elektronin todennäköisimmän sijainnin alue atomissa (atomikiertorata) tai molekyylissä (molekyylikiertorata).

Elektroni ei liiku atomissa ytimen ympärillä kiinteää rataviivaa pitkin, vaan se vie tietyn alueen tilaa. Esimerkiksi vetyatomissa oleva elektroni voi tietyllä todennäköisyydellä olla joko hyvin lähellä ydintä tai huomattavan etäisyyden päässä, mutta on tietty alue, jossa sen esiintyminen on todennäköisintä. Graafisesti kiertorata on kuvattu pintana, joka hahmottelee alueen, jossa elektronin ilmaantumisen todennäköisyys on suurin, eli elektronin tiheys on suurin. Vetyatomilla on pallomainen (pallomainen) elektronikiertorata:

Tähän mennessä on kuvattu viisi tyyppistä orbitaalia: s, s, d, f Ja g. Kolmen ensimmäisen nimet muodostettiin historiallisesti, sitten valittiin aakkosellinen periaate. Orbitaalien muodot lasketaan kvanttikemian menetelmillä.

Orbitaalit ovat olemassa riippumatta siitä, onko niissä elektroni (varatut orbitaalit) vai poissa (vapaat kiertoradat). Jokaisen elementin atomilla, alkaen vedystä ja päättyen viimeiseen tänään saatuun alkuaineeseen, on täydellinen sarja kaikkia orbitaaleja kaikilla elektroniikkatasoilla. Ne täyttyvät elektroneilla, kun atomiluku eli ytimen varaus kasvaa.

s- Yllä esitetyllä tavalla kiertoradalla on pallomainen muoto ja siksi sama elektronitiheys kunkin kolmiulotteisen koordinaattiakselin suunnassa:

Jokaisen atomin ensimmäisellä elektronisella tasolla on vain yksi s- kiertoradalla. Alkaen toisesta elektronisesta tasosta lisäksi s- myös kolme orbitaalia ilmestyy R- kiertoradat. Ne ovat kolmiulotteisen kahdeksan muotoisia, tältä näyttää todennäköisimmän sijainnin alue R-elektroni atomiytimen alueella. Jokainen R-orbitaali sijaitsee jollakin kolmesta keskenään kohtisuorasta akselista, tämän mukaisesti nimessä R-orbitaalit osoittavat vastaavaa indeksiä käyttäen akselin, jota pitkin sen suurin elektronitiheys sijaitsee:

Nykyaikaisessa kemiassa orbitaali on määrittävä käsite, jonka avulla voimme tarkastella kemiallisten sidosten muodostumisprosesseja ja analysoida niiden ominaisuuksia, kun taas huomio keskittyy niiden elektronien kiertoradoihin, jotka osallistuvat kemiallisten sidosten muodostumiseen, eli valenssielektroneihin. , yleensä viimeisen tason elektroneja.

Alkutilassa olevalla hiiliatomilla on kaksi elektronia toisella (viimeisellä) elektronitasolla. s-orbitaalit (merkitty sinisellä) ja yksi elektroni kahdessa R-orbitaalit (merkitty punaisella ja keltaisella), kolmas orbitaali p z-vapaa:

Minkin V.I., Simkin B.Ya., Minyaev R.M. Molekyylirakenteen teoria. Elektroniset kuoret. M., "Mir", 1979
Buchachenko A.L. Kemia musiikkina tai kemialliset nuotit ja uuden vuosisadan uudet melodiat. Kokoelma populaaritieteellisiä artikkeleita, Moskova, 2002
Venäjän tiede: elämän tie. Kokoelma populaaritieteellisiä artikkeleita. M., "Octopus", 2002

Etsi "ORBITAL" päällä

Orbitaalit ovat olemassa riippumatta siitä, onko niissä elektroni (varatut orbitaalit) vai poissa (vapaat kiertoradat). Jokaisen elementin atomilla, alkaen vedystä ja päättyen viimeiseen tänään saatuun alkuaineeseen, on täydellinen sarja kaikkia orbitaaleja kaikilla elektroniikkatasoilla. Ne täyttyvät elektroneilla, kun atomiluku eli ytimen varaus kasvaa.

s- Yllä esitetyllä tavalla kiertoradalla on pallomainen muoto ja siksi sama elektronitiheys kunkin kolmiulotteisen koordinaattiakselin suunnassa:

