a região de localização mais provável de um elétron em um átomo (orbital atômico) ou em uma molécula (orbital molecular).

Um elétron não se move em um átomo ao redor do núcleo ao longo de uma linha orbital fixa, mas ocupa uma determinada região do espaço. Por exemplo, um elétron em um átomo de hidrogênio pode, com certa probabilidade, acabar muito próximo do núcleo ou a uma distância considerável, mas há uma determinada região onde seu aparecimento é mais provável. Graficamente, o orbital é representado como uma superfície que delineia a região onde a probabilidade de aparecimento de um elétron é maior, ou seja, a densidade do elétron é máxima. O átomo de hidrogênio tem um orbital de elétrons esférico (esférico):

Até o momento, cinco tipos de orbitais foram descritos: é, p, d, f E g. Os nomes dos três primeiros foram formados historicamente, depois foi escolhido o princípio alfabético. As formas dos orbitais são calculadas usando métodos de química quântica.

Os orbitais existem independentemente de um elétron estar presente neles (orbitais ocupados) ou ausente (orbitais vazios). O átomo de cada elemento, começando pelo hidrogênio e terminando no último elemento obtido hoje, possui um conjunto completo de todos os orbitais em todos os níveis eletrônicos. Eles ficam cheios de elétrons à medida que o número atômico, ou seja, a carga do núcleo, aumenta.

é-Os orbitais, conforme mostrado acima, possuem formato esférico e, portanto, a mesma densidade eletrônica na direção de cada eixo coordenado tridimensional:

No primeiro nível eletrônico de cada átomo existe apenas um e- orbital. A partir do segundo nível eletrônico além de e- três orbitais também aparecem R-orbitais. Eles têm a forma de oitos tridimensionais, é assim que se parece a área do local mais provável R-elétron na região do núcleo atômico. Cada R-o orbital está localizado ao longo de um dos três eixos perpendiculares entre si, de acordo com isso no nome R-orbitais indicam, usando o índice correspondente, o eixo ao longo do qual está localizada sua densidade eletrônica máxima:

Na química moderna, orbital é um conceito definidor que nos permite considerar os processos de formação de ligações químicas e analisar suas propriedades, enquanto a atenção está voltada para os orbitais dos elétrons que participam da formação de ligações químicas, ou seja, elétrons de valência , geralmente os elétrons do último nível.

O átomo de carbono no estado inicial possui dois elétrons no segundo (último) nível eletrônico. é-orbitais (marcados em azul) e um elétron em dois R-orbitais (marcados em vermelho e amarelo), terceiro orbital p z-vago:

Minkin V.I., Simkin B.Ya., Minyaev R.M. Teoria da estrutura molecular. Conchas eletrônicas. M., "Mir", 1979
Buchachenko A.L. Química como música, ou notas químicas e novas melodias do novo século. Coleção de artigos científicos populares, Moscou, 2002
Ciência russa: o caminho da vida. Coleção de artigos científicos populares. M., "Polvo", 2002

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Os orbitais existem independentemente de um elétron estar presente neles (orbitais ocupados) ou ausente (orbitais vazios). O átomo de cada elemento, começando pelo hidrogênio e terminando no último elemento obtido hoje, possui um conjunto completo de todos os orbitais em todos os níveis eletrônicos. Eles ficam cheios de elétrons à medida que o número atômico, ou seja, a carga do núcleo, aumenta.

é-Os orbitais, conforme mostrado acima, possuem formato esférico e, portanto, a mesma densidade eletrônica na direção de cada eixo coordenado tridimensional:

No primeiro nível eletrônico de cada átomo existe apenas um e- orbital. A partir do segundo nível eletrônico além de e- três orbitais também aparecem R-orbitais. Eles têm a forma de oitos tridimensionais, é assim que se parece a área do local mais provável R-elétron na região do núcleo atômico. Cada R-o orbital está localizado ao longo de um dos três eixos perpendiculares entre si, de acordo com isso no nome R-orbitais indicam, usando o índice correspondente, o eixo ao longo do qual está localizada sua densidade eletrônica máxima:

Na química moderna, orbital é um conceito definidor que nos permite considerar os processos de formação de ligações químicas e analisar suas propriedades, enquanto a atenção está voltada para os orbitais dos elétrons que participam da formação de ligações químicas, ou seja, valência elétrons, geralmente os elétrons do último nível.

O átomo de carbono no estado inicial possui dois elétrons no segundo (último) nível eletrônico. é-orbitais (marcados em azul) e um elétron em dois R-orbitais (marcados em vermelho e amarelo), o terceiro orbital é p z-vago:

Hibridização.

