wilayah tempat letak elektron yang paling mungkin dalam suatu atom (orbital atom) atau dalam suatu molekul (orbital molekul).

Sebuah elektron tidak bergerak dalam atom mengelilingi inti sepanjang garis orbit tetap, tetapi menempati wilayah ruang tertentu. Misalnya, sebuah elektron dalam atom hidrogen, dengan probabilitas tertentu, dapat berada sangat dekat dengan nukleus atau berada pada jarak yang cukup jauh, namun ada wilayah tertentu di mana kemunculannya paling mungkin terjadi. Secara grafis, orbital digambarkan sebagai suatu permukaan yang menguraikan daerah yang kemungkinan munculnya elektron paling besar, dengan kata lain kerapatan elektronnya maksimum. Atom hidrogen memiliki orbital elektron berbentuk bola (bulat):

Sampai saat ini, lima jenis orbital telah dijelaskan: S, P, d, f Dan G. Nama tiga yang pertama terbentuk secara historis, kemudian dipilih berdasarkan abjad. Bentuk orbital dihitung menggunakan metode kimia kuantum.

Orbital ada terlepas dari apakah ada elektron di dalamnya (orbital terisi) atau tidak ada (orbital kosong). Atom setiap unsur, dimulai dengan hidrogen dan diakhiri dengan unsur terakhir yang diperoleh saat ini, memiliki himpunan lengkap semua orbital pada semua tingkat elektronik. Mereka terisi dengan elektron seiring dengan bertambahnya nomor atom, yaitu muatan inti.

S-Orbital, seperti yang ditunjukkan di atas, memiliki bentuk bola dan, oleh karena itu, kerapatan elektron yang sama pada arah setiap sumbu koordinat tiga dimensi:

Pada tingkat elektronik pertama setiap atom hanya ada satu S- orbital. Mulai dari level elektronik kedua sebagai tambahan S- tiga orbital juga muncul R-orbital. Bentuknya seperti delapan dimensi, seperti inilah area lokasi yang paling mungkin terlihat R-elektron di daerah inti atom. Setiap R-orbital terletak di sepanjang salah satu dari tiga sumbu yang saling tegak lurus, sesuai dengan namanya R-orbital menunjukkan, dengan menggunakan indeks yang sesuai, sumbu di mana kerapatan elektron maksimumnya berada:

Dalam kimia modern, orbital adalah konsep penentu yang memungkinkan kita mempertimbangkan proses pembentukan ikatan kimia dan menganalisis sifat-sifatnya, sementara perhatian difokuskan pada orbital elektron yang berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia, yaitu elektron valensi. , biasanya elektron tingkat terakhir.

Atom karbon pada keadaan awal memiliki dua elektron pada tingkat elektronik kedua (terakhir). S-orbital (ditandai dengan warna biru) dan satu elektron dalam dua R-orbital (ditandai dengan warna merah dan kuning), orbital ketiga hal-kosong:

Minkin V.I., Simkin B.Ya., Minyaev R.M. Teori struktur molekul. Kerang elektronik. M., "Dunia", 1979
Buchachenko A.L. Kimia sebagai musik, atau nada kimia dan melodi baru abad baru. Kumpulan artikel sains populer, Moskow, 2002
Sains Rusia: jalan kehidupan. Kumpulan artikel sains populer. M., "Gurita", 2002

Temukan "ORBITAL" di

Orbital ada terlepas dari apakah ada elektron di dalamnya (orbital terisi) atau tidak ada (orbital kosong). Atom setiap unsur, dimulai dengan hidrogen dan diakhiri dengan unsur terakhir yang diperoleh saat ini, memiliki himpunan lengkap semua orbital pada semua tingkat elektronik. Mereka terisi dengan elektron seiring dengan bertambahnya nomor atom, yaitu muatan inti.