Jokaisen atomin ensimmäisellä elektronisella tasolla on vain yksi s- kiertoradalla. Alkaen toisesta elektronisesta tasosta lisäksi s- myös kolme orbitaalia ilmestyy R- kiertoradat. Ne ovat kolmiulotteisen kahdeksan muotoisia, tältä näyttää todennäköisimmän sijainnin alue R-elektroni atomiytimen alueella. Jokainen R-orbitaali sijaitsee jollakin kolmesta keskenään kohtisuorasta akselista, tämän mukaisesti nimessä R-orbitaalit osoittavat vastaavaa indeksiä käyttäen akselin, jota pitkin sen suurin elektronitiheys sijaitsee:

Nykyaikaisessa kemiassa orbitaali on määrittävä käsite, jonka avulla voimme tarkastella kemiallisten sidosten muodostumisprosesseja ja analysoida niiden ominaisuuksia, kun taas huomio keskittyy niiden elektronien kiertoradoihin, jotka osallistuvat kemiallisten sidosten muodostumiseen, eli valenssiin. elektroneja, yleensä viimeisen tason elektroneja.

Alkutilassa olevalla hiiliatomilla on kaksi elektronia toisella (viimeisellä) elektronitasolla. s-orbitaalit (merkitty sinisellä) ja yksi elektroni kahdessa R-orbitaalit (merkitty punaisella ja keltaisella), kolmas orbitaali on p z-vapaa:

Hybridisaatio.

Siinä tapauksessa, että hiiliatomi osallistuu tyydyttyneiden yhdisteiden muodostumiseen (jotka eivät sisällä useita sidoksia), yksi s- orbitaali ja kolme R-orbitaalit yhdistyvät muodostaen uusia orbitaaleja, jotka ovat alkuperäisten orbitaalien hybridejä (prosessia kutsutaan hybridisaatioksi). Hybridiorbitaalien lukumäärä on aina yhtä suuri kuin alkuperäisten, tässä tapauksessa neljä. Tuloksena olevat hybridiorbitaalit ovat muodoltaan identtisiä ja ulkoisesti muistuttavat epäsymmetrisiä kolmiulotteisia kahdeksikkohahmoja:

Koko rakenne näyttää olevan kirjoitettu säännölliseen tetraedriin - prismaan, joka on koottu säännöllisistä kolmioista. Tässä tapauksessa hybridiorbitaalit sijaitsevat pitkin tällaisen tetraedrin akseleita, minkä tahansa kahden akselin välinen kulma on 109°. Hiilen neljä valenssielektronia sijaitsevat näillä hybridiradoilla:

Orbitaalien osallistuminen yksinkertaisten kemiallisten sidosten muodostukseen.

Neljällä identtisellä kiertoradalla sijaitsevien elektronien ominaisuudet ovat vastaavat; vastaavasti näiden elektronien osallistuessa muodostuneet kemialliset sidokset ovat vuorovaikutuksessa samantyyppisten atomien kanssa.

Hiiliatomin vuorovaikutukseen neljän vetyatomin kanssa liittyy hiilen pitkänomaisten hybridiorbitaalien keskinäinen päällekkäisyys vedyn pallomaisten kiertoratojen kanssa. Jokainen orbitaali sisältää yhden elektronin; päällekkäisyyden seurauksena jokainen elektronipari alkaa liikkua yhdistettyä molekyylirataa pitkin.

Hybridisaatio johtaa vain yhden atomin kiertoradan muodon muutokseen, ja kahden atomin (hybridi tai tavallinen) kiertoradan päällekkäisyys johtaa kemiallisen sidoksen muodostumiseen niiden välille. Tässä tapauksessa ( cm. Kuva alla) suurin elektronitiheys sijaitsee kahta atomia yhdistävää linjaa pitkin. Tällaista yhteyttä kutsutaan s-yhteydeksi.

Syntyneen metaanin rakenteen perinteinen kirjoittaminen käyttää valenssipalkkisymbolia päällekkäisten kiertoradojen sijaan. Rakenteen kolmiulotteisessa kuvassa piirustustasolta katsojaan suunnattu valenssi esitetään yhtenäisenä kiilamaisena viivana ja piirustustason yli ulottuva valenssi on esitetty katkoviivan kiilan muodossa. -muotoinen viiva:

Siten metaanimolekyylin rakenteen määrää hiilen hybridiorbitaalien geometria:

Etaanimolekyylin muodostuminen on samanlainen kuin yllä esitetty prosessi, ero on siinä, että kun kahden hiiliatomin hybridiorbitaalit menevät päällekkäin, muodostuu C-C-sidos:

Etaanimolekyylin geometria muistuttaa metaania, sidoskulmat ovat 109°, mikä määräytyy hiilihybridiratojen tilajärjestelyn mukaan:

Orbitaalien osallistuminen useiden kemiallisten sidosten muodostukseen.