No caso em que um átomo de carbono participa da formação de compostos saturados (não contendo ligações múltiplas), um e- orbital e três R-orbitais se combinam para formar novos orbitais que são híbridos dos orbitais originais (o processo é chamado de hibridização). O número de orbitais híbridos é sempre igual ao número de orbitais originais, neste caso quatro. Os orbitais híbridos resultantes têm formato idêntico e externamente se assemelham a oitos tridimensionais assimétricos:

Toda a estrutura parece estar inscrita em um tetraedro regular - um prisma montado a partir de triângulos regulares. Neste caso, os orbitais híbridos estão localizados ao longo dos eixos de tal tetraedro, o ângulo entre quaisquer dois eixos é de 109°. Os quatro elétrons de valência do carbono estão localizados nestes orbitais híbridos:

Participação de orbitais na formação de ligações químicas simples.

As propriedades dos elétrons localizados em quatro orbitais idênticos são equivalentes, portanto, as ligações químicas formadas com a participação desses elétrons ao interagir com átomos do mesmo tipo serão equivalentes.

A interação de um átomo de carbono com quatro átomos de hidrogênio é acompanhada pela sobreposição mútua de orbitais híbridos alongados de carbono com orbitais esféricos de hidrogênio. Cada orbital contém um elétron; como resultado da sobreposição, cada par de elétrons começa a se mover ao longo do orbital molecular unido.

A hibridização leva apenas a uma mudança na forma dos orbitais dentro de um átomo, e a sobreposição dos orbitais de dois átomos (híbridos ou comuns) leva à formação de uma ligação química entre eles. Nesse caso ( cm. Figura abaixo) a densidade eletrônica máxima está localizada ao longo da linha que conecta dois átomos. Essa conexão é chamada de conexão s.

A escrita tradicional da estrutura do metano resultante usa o símbolo da barra de valência em vez de orbitais sobrepostos. Para uma imagem tridimensional de uma estrutura, a valência direcionada do plano de desenho para o observador é mostrada como uma linha sólida em forma de cunha, e a valência que se estende além do plano de desenho é mostrada como uma cunha tracejada linha em forma:

Assim, a estrutura da molécula de metano é determinada pela geometria dos orbitais híbridos do carbono:

A formação de uma molécula de etano é semelhante ao processo mostrado acima, a diferença é que quando os orbitais híbridos de dois átomos de carbono se sobrepõem, forma-se uma ligação C-C:

A geometria da molécula de etano se assemelha ao metano, os ângulos de ligação são de 109°, que é determinado pelo arranjo espacial dos orbitais híbridos de carbono:

Participação de orbitais na formação de múltiplas ligações químicas.

A molécula de etileno também é formada com a participação de orbitais híbridos, mas apenas um está envolvido na hibridização é-orbital e apenas dois R-orbitais ( p x E Ru), terceiro orbital – p z, direcionado ao longo do eixo z, não participa da formação de híbridos. Dos três orbitais iniciais surgem três orbitais híbridos, que se localizam no mesmo plano, formando uma estrela de três raios, os ângulos entre os eixos são de 120°:

Dois átomos de carbono ligam quatro átomos de hidrogênio e também se conectam, formando uma ligação C-C s:

Dois orbitais p z, que não participaram da hibridização, se sobrepõem, sua geometria é tal que a sobreposição ocorre não ao longo da linha de comunicação C-C, mas acima e abaixo dela. Como resultado, formam-se duas regiões com densidade eletrônica aumentada, onde estão localizados dois elétrons (marcados em azul e vermelho), participando da formação dessa ligação. Assim, forma-se um orbital molecular, composto por duas regiões separadas no espaço. Uma ligação na qual a densidade máxima de elétrons está localizada fora da linha que conecta dois átomos é chamada de ligação p:

A segunda característica de valência na designação de uma ligação dupla, que tem sido amplamente utilizada para representar compostos insaturados durante séculos, no entendimento moderno implica a presença de duas regiões com densidade eletrônica aumentada localizadas em lados opostos da linha de ligação CC.

A estrutura da molécula de etileno é determinada pela geometria dos orbitais híbridos, o ângulo de ligação HCH é 120°:

Durante a formação do acetileno, um é-orbital e um p x-orbital (orbitais p e E p z, não participam da formação de híbridos). Os dois orbitais híbridos resultantes estão localizados na mesma linha, ao longo do eixo X:

A sobreposição de orbitais híbridos entre si e com os orbitais dos átomos de hidrogênio leva à formação de ligações s C-C e C-H, representadas por uma linha de valência simples:

Dois pares de orbitais restantes p e E p z sobreposição. Na figura abaixo, as setas coloridas mostram que, por considerações puramente espaciais, a sobreposição mais provável de orbitais com os mesmos índices x-x E ah. Como resultado, duas ligações p são formadas em torno de uma ligação s simples CC:

Como resultado, a molécula de acetileno tem uma forma em forma de bastonete:

No benzeno, a estrutura molecular é montada a partir de átomos de carbono com orbitais híbridos compostos por um é- e dois R-orbitais dispostos na forma de uma estrela de três raios (como o etileno), R-orbitais não envolvidos na hibridização são mostrados semitransparentes:

Orbitais vagos, ou seja, aqueles que não contêm elétrons (), também podem participar da formação de ligações químicas.

Orbitais de alto nível.

A partir do quarto nível eletrônico, os átomos têm cinco d-orbitais, seu preenchimento com