S-Orbital, seperti yang ditunjukkan di atas, memiliki bentuk bola dan, oleh karena itu, kerapatan elektron yang sama pada arah setiap sumbu koordinat tiga dimensi:

Pada tingkat elektronik pertama setiap atom hanya ada satu S- orbital. Mulai dari level elektronik kedua sebagai tambahan S- tiga orbital juga muncul R-orbital. Bentuknya seperti delapan dimensi, seperti inilah area lokasi yang paling mungkin terlihat R-elektron di daerah inti atom. Setiap R-orbital terletak di sepanjang salah satu dari tiga sumbu yang saling tegak lurus, sesuai dengan namanya R-orbital menunjukkan, dengan menggunakan indeks yang sesuai, sumbu di mana kerapatan elektron maksimumnya berada:

Dalam kimia modern, orbital adalah konsep penentu yang memungkinkan kita mempertimbangkan proses pembentukan ikatan kimia dan menganalisis sifat-sifatnya, sementara perhatian difokuskan pada orbital elektron yang berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia, yaitu valensi. elektron, biasanya elektron tingkat terakhir.

Atom karbon pada keadaan awal memiliki dua elektron pada tingkat elektronik kedua (terakhir). S-orbital (ditandai dengan warna biru) dan satu elektron dalam dua R-orbital (ditandai dengan warna merah dan kuning), orbital ketiga adalah hal-kosong:

Hibridisasi.

Dalam kasus ketika atom karbon berpartisipasi dalam pembentukan senyawa jenuh (tidak mengandung banyak ikatan), satu S- orbital dan tiga R-Orbital bergabung membentuk orbital baru yang merupakan hibrid dari orbital aslinya (prosesnya disebut hibridisasi). Jumlah orbital hibrid selalu sama dengan jumlah orbital asal, dalam hal ini empat. Orbital hibrid yang dihasilkan memiliki bentuk yang identik dan secara lahiriah menyerupai angka delapan tiga dimensi yang asimetris:

Seluruh struktur tampaknya tertulis dalam tetrahedron beraturan - sebuah prisma yang dirangkai dari segitiga beraturan. Dalam hal ini, orbital hibrid terletak di sepanjang sumbu tetrahedron tersebut, sudut antara dua sumbu adalah 109°. Empat elektron valensi karbon terletak pada orbital hibrid berikut:

Partisipasi orbital dalam pembentukan ikatan kimia sederhana.

Sifat-sifat elektron yang terletak pada empat orbital identik adalah setara, sehingga ikatan kimia yang terbentuk dengan partisipasi elektron-elektron ini ketika berinteraksi dengan atom-atom berjenis sama akan setara.

Interaksi atom karbon dengan empat atom hidrogen disertai dengan saling tumpang tindih orbital hibrid karbon memanjang dengan orbital bola hidrogen. Setiap orbital mengandung satu elektron, sebagai akibat dari tumpang tindih, setiap pasangan elektron mulai bergerak sepanjang orbital molekul bersatu.

Hibridisasi hanya menyebabkan perubahan bentuk orbital dalam satu atom, dan tumpang tindih orbital dua atom (hibrida atau biasa) menyebabkan terbentuknya ikatan kimia di antara keduanya. Pada kasus ini ( cm. Gambar di bawah) kerapatan elektron maksimum terletak di sepanjang garis yang menghubungkan dua atom. Koneksi seperti ini disebut koneksi-s.

Penulisan tradisional struktur metana yang dihasilkan menggunakan simbol batang valensi, bukan orbital yang tumpang tindih. Untuk gambar tiga dimensi suatu struktur, valensi yang diarahkan dari bidang gambar ke pengamat ditampilkan dalam bentuk garis padat berbentuk baji, dan valensi yang melampaui bidang gambar ditampilkan dalam bentuk irisan putus-putus. -bentuk garis:

Jadi, struktur molekul metana ditentukan oleh geometri orbital hibrid karbon:

Pembentukan molekul etana mirip dengan proses yang ditunjukkan di atas, perbedaannya adalah ketika orbital hibrid dua atom karbon tumpang tindih, terbentuk ikatan C-C:

Geometri molekul etana menyerupai metana, sudut ikatannya 109°, yang ditentukan oleh susunan spasial orbital hibrid karbon:

Partisipasi orbital dalam pembentukan ikatan kimia ganda.