Etyleenimolekyyli muodostuu myös hybridiorbitaalien osallistuessa, mutta vain yksi on mukana hybridisaatiossa s-orbitaali ja vain kaksi R-orbitaalit ( p x Ja RU), kolmas kiertorata – p z, suunnattu akselia pitkin z, ei osallistu hybridien muodostukseen. Alkuperäisistä kolmesta kiertoradalta syntyy kolme hybridiorbitaalia, jotka sijaitsevat samassa tasossa muodostaen kolmisäteisen tähden, akselien väliset kulmat ovat 120°:

Kaksi hiiliatomia kiinnittää neljä vetyatomia ja kytkeytyy myös toisiinsa muodostaen C-C s-sidoksen:

Kaksi orbitaalia p z, jotka eivät osallistuneet hybridisaatioon, menevät päällekkäin, niiden geometria on sellainen, että päällekkäisyys ei tapahdu C-C-viestintälinjaa pitkin, vaan sen ylä- ja alapuolella. Tämän seurauksena muodostuu kaksi aluetta, joilla on lisääntynyt elektronitiheys, joissa sijaitsee kaksi elektronia (merkitty sinisellä ja punaisella), jotka osallistuvat tämän sidoksen muodostumiseen. Siten muodostuu yksi molekyyliorbitaali, joka koostuu kahdesta avaruudessa erotetusta alueesta. Sidosta, jossa suurin elektronitiheys sijaitsee kahta atomia yhdistävän viivan ulkopuolella, kutsutaan p-sidokseksi:

Toinen valenssiominaisuus kaksoissidoksen nimeämisessä, jota on käytetty laajalti kuvaamaan tyydyttymättömiä yhdisteitä vuosisatojen ajan, nykyaikaisessa ymmärryksessä tarkoittaa, että C-C-sidoslinjan vastakkaisilla puolilla on kaksi aluetta, joilla on lisääntynyt elektronitiheys.

Eteenimolekyylin rakenteen määrää hybridiorbitaalien geometria, H-C-H-sidoskulma on 120°:

Asetyleenin muodostumisen aikana yksi s-orbitaali ja yksi p x-orbital (orbitals p y Ja p z, eivät osallistu hybridien muodostukseen). Tuloksena olevat kaksi hybridiorbitaalia sijaitsevat samalla linjalla akselia pitkin X:

Hybridiorbitaalien päällekkäisyys keskenään ja vetyatomien kiertoradan kanssa johtaa C-C- ja CH-s-sidosten muodostumiseen, joita edustaa yksinkertainen valenssiviiva:

Kaksi paria jäljellä olevia orbitaaleja p y Ja p z päällekkäin. Alla olevassa kuvassa värilliset nuolet osoittavat, että puhtaasti spatiaalisista syistä todennäköisin kiertoradan päällekkäisyys samoilla indekseillä x-x Ja oho. Tämän seurauksena kaksi p-sidosta muodostuu yksinkertaisen s-sidoksen C-C ympärille:

Tämän seurauksena asetyleenimolekyylillä on sauvan muotoinen muoto:

Bentseenissä molekyylirunko on koottu hiiliatomeista, joiden hybridiorbitaalit koostuvat yhdestä s- ja kaksi R- kolmisäteisen tähden muotoon järjestetyt kiertoradat (kuten eteeni), R-orbitaalit, jotka eivät osallistu hybridisaatioon, näytetään puoliläpinäkyvinä:

Tyhjät orbitaalit, eli ne, jotka eivät sisällä elektroneja (), voivat myös osallistua kemiallisten sidosten muodostukseen.

Korkean tason kiertoradat.

Neljänneltä elektronitasolta alkaen atomeissa on viisi d-orbitaalit, niiden täyttyminen elektroneilla tapahtuu siirtymäelementeissä skandiumista alkaen. Neljä d-orbitaalit ovat muodoltaan kolmiulotteisia nelikantaisia, joita joskus kutsutaan "apilanlehdiksi", ne eroavat toisistaan ​​vain avaruuden suunnassa, viides d-orbital on kolmiulotteinen kuvio kahdeksan, joka on kierretty renkaaseen:

d- Orbitaalit voivat muodostaa hybridejä s- Ja p- kiertoradat. Vaihtoehdot d-orbitaaleja käytetään yleensä siirtymämetallikompleksien rakenteen ja spektriominaisuuksien analysoinnissa.

