobljene orbitale drugačna. Predstavi grafično v vizualni obliki atomske orbitale v splošni pogled izjemno težko. Hkrati pa obstajajo različne načine naredi to.

Vse postane še bolj zapleteno, ko poskušamo prikazati celotno valovno funkcijo elektrona v atomu, ki je produkt te metode, zlasti v znanstvena literatura rezultati so predstavljeni rentgenski pregled zgradbe molekul kemičnih spojin.

delitev treh funkcij in njen kvadratni modul |y(r, 0, q v obliki izolinij, tj. črt, ki povezujejo točke z enakimi vrednostmi --- (po zgledu dobro znanega zemljepisne karte). dV

Kvantna kemija včasih uporablja tudi orbitalne grafe v obliki zaprtih površin, znotraj katerih je določena količina (najpogosteje 90 %) celotnega elektronskega naboja. Slika 8.23 prikazuje orbitale za različna stanja elektron v atomu vodika. Omembe vredno je dejstvo, da orbita

riž. 8.23.

dvigala se ne dotikajo ničelna točka(osrednji položaj). To se zgodi, ker je v tem območju zaradi radialnega dela valovne funkcije gostota verjetnosti zaznave elektrona zelo majhna (skoraj nična verjetnost, da najdemo elektron v jedru).

Že za vodiku podobne atome, da ne naštevam več kompleksni sistemi, se izkaže, da so atomske orbitale veliko bolj zapletene. Na žalost bodite natančni analitične rešitve za take primere ni mogoče. Zato v kvantni kemiji uporabljajo različne vrste modifikacije (približki), ki bolj ali manj ustrezno opisujejo ta ali oni sistem, to ali ono področje atoma. Na primer, v eksponentu eksponenta, ki označuje radialni del valovne funkcije, določen stalni faktor, ki opisuje kompresijo-širjenje atoma (Slaterjev multiplikator). Včasih se za radialno funkcijo uporabi ne ena, ampak vsota dveh ali več eksponentov, od katerih vsaka posebej natančneje opiše porazdelitev elektronske gostote v bližini jedra in daleč od njega. Te in druge empirične spremembe rešitve za različni atomi obravnavajo v kvantnokemijskih aplikacijah.

Za težke atome postane verjetnost, da najdemo elektron znotraj jedra, pomembna. To je tisto, kar določa jedrsko transformacijo, imenovano K-zajem - zajem elektrona K-lupine z jedrom, zaradi česar se proton spremeni v nevtron in naboj jedra se spremeni.