Molekul etilen juga terbentuk dengan partisipasi orbital hibrid, tetapi hanya satu yang terlibat dalam hibridisasi S-orbital dan hanya dua R-orbital ( hal x Dan ru), orbital ketiga – hal, diarahkan sepanjang sumbu z, tidak berpartisipasi dalam pembentukan hibrida. Dari tiga orbital awal, timbul tiga orbital hibrid yang letaknya pada bidang yang sama membentuk bintang bermata tiga, sudut antar sumbunya 120°:

Dua atom karbon mengikat empat atom hidrogen dan juga bergabung satu sama lain, membentuk ikatan s C-C:

Dua orbital hal, yang tidak ikut hibridisasi, saling tumpang tindih, geometrinya sedemikian rupa sehingga tumpang tindih tidak terjadi di sepanjang jalur komunikasi C-C, tetapi di atas dan di bawahnya. Akibatnya, terbentuk dua daerah dengan kerapatan elektron yang meningkat, di mana terdapat dua elektron (ditandai dengan warna biru dan merah), yang berpartisipasi dalam pembentukan ikatan ini. Dengan demikian, satu orbital molekul terbentuk, terdiri dari dua wilayah yang terpisah dalam ruang. Ikatan yang kerapatan elektron maksimumnya terletak di luar garis yang menghubungkan dua atom disebut ikatan p:

Ciri valensi kedua dalam penunjukan ikatan rangkap, yang telah banyak digunakan selama berabad-abad untuk menggambarkan senyawa tak jenuh, dalam pemahaman modern menyiratkan adanya dua daerah dengan kerapatan elektron meningkat yang terletak di sisi berlawanan dari garis ikatan C-C.

Struktur molekul etilen ditentukan oleh geometri orbital hibrid, sudut ikatan H-C-H adalah 120°:

Selama pembentukan asetilena, satu S-orbital dan satu hal x-orbital (orbital hal y Dan hal, jangan ikut serta dalam pembentukan hibrida). Kedua orbital hibrid yang dihasilkan terletak pada garis yang sama, sepanjang sumbu X:

Tumpang tindih orbital hibrid satu sama lain dan dengan orbital atom hidrogen mengarah pada pembentukan ikatan s C-C dan C-H, yang diwakili oleh garis valensi sederhana:

Dua pasang orbital yang tersisa hal y Dan hal tumpang tindih. Pada gambar di bawah, panah berwarna menunjukkan bahwa, dari pertimbangan spasial murni, kemungkinan besar terjadi tumpang tindih orbital dengan indeks yang sama x-x Dan ooh. Akibatnya, dua ikatan p terbentuk mengelilingi ikatan s sederhana C-C:

Akibatnya, molekul asetilena berbentuk batang:

Pada benzena, tulang punggung molekulnya tersusun dari atom karbon yang memiliki orbital hibrid yang tersusun dari satu atom karbon S- dan dua R-orbital tersusun dalam bentuk bintang bermata tiga (seperti etilen), R-orbital yang tidak terlibat dalam hibridisasi ditampilkan semi-transparan:

Orbital kosong, yaitu orbital yang tidak mengandung elektron (), juga dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia.

Orbital tingkat tinggi.

Mulai dari tingkat elektronik keempat, ada lima atom D-orbital, pengisiannya dengan elektron terjadi pada unsur transisi, dimulai dengan skandium. Empat D-orbital mempunyai bentuk quatrefoil tiga dimensi, kadang-kadang disebut “daun semanggi”, mereka hanya berbeda dalam orientasi dalam ruang, yang kelima D-orbital adalah angka delapan tiga dimensi yang dijalin menjadi sebuah cincin:

D-Orbital dapat membentuk hibrida dengan S- Dan P- orbital. Pilihan D-Orbital biasanya digunakan dalam analisis struktur dan sifat spektral kompleks logam transisi.

Mulai dari tingkat elektronik keenam, atom memiliki tujuh F-orbital, pengisiannya dengan elektron terjadi pada atom lantanida dan aktinida. F-Orbital memiliki konfigurasi yang agak rumit; gambar di bawah menunjukkan bentuk tiga dari tujuh orbital tersebut, yang memiliki bentuk yang sama dan berorientasi dalam ruang dengan cara yang berbeda:

F-Orbital sangat jarang digunakan ketika membahas sifat-sifat berbagai senyawa, karena elektron yang terletak pada senyawa tersebut praktis tidak mengambil bagian dalam transformasi kimia.