Kuudennelta elektronitasolta alkaen atomeissa on seitsemän f-orbitaalit, niiden täyttyminen elektroneilla tapahtuu lantanidien ja aktinidien atomeissa. f-Kirtaradalla on melko monimutkainen konfiguraatio; alla olevassa kuvassa on kolme muodoltaan seitsemästä tällaisesta orbitaalista, joilla on sama muoto ja jotka on suunnattu avaruudessa eri tavoin:

f-Orbitaaleja käytetään erittäin harvoin, kun keskustellaan eri yhdisteiden ominaisuuksista, koska niissä sijaitsevat elektronit eivät käytännössä osallistu kemiallisiin muutoksiin.

Näkymät.

Kahdeksannella elektronisella tasolla niitä on yhdeksän g- kiertoradat. Näillä kiertoradoilla elektroneja sisältävien elementtien pitäisi ilmaantua kahdeksannessa jaksossa, vaikka niitä ei ole saatavilla (elementti nro 118, jaksollisen järjestelmän seitsemännen jakson viimeinen elementti, odotetaan saatavan lähitulevaisuudessa; sen synteesi suoritetaan Dubnan yhteisessä ydintutkimuslaitoksessa).

Lomake g-Kvanttikemian menetelmillä lasketut orbitaalit ovat vieläkin monimutkaisempia kuin kiertoradat f-orbitaaleja, elektronin todennäköisimmän sijainnin alue näyttää tässä tapauksessa hyvin oudolta. Alla on yksi yhdeksästä tällaisesta kiertoradosta:

Modernissa kemiassa atomi- ja molekyyliratojen käsitteitä käytetään laajalti yhdisteiden rakenteen ja reaktioominaisuuksien kuvaamisessa, myös erilaisten molekyylien spektrien analysoinnissa ja joissain tapauksissa reaktioiden mahdollisten reaktioiden ennustamisessa.

Mihail Levitsky

Kun keskustellaan atomien ja molekyylien kemiallisista ominaisuuksista - rakenteesta ja reaktiivisuudesta - ajatus atomiorbitaalien tilamuodosta voi olla suureksi avuksi tietyn kysymyksen laadullisessa ratkaisussa. Yleisessä tapauksessa AO:t kirjoitetaan kompleksiseen muotoon, mutta käyttämällä samaan energiatasoon liittyvien monimutkaisten funktioiden lineaarisia yhdistelmiä pääkvanttiluvun kanssa P ja samalla kiertoradan liikemäärän arvolla / on mahdollista saada reaalimuodossa lausekkeita, jotka voidaan kuvata todellisessa avaruudessa.

Tarkastellaan peräkkäin sarjaa AO:ita vetyatomissa.

Perustilan 4^ aaltofunktio näyttää yksinkertaisimmalta. Sillä on pallomainen symmetria

A:n arvo määräytyy lausekkeella, jossa arvo

nimeltään Bohrin säde. Bohrin säde osoittaa atomien ominaiskoon. Arvo 1/oc määrittää yhden elektronin atomien funktioiden ominaishajoamisen asteikon

(EVL):stä on selvää, että yhden elektronin atomien koko pienenee ydinvarauksen kasvaessa käänteisesti suhteessa Z:n arvoon. Esimerkiksi He + -atomissa aaltofunktio pienenee kaksi kertaa nopeammin kuin vedyssä. atomi, jonka ominaisetäisyys on 0,265 A.

*F ls:n riippuvuus etäisyydestä on esitetty kuvassa. 3.3. Funktion *Fj maksimi on nollassa. Elektronin löytämisen ytimen sisältä ei pitäisi olla liian yllättävää, koska ydintä ei voi kuvitella läpäisemättömäksi palloksi.

Suurin todennäköisyys havaita elektroni jollain etäisyydellä ytimestä vetyatomin perustilassa tapahtuu r = a 0 = 0,529 A. Tämä arvo löytyy seuraavasti. Todennäköisyys löytää elektroni pienestä tilavuudesta A V yhtä suuri kuin |*P| 2 DY. Äänenvoimakkuus AV oletetaan niin pieneksi, että aaltofunktion arvoa voidaan pitää vakiona tässä pienessä tilavuudessa. Meitä kiinnostaa todennäköisyys löytää elektroni etäisyydeltä G ytimestä ohuella kerroksella, jonka paksuus on A G. Koska todennäköisyys löytää elektroni etäisyydeltä G ei riipu suunnasta ja tietty suunta ei kiinnosta meitä, niin meidän on löydettävä todennäköisyys, että elektroni pysyy erittäin ohuessa pallomaisessa kerroksessa, jonka paksuus on A G. Koska arvo | V F| 2 on helppo laskea, tarvitsemme

Riisi. 3.3. *F 1s:n riippuvuus etäisyydestä. Funktion arvot normalisoidaan sen arvoon kohdassa r = O