Prospek.

Pada tingkat elektronik kedelapan ada sembilan G-orbital. Unsur-unsur yang mengandung elektron pada orbital-orbital ini akan muncul pada periode kedelapan, sedangkan unsur-unsur tersebut tidak tersedia (unsur No. 118, unsur terakhir periode ketujuh Tabel Periodik, diharapkan dapat diperoleh dalam waktu dekat; sintesisnya dilakukan di Institut Gabungan untuk Penelitian Nuklir di Dubna).

Membentuk G-Orbital, yang dihitung dengan metode kimia kuantum, bahkan lebih kompleks daripada metode kimia kuantum F-orbital, wilayah lokasi elektron yang paling mungkin dalam hal ini terlihat sangat aneh. Di bawah ini adalah penampakan salah satu dari sembilan orbital tersebut:

Dalam kimia modern, konsep orbital atom dan molekul banyak digunakan dalam mendeskripsikan struktur dan sifat reaksi senyawa, juga dalam menganalisis spektrum berbagai molekul, dan dalam beberapa kasus untuk memprediksi kemungkinan terjadinya reaksi.

Mikhail Levitsky

Ketika membahas sifat kimia atom dan molekul - struktur dan reaktivitas - gagasan tentang bentuk spasial orbital atom dapat sangat membantu dalam solusi kualitatif suatu masalah tertentu. Secara umum, AO ditulis dalam bentuk kompleks, tetapi menggunakan kombinasi linier dari fungsi kompleks yang berkaitan dengan tingkat energi yang sama dengan bilangan kuantum utama. P dan dengan nilai momentum orbital / yang sama, dimungkinkan untuk memperoleh ekspresi dalam bentuk nyata yang dapat digambarkan dalam ruang nyata.

Mari kita perhatikan secara berurutan serangkaian AO dalam atom hidrogen.

Fungsi gelombang keadaan dasar 4^ terlihat paling sederhana. Ia memiliki simetri bola

Nilai a ditentukan oleh ekspresi dimana nilainya

ditelepon radius Bohr. Jari-jari Bohr menunjukkan ukuran karakteristik atom. Nilai 1/oc menentukan skala peluruhan karakteristik fungsi atom satu elektron

Dari (EVL) jelas bahwa ukuran atom satu elektron menyusut seiring dengan peningkatan muatan inti yang berbanding terbalik dengan nilai Z. Misalnya, pada atom He+ fungsi gelombang akan mengecil dua kali lebih cepat dibandingkan pada atom hidrogen. atom dengan jarak karakteristik 0,265 A.

Ketergantungan *F ls pada jarak ditunjukkan pada Gambar. 3.3. Maksimum fungsi *Fj adalah nol. Menemukan elektron di dalam inti bukanlah hal yang terlalu mengejutkan, karena inti tidak dapat dibayangkan sebagai bola yang tidak dapat ditembus.

Probabilitas maksimum untuk mendeteksi elektron pada jarak tertentu dari inti atom hidrogen dalam keadaan dasar terjadi pada r = a 0 = 0,529 A. Nilai tersebut dapat dicari sebagai berikut. Peluang menemukan elektron pada volume kecil A V sama dengan |*P| 2 DY. Volume AV kita asumsikan sangat kecil sehingga nilai fungsi gelombang dapat dianggap konstan dalam volume kecil ini. Kami tertarik pada kemungkinan menemukan elektron pada jarak tertentu G dari inti dalam lapisan tipis ketebalan A G. Karena kemungkinan menemukan elektron pada jarak jauh G tidak bergantung pada arah dan arah tertentu tidak menarik minat kita, maka kita perlu mencari peluang sebuah elektron berada pada lapisan bola yang sangat tipis dengan ketebalan A G. Karena nilainya | VF| 2 mudah dihitung, kita perlu

Beras. 3.3. Ketergantungan *F 1s pada jarak. Nilai fungsi dinormalisasi ke nilainya di r = O

Beras. 3.4.Skema untuk menghitung volume lapisan bola

tentukan volume lapisan bola yang dilambangkan dengan A K. Sama dengan selisih volume dua bola yang berjari-jari G Dan g + Ar(Gbr. 3.4):

Sejak G sedikit dibandingkan dengan G, lalu saat menghitung nilainya (g+ Ar) 3 kita dapat membatasi diri pada dua suku pertama. Kemudian untuk volume lapisan bola kita peroleh

Ekspresi terakhir dapat diperoleh dengan cara yang lebih sederhana. Sejak G sedikit dibandingkan dengan G, maka volume lapisan bola dapat diambil sama dengan hasil kali luas lapisan bola dan ketebalannya (lihat Gambar 3.4). Luas bola tersebut adalah 4kg 2, dan ketebalan A G. Hasil kali kedua besaran ini memberikan persamaan yang sama (3.11).

Jadi kemungkinannya W temukan elektron di lapisan ini sama dengan

Ekspresi *P ls diambil dari Lampiran 3.1. Jika kita mempertimbangkan nilai A G konstan, maka fungsi tereduksi maksimum diamati pada G = sebuah 0 .

Jika Anda ingin tahu berapa kemungkinannya W mendeteksi elektron dalam volume V, maka perlu untuk mengintegrasikan kepadatan probabilitas untuk mendeteksi elektron pada wilayah ruang tertentu sesuai dengan ekspresi (3.6).

Misalnya, berapa peluang terdeteksinya elektron dalam atom hidrogen di daerah ruang berbentuk bola yang berpusat di inti dan berjari-jari x 0. Kemudian

Di sini nilainya d V selama perhitungan itu digantikan oleh 4kg 1 dr dengan analogi dengan (3.11), karena fungsi gelombang hanya bergantung pada jarak dan oleh karena itu tidak perlu melakukan integrasi sudut karena tidak adanya ketergantungan sudut dari fungsi yang dapat diintegrasikan.

Gagasan kualitatif tentang distribusi fungsi gelombang di ruang angkasa diberikan oleh gambaran orbital atom dalam bentuk awan, dan semakin intens warnanya, semakin tinggi nilai fungsi H". Orbitalnya akan terlihat seperti ini (Gbr. 3.5):

Beras. 3.5.

orbital 2pzB bentuk awan ditunjukkan pada Gambar. 3.6.

Beras. 3.6. Gambar orbital 2p g atom hidrogen berbentuk awan

Dengan cara yang sama, distribusi kerapatan elektron akan terlihat seperti awan, yang dapat ditemukan dengan mengalikan kerapatan probabilitas I"Fj 2 dengan muatan elektron. Dalam hal ini, terkadang kita berbicara tentang pengolesan elektron. Namun, hal ini sama sekali tidak berarti bahwa kita berurusan dengan pengolesan elektron melintasi ruang - tidak terjadi pengolesan elektron yang nyata melintasi ruang, dan oleh karena itu atom hidrogen tidak dapat direpresentasikan sebagai inti yang terbenam dalam awan bermuatan negatif yang nyata.

Namun, gambar dalam bentuk awan seperti itu jarang digunakan, dan lebih sering garis digunakan untuk menciptakan gambaran tentang ketergantungan sudut fungsi H". Untuk melakukan ini, hitung nilai dari H" berfungsi pada bola yang ditarik pada jarak tertentu dari inti. Kemudian nilai yang dihitung diplot pada jari-jari, yang menunjukkan tanda fungsi Ch" untuk bagian bidang paling informatif untuk fungsi Ch" tertentu. Misalnya, orbital Is biasanya digambarkan sebagai lingkaran (Gbr. 3.7).

Beras.

Pada Gambar. 3.8 2/> orbital r dibangun di atas bola dengan radius tertentu. Untuk mendapatkan gambaran spasial, perlu dilakukan rotasi gambar relatif terhadap sumbu z. Indeks “z” saat menulis suatu fungsi menunjukkan orientasi fungsi sepanjang sumbu “z”. Tanda “+” dan “-” sesuai dengan tanda fungsi H". Nilai fungsi 2/? z adalah positif pada daerah ruang yang koordinat ^-nya positif, dan negatif pada daerah yang koordinat ^-nya negatif.