Riisi. 3.4.Kaavio pallomaisen kerroksen tilavuuden laskemiseksi

löydä pallomaisen kerroksen tilavuus, jota merkitsemme A K. Se on yhtä suuri kuin kahden säteittäisen pallon tilavuuden ero G Ja g + Ar(Kuva 3.4):

Siitä lähtien, kun A G vähän verrattuna G, sitten arvoa laskettaessa (g + Ar) 3 voimme rajoittua kahteen ensimmäiseen termiin. Sitten saamme pallomaisen kerroksen tilavuudesta

Viimeinen lauseke voidaan saada yksinkertaisemmalla tavalla. Siitä lähtien, kun A G vähän verrattuna G, silloin pallomaisen kerroksen tilavuus voidaan ottaa yhtä suureksi kuin pallomaisen kerroksen pinta-alan ja sen paksuuden tulo (katso kuva 3.4). Pallon pinta-ala on 4kg 2, ja paksuus A G. Näiden kahden suuren tulo antaa saman lausekkeen (3.11).

Todennäköisyys siis W löytää elektroni tässä kerroksessa on yhtä suuri kuin

*P ls:n lauseke on otettu liitteestä 3.1. Jos otetaan huomioon A:n arvo G vakio, niin pelkistetyn funktion maksimi havaitaan kohdassa G = a 0.

Jos haluat tietää, mikä on todennäköisyys W tunnistaa elektronin tilavuudesta V, silloin on tarpeen integroida elektronin havaitsemisen todennäköisyystiheys tämän avaruuden alueen yli lausekkeen (3.6) mukaisesti.

Esimerkiksi mikä on todennäköisyys havaita elektroni vetyatomissa pallomaisessa avaruuden alueella, jonka keskus on ytimessä ja jonka säde on x 0. Sitten

Tässä arvo d V laskelmien aikana se korvattiin 4kg 1 dr analogisesti (3.11), koska aaltofunktio riippuu vain etäisyydestä ja siksi ei ole tarvetta integroida kulmien yli, koska integroitavalla funktiolla ei ole kulmariippuvuutta.

Kvalitatiivisen käsityksen aaltofunktion jakautumisesta avaruudessa antaa pilvien muodossa oleva atomikiertoradan kuva, ja mitä voimakkaampi väri, sitä suurempi on H"-funktion arvo. Orbitaali näyttää tältä. tämä (kuva 3.5):

Riisi. 3.5.

Orbital 2p z B Pilven muoto näkyy kuvassa. 3.6.

Riisi. 3.6. Kuva vetyatomin 2p g:n kiertoradalla pilven muodossa

Samalla tavalla elektronitiheysjakauma näyttää pilveltä, joka saadaan kertomalla todennäköisyystiheys I"Fj 2 elektronivarauksella. Tällöin joskus puhutaan elektronien tahrautumisesta. Tämä ei kuitenkaan mitenkään tarkoittaa, että kyseessä on elektronien leviäminen avaruuden poikki - elektronin todellista tahraamista avaruuden poikki ei tapahdu, ja siksi vetyatomia ei voida esittää ytimenä, joka on upotettu todelliseen negatiivisen varauksen pilveen.

Tällaisia ​​pilvien muodossa olevia kuvia käytetään kuitenkin harvoin, ja paljon useammin viivoja käytetään luomaan käsitys H"-funktioiden kulmariippuvuudesta. Laske tätä varten funktioiden arvot. H" toimii pallolla, joka on piirretty tietylle etäisyydelle ytimestä. Sitten lasketut arvot piirretään säteille osoittaen Ch"-funktioiden etumerkin informatiivisimmalle tasoleikkaukselle tietylle Ch"-funktiolle. Esimerkiksi Is-kiertorata on yleensä kuvattu ympyränä (kuva 3.7).

Riisi.

Kuvassa 3.8 2/> r-orbitaali on rakennettu jonkin säteen omaavalle pallolle. Tilakuvan saamiseksi on välttämätöntä kiertää kuvaa suhteessa z-akseliin. Indeksi "z" funktiota kirjoitettaessa osoittaa funktion suunnan "z"-akselilla. Merkit "+" ja "-" vastaavat H"-funktioiden merkkejä. 2/? z-funktion arvot ovat positiivisia siinä avaruuden alueella, jossa ^-koordinaatti on positiivinen, ja negatiivisia avaruudessa alue, jossa ^-koordinaatti on negatiivinen.

Riisi. 3.8. Lomake 2p z- kiertoradat. Rakennettu jonkin säteen omaavalle pallolle

Tilanne on samanlainen jäljellä olevien /orbitaalien tapauksessa. Esimerkiksi 2/? X-orbitaali on suunnattu x-akselia pitkin ja on positiivinen siinä avaruuden osassa, jossa x-koordinaatti on positiivinen, ja sen arvot ovat negatiivisia, kun x-koordinaattiarvot ovat negatiivisia (kuva 3.9).

Merkkiä osoittavien aaltofunktioiden kuva on tärkeä kemiallisten yhdisteiden reaktiivisuuden kvalitatiivisessa kuvauksessa, ja siksi kuvassa 2 esitetyt kuvat. 3.9 löytyy useimmiten kemiallisesta kirjallisuudesta.

Tarkastellaan nyt d-orbitaaleja (kuva 3.10). Orbitaalit dxy, dxz, dyz, näyttää vastaavalta. Niiden suunta ja merkit määräytyvät alaindeksien mukaan: index xy näyttää

Riisi. 3.9. Lomake 2p x - kiertoradat. Rakennettu jonkin säteen omaavalle pallolle

että orbitaali on suunnattu 45°:n kulmiin x:n ja akselien suhteen klo ja että Y-funktion etumerkki on positiivinen, missä indeksien x ja tulo klo positiivisesti.

Riisi. 3.10.

Tilanne on samanlainen jäljellä olevien ^/-orbitaalien kanssa. Kuvassa ^/-orbitaalien kuva. 3.10, löytyy useimmiten kirjallisuudesta. Voidaan nähdä, että kiertoradat d, d x2 _ y2, d z2 eivät ole vastaavia. Vain orbitaalit ovat vastaavia d , d xz , d yz . Jos tarvitaan viisi ekvivalenttia ^/-orbitaalia kuvaamaan molekyylin rakennetta, niin ne voidaan rakentaa käyttämällä orbitaalien lineaarisia yhdistelmiä.

Tämän ymmärtämiseksi sinun on tiedettävä elektronisten kuorien rakentamisen periaatteet. Ydintä ympäröivät elektronit eivät ole pistevarauksia, vaan edustavat eräänlaista negatiivisen varauksen "pilveä". Elektronipilven miehittämä avaruusalue on nimeltään " kiertoradalla" Jokainen orbitaali on kuvattu matemaattisesti aaltofunktioψ (psi-funktio). Tämän funktion neliöllä ψ 2 on fyysinen merkitys: se heijastaa todennäköisyyttä löytää elektronipilvi tarkasteltavasta tilavuudesta. Jokainen elektroni vastaa tiettyä (kvantisoitua) energiatasoa. Kunkin kiertoradan aaltofunktiot eroavat toisistaan ​​kolmen kvanttiluvun joukolla n, l Ja m.

Pääkvanttiluku n – hyväksyy vain kokonaislukuarvot ( n= 1, 2, 3...) ja se kuvaa elektronitilan energiaa.

Ratakvanttiluku l – luonnehtii elektronipilven geometriaa. Hyväksyy arvot l = 0, 1, 2, 3… (n-1). Numeron arvon mukaan muuttuu numerosta l erottaa:

s-kiertoradat ( l = 0),

s-kiertoradat ( l = 1),

d-kiertoradat ( l = 2),

f-kiertoradat ( l = 3).

Pääkvanttiluvun vakioarvolla ( n = const) arvon muutos liittyy vähäiseen energiatilan muutokseen.

Magneettinen kvanttiluku m– määrittää kiertoradan suunnan avaruudessa. Ottaa arvot = 0, ±1, ±2, … ± l. Arvon muuttaminen m vakiona n Ja l ei liity kiertoradan energiatason muutokseen.

Yhdessä näiden kolmen kvanttiluvun kanssa n, l Ja m siellä on ns spin-kvanttiluku m S, joka vastaa elektronin oman magneettisen momentin kahta mahdollista suuntaussuuntaa. Magneettinen kvanttiluku ottaa arvot m S = +1/2 ja -1/2.

Orbitaalien täyttyminen tapahtuu Paulin periaatteen 3 mukaisesti, jonka mukaan atomissa ei voi olla kahta elektronia, joilla on identtinen kvanttilukujoukko. Toisin sanoen atomissa vain elektronien, jotka eroavat toisistaan ​​ainakin yhdellä kvanttiluvulla, sallitaan esiintyä rinnakkain. Ottaen huomioon Paulin periaatteen kuoressa olevien elektronien enimmäismäärä ( n= const) on yhtä kuin 2 n 2 (katso taulukko 1).

pöytä 1

Elektroniradan täyttö Paulin periaatteen mukaisesti

Kvanttiluvut

Tietoja kuorista

K

L

M

Kvanttilukujen merkitys

n

l

m

m s

Elektronien lukumäärä

1. Molekyyliradat (mo)

Kovalenttisen kemiallisen sidoksen muodostuminen tapahtuu limittäin elektroniradat. Päällekkäisyyksiä on kahta päätyyppiä:

- σ-sidos– atomiorbitaalien päällekkäisyys molempia ydintä yhdistävällä akselilla

s s p p

- π-sidos – kiertoradan limitys, jonka akselit ovat yhdensuuntaiset

ss

Kun kemiallinen sidos muodostuu, aiemmin atomikiertoradalla (AO) olleiden atomien elektronit siirtyvät uusille molekyyliradoille (MO). Matemaattisesti molekyylirata kuvataan uudella aaltofunktiolla, joka on lineaarinen yhdistelmä atomiorbitaalien aaltofunktioista:

ψ s = a 1.ψ 1 + a 2. ψ 2

Kun atomiorbitaalit (AO) menevät päällekkäin, näkyviin tulee sama määrä molekyyliorbitaaleja (MO). Paikallisessa sidoksessa kaksi atomiorbitaalia menevät päällekkäin, mikä johtaa kahteen molekyyliorbitaaliin. Yhden MO:n energia on pienempi kuin alkuperäisen AO:n energia ( yhdistäminen orbitaali), ja toisen MO:n energia on suurempi kuin AO:n energia ( sitoutumista estävä tai löystymistä kiertorata):

koulutus S– viestintä

S* – antibonding orbitaali

- - - - - - - - - - -

- - - - - - - - - - - - - - σ S– sidoskiertorata

Koulutus π R– viestintä

- - - - - - - - - - - - - - - π R z * – antisidottava orbitaali

-- - - - - - - -

s z s z - - - - - - - - - - - - - - - - - π R z – sidoskiertorata

Kolmen ensimmäisen jakson elementtien osalta MO:n energiatasot täytetään yleensä seuraavassa järjestyksessä:

σ 1s < σ 1s * < σ 2s < σ 2s * < σ 2px < π 2py = π 2pz < π 2py * = π 2pz * < σ 2px * < …

Täytämme tämän sekvenssin mukaisesti esimerkiksi typen N2:n ja hiilimonoksidin CO:n MO-molekyylien energia "hyllyt":

Typpimolekyyli koostuu kahdesta typpiatomista:

N(1s 2 2s 2 2p 3)+ N(1 s 2 2s 2 2p 3) → N 2 [(σ 1s) 2 (σ 1s*) 2 (σ 2s) 2 (σ 2s*) 2 (σ 2p) 2 (π 2py) 2 (π 2pz) 2 ],

7 elektronia 7 elektronia 14 elektronia

Hiilimonoksidimolekyyli koostuu hiiliatomista ja happiatomista

C(1s 2 2s 2 2p 2)+ O(1 s 2 s 2 2p 4) → CO[(σ 1s) 2 (σ 1s*) 2 (σ 2s) 2 (σ 2s*) 2 (σ 2p) 2 (π 2py) 2 (π 2pz) 2 ]

6 elektronia 8 elektronia 14 elektronia

N2:n ja CO:n molekyyliorbitaalit sisältävät kumpikin 14 elektronia. Kuten yllä olevista kaavioista voidaan nähdä, näiden molekyylien hakasulkeiden (MO) sisältö on identtinen. Tällaisia ​​yhdisteitä, joilla on sama MO-rakenne, kutsutaan yhdisteiksi, joissa on isoelektroninen rakenne. Tällaisilla yhdisteillä on melko samanlaiset fysikaaliset ominaisuudet (katso taulukko 2).

taulukko 2

Typen N 2 ja hiilimonoksidin CO fysikaaliset ominaisuudet

Viestinnän järjestys otamme sen yhtä suureksi kuin puoliero sidosradoilla sijaitsevien elektronien lukumäärän ja sidoskiertoradalla olevien elektronien lukumäärän välillä:

n = ½ . (N St. – N resoluutio )

Missä: n – viestintäjärjestys,

N St. – elektronien lukumäärä sidosradoilla

N resoluutio – elektronien lukumäärä, jotka sijaitsevat vasta-sidosradoilla.

CO-molekyylin molekyyliorbitaalien rakenteen perusteella havaitsemme, että C- ja O-atomien välinen sidosjärjestys on n= 3, mikä oletettiin oktetti teoria(Katso kohta 1.1).

Joukkovelkakirjalainan kokeelliset kriteerit ovat:

Viestintäenergia,

Linkin pituus,

IR-spektriparametrit (tehovakio).

Aihe 6 Kemiallisten alkuaineiden atomien elektroniset konfiguraatiot.

1. Orbitaalien käsite. s-, R- Ja d- kiertoradat.

2. Kemiallisten alkuaineiden atomien elektroniset konfiguraatiot.

Orbitaalien käsite. s-, p- ja d-orbitaalit

Atomi on sähköisesti neutraali hiukkanen, joka koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneista elektroneista.

Elektronit sijaitsevat ytimen ympärillä energiatasoilla, joiden lukumäärä on yhtä suuri kuin jaksoluku.

Atomikiertorata on geometrinen kuva, joka vastaa atomiytimen ympärillä olevan avaruuden tilavuutta, joka vastaa 90 %:n todennäköisyyttä löytää elektroni tästä tilavuudesta (hiukkasena) ja samalla 90 %:n varaustiheyttä elektroni (aallona).

Atomispektrien huolellinen tarkastelu osoittaa, että energiatasojen välisten siirtymien aiheuttamat "paksut" viivat itse asiassa jakautuvat ohuemmiksi viivoiksi. Tämä tarkoittaa, että elektronikuoret on itse asiassa jaettu alikuoriksi. Elektroniset osakuoret on merkitty niitä vastaavilla viivoilla atomispektreissä:

s-Subshell on nimetty sen "terävästä" s-rivit - terävä;
s-alikuori on nimetty "pää" s-rivit - rehtori;
d-alikuori on nimetty "hajakuoren" mukaan d-rivit - hajanainen;
f-alikuori on nimetty "fundamentaalin" mukaan f-rivit - perustavanlaatuinen.

Monielektroniatomin energiatasot, alatasot ja orbitaalit

Energiataso n	Energian alataso	Ratamerkintä	Orbitaalien lukumäärä n	Elektronien lukumäärä 2n
l	kiertoradan tyyppi
		s	1s
		s p	2s 2p	1 3 4	2 8
		s p d	3s 3p 3d	1 3 9	2 6 18
		s p d f	4s 4p 4d 4f	1 3 16	2 6 32

Paulin periaate: atomissa ei voi olla kahta samanlaisessa tilassa olevaa elektronia.

Paulin periaatteen mukaisesti voidaan väittää, että jokaiselle atomin elektronille on yksilöllisesti tunnusomaista oma neljän kvanttiluvun sarja - pääasiallinen n, kiertoradalla l, magneettinen m ja spin s.

Energiatasojen, alatasojen ja atomiratojen populaatio elektronien mukaan on seuraavan säännön alainen (minimienergian periaate): virittymättömässä tilassa kaikilla elektroneilla on alhaisin energia.

Tämä tarkoittaa, että jokainen atomin kuoren täyttävä elektroni vie sellaisen kiertoradan, että atomilla kokonaisuutena on minimienergia. Alatasojen energian jatkuva kvanttilisäys tapahtuu seuraavassa järjestyksessä:

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s-…..

Atomiratojen täyttyminen yhden energia-alatason sisällä tapahtuu saksalaisen fyysikon F. Hundin (1927) laatiman säännön mukaisesti.

Hundin sääntö: samalle alatasolle kuuluvat atomiorbitaalit täytetään ensin yhdellä elektronilla ja sitten toisilla elektronilla.

Hundin sääntöä kutsutaan myös maksimaalisen monikertaisuuden periaatteeksi, ts. yhden energia-alitason elektronien spinien suurin mahdollinen yhdensuuntainen suunta.

Vapaassa atomissa voi olla korkeintaan kahdeksan elektronia korkeimmalla energiatasolla.

Atomin korkeimmalla energiatasolla (ulkoelektronikerroksessa) olevia elektroneja kutsutaan ulkoinen; Ulkoisten elektronien lukumäärä minkä tahansa alkuaineen atomissa ei ole koskaan suurempi kuin kahdeksan. Monille elementeille ulkoisten elektronien lukumäärä (täytetyillä sisäisillä alatasoilla) määrää suurelta osin niiden kemialliset ominaisuudet. Muille elektroneille, joiden atomeilla on täyttämätön sisäinen alataso, esimerkiksi 3 d- Alkuaineiden, kuten Sc, Ti, Cr, Mn jne. atomien alataso, kemialliset ominaisuudet riippuvat sekä sisäisten että ulkoisten elektronien lukumäärästä. Kaikkia näitä elektroneja kutsutaan valenssi; lyhennetyissä elektronisissa atomikaavoissa ne kirjoitetaan atomirungon symbolin jälkeen, eli hakasulkeissa olevan lausekkeen jälkeen.