Beras. 3.8. Membentuk 2p z-orbital. Dibangun di atas bola dengan radius tertentu

Situasi serupa terjadi pada kasus /orbital lainnya. Misalnya, 2/? Orbital x berorientasi sepanjang sumbu x dan bernilai positif pada bagian ruang yang koordinat x-nya positif, dan nilainya negatif jika nilai koordinat x-nya negatif (Gbr. 3.9).

Gambaran fungsi gelombang yang menunjukkan tanda penting untuk deskripsi kualitatif reaktivitas senyawa kimia, dan oleh karena itu gambar seperti yang ditunjukkan pada Gambar. 3.9 paling sering ditemukan dalam literatur kimia.

Sekarang mari kita perhatikan orbital d (Gbr. 3.10). Orbital dxy, dxz, dyz, terlihat setara. Orientasi dan tandanya ditentukan oleh subskrip: indeks xy menunjukkan

Beras. 3.9. Membentuk 2p x - orbital. Dibangun di atas bola dengan radius tertentu

bahwa orbital berorientasi pada sudut 45° terhadap x dan sumbu pada dan tanda fungsi Y adalah positif jika hasil kali indeks x dan pada secara positif.

Beras. 3.10.

Situasinya serupa dengan orbital ^/-yang tersisa. Gambar orbital ^/-ditunjukkan pada Gambar. 3.10, paling sering ditemukan dalam literatur. Dapat dilihat bahwa orbitalnya d , d x2 _ y2 , d z2 tidak setara. Hanya orbital yang ekuivalen d , d xz , d yz . Jika lima orbital ekuivalen ^/- diperlukan untuk mendeskripsikan struktur suatu molekul, maka orbital-orbital tersebut dapat dibuat menggunakan kombinasi orbital linier.

Untuk memahami hal ini, Anda perlu mengetahui prinsip pembuatan cangkang elektronik. Elektron yang mengelilingi inti bukanlah muatan titik, namun mewakili semacam “awan” muatan negatif. Luas ruang yang ditempati oleh awan elektron disebut " orbital" Setiap orbital dijelaskan secara matematis fungsi gelombangψ (fungsi psi). Kuadrat dari fungsi ψ 2 ini memiliki arti fisik: mencerminkan kemungkinan menemukan awan elektron dalam volume yang dipertimbangkan. Setiap elektron berhubungan dengan tingkat energi tertentu (terkuantisasi). Fungsi gelombang setiap orbital berbeda satu sama lain dengan tiga bilangan kuantum N, aku Dan M.

Bilangan kuantum utama N – hanya menerima nilai integer ( N= 1, 2, 3...) dan mencirikan energi keadaan elektronik.

Bilangan kuantum orbital aku – mencirikan geometri awan elektron. Menerima nilai-nilai aku = 0, 1, 2, 3… (N- 1). Sesuai dengan nilai angkanya berubah dari angka tersebut aku membedakan:

S-orbital ( aku = 0),

P-orbital ( aku = 1),

D-orbital ( aku = 2),

F-orbital ( aku = 3).

Pada nilai bilangan kuantum utama yang konstan ( N = const) perubahan nilai berhubungan dengan sedikit perubahan keadaan energi.

Bilangan kuantum magnetik M– menentukan orientasi orbital di ruang angkasa. Mengambil nilai = 0, ±1, ±2, … ± aku. Mengubah nilainya M secara konstan N Dan aku tidak terkait dengan perubahan tingkat energi orbital.

Bersamaan dengan ketiga bilangan kuantum tersebut N, aku Dan M ada yang disebut memutar bilangan kuantum M S, yang sesuai dengan dua kemungkinan arah orientasi momen magnet elektron itu sendiri. Bilangan kuantum magnetik mengambil nilainya M S = +1/2 dan –1/2.

Pengisian orbital terjadi sesuai dengan prinsip Pauli 3, yang menyatakan bahwa sebuah atom tidak dapat memiliki dua elektron dengan himpunan bilangan kuantum yang identik. Artinya, dalam sebuah atom hanya elektron yang berbeda setidaknya satu bilangan kuantum yang diperbolehkan hidup berdampingan. Dengan memperhatikan prinsip Pauli, jumlah maksimum elektron pada kulit ( N= konstanta) sama dengan 2 N 2 (lihat Tabel 1).

Tabel 1

Mengisi orbital elektron menurut prinsip Pauli

Bilangan kuantum

Tentang cangkang

K

L

M

Arti bilangan kuantum

N

aku

M

M S

Jumlah elektron

1. Orbital molekul (mo)

Pembentukan ikatan kimia kovalen terjadi karena tumpang tindih orbital elektron. Ada dua jenis utama tumpang tindih:

- ikatan σ– tumpang tindih orbital atom pada sumbu yang menghubungkan kedua inti

s s hal

- ikatan π – tumpang tindih orbital yang sumbunya sejajar

PP

Ketika ikatan kimia terbentuk, elektron atom yang sebelumnya menempati orbital atom (AO) berpindah ke orbital molekul baru (MO). Secara matematis, orbital molekul digambarkan dengan fungsi gelombang baru, yang merupakan kombinasi linier dari fungsi gelombang orbital atom:

ψ s = A 1 .ψ 1 + A 2. ψ 2

Ketika orbital atom (AO) tumpang tindih, jumlah orbital molekul (MO) yang sama akan muncul. Dalam ikatan terlokalisasi, dua orbital atom saling tumpang tindih sehingga menghasilkan dua orbital molekul. Salah satu MO memiliki energi yang lebih rendah dari energi AO aslinya ( menghubungkan orbital), dan MO lainnya memiliki energi yang lebih tinggi dari energi AO ( anti pengikatan atau melonggarkan orbital):

Pendidikan S– komunikasi

S* – orbital anti ikatan

- - - - - - - - - - -

- - - - - - - - - - - - - - σ S– orbital ikatan

Pendidikan π R– komunikasi

- - - - - - - - - - - - - - - π R z * – orbital anti ikatan

-- - - - - - - -

P z P z - - - - - - - - - - - - - - - - - π R z – orbital ikatan

Untuk unsur-unsur tiga periode pertama, tingkat energi MO biasanya diisi dengan urutan berikut:

σ 1 detik < σ 1 detik * < σ 2 detik < σ 2 detik * < σ 2 piksel < π 2py = π 2pz < π 2py * = π 2pz * < σ 2 piksel * < …

Sebagai contoh, sesuai dengan urutan ini, mari kita isi “rak” energi molekul MO nitrogen N2 dan karbon monoksida CO:

Molekul nitrogen terdiri dari dua atom nitrogen:

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

7 elektron 7 elektron 14 elektron

Molekul karbon monoksida terdiri dari atom karbon dan atom oksigen

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

6 elektron 8 elektron 14 elektron

Orbital molekul N 2 dan CO masing-masing mengandung 14 elektron. Terlihat dari diagram di atas, isi tanda kurung siku (MO) untuk molekul-molekul tersebut adalah sama. Senyawa sejenis yang mempunyai struktur MO yang sama disebut senyawa dengan struktur isoelektronik. Senyawa tersebut mempunyai sifat fisik yang cukup mirip (lihat Tabel 2).

Meja 2

Sifat fisik nitrogen N 2 dan karbon monoksida CO

Urutan komunikasi kita menganggapnya sama dengan setengah selisih antara jumlah elektron yang terletak pada orbital ikatan dan jumlah elektron yang terletak pada orbital antiikatan:

N = ½ . (N St. – N resolusi )

Di mana: N – perintah komunikasi,

N St. – jumlah elektron pada orbital ikatan

N resolusi – jumlah elektron yang terletak pada orbital anti ikatan.

Berdasarkan konstruksi orbital molekul molekul CO, kita menemukan bahwa urutan ikatan antara atom C dan O adalah N= 3, yang diasumsikan teori oktet(Lihat Bagian 1.1).

Kriteria eksperimental orde ikatan adalah:

energi komunikasi,

Panjang tautan,

Parameter spektrum IR (konstanta daya).

Topik 6 Konfigurasi elektronik atom unsur kimia.

1. Konsep orbital. S-, R- Dan D-orbital.

2. Konfigurasi elektronik atom unsur kimia.

Konsep orbital. orbital s-, p- dan d

Atom adalah partikel netral secara listrik yang terdiri dari inti bermuatan positif dan elektron bermuatan negatif.

Elektron terletak di sekitar inti pada tingkat energi yang jumlahnya sama dengan nomor periode.

Orbital atom adalah gambaran geometris yang sesuai dengan volume ruang di sekitar inti atom, yang sesuai dengan 90% kemungkinan menemukan elektron dalam volume ini (sebagai partikel) dan pada saat yang sama dengan 90% kerapatan muatan dari elektron (sebagai gelombang).

Pemeriksaan spektrum atom yang cermat menunjukkan bahwa garis “tebal” yang disebabkan oleh transisi antar tingkat energi sebenarnya terpecah menjadi garis yang lebih tipis. Ini berarti bahwa kulit elektron sebenarnya terpecah menjadi subkulit. Subkulit elektronik ditentukan berdasarkan jenis garis yang sesuai dalam spektrum atom:

S-subkulit diberi nama karena “tajamnya” S-garis – tajam;
P-subkulit diberi nama sesuai dengan “utama” P-garis – kepala sekolah;
D-subkulit diberi nama setelah “menyebar” D-garis – membaur;
F-subkulit diberi nama sesuai dengan kata “fundamental” F-garis – mendasar.

Tingkat energi, sublevel dan orbital atom multielektron

Tingkat energi n	Subtingkat energi	Penunjukan orbital	Jumlah orbital n	Jumlah elektron 2n
aku	jenis orbital
		S	1 detik
		hal	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

Prinsip Pauli: sebuah atom tidak dapat memiliki dua elektron dalam keadaan yang sama.

Sesuai dengan prinsip Pauli, dapat dikatakan bahwa setiap elektron dalam sebuah atom dicirikan secara unik oleh himpunan empat bilangan kuantumnya sendiri - bilangan utama N, orbital aku, magnetis M dan putar s.

Populasi tingkat energi, sublevel, dan orbital atom oleh elektron tunduk pada aturan berikut (prinsip energi minimum): dalam keadaan tidak tereksitasi, semua elektron memiliki energi paling rendah.

Artinya setiap elektron yang mengisi kulit atom menempati orbital sedemikian rupa sehingga atom secara keseluruhan mempunyai energi minimum. Peningkatan kuantum berturut-turut dalam energi sublevel terjadi dalam urutan berikut:

1S - 2S - 2P - 3S - 3P - 4S - 3D - 4P - 5S-…..

Pengisian orbital atom dalam satu sublevel energi terjadi sesuai dengan aturan yang dirumuskan oleh fisikawan Jerman F. Hund (1927).

Aturan Hund: orbital atom yang berada pada sublevel yang sama masing-masing diisi terlebih dahulu dengan satu elektron, kemudian diisi dengan elektron kedua.

Aturan Hund disebut juga prinsip multiplisitas maksimum, yaitu. arah paralel maksimum yang mungkin dari putaran elektron dari satu sublevel energi.

Sebuah atom bebas tidak boleh memiliki lebih dari delapan elektron pada tingkat energi tertingginya.

Elektron yang terletak pada tingkat energi tertinggi suatu atom (pada lapisan elektron terluar) disebut luar; Jumlah elektron terluar dalam atom suatu unsur tidak pernah lebih dari delapan. Bagi banyak unsur, jumlah elektron terluar (dengan sublevel internal terisi) yang sangat menentukan sifat kimianya. Untuk elektron lain yang atomnya memiliki sublevel internal terisi, misalnya 3 D- sublevel atom unsur seperti Sc, Ti, Cr, Mn, dll., sifat kimianya bergantung pada jumlah elektron internal dan eksternal. Semua elektron ini disebut valensi; dalam rumus elektronik atom yang disingkat, ditulis setelah lambang kerangka atom, yaitu setelah ekspresi dalam tanda kurung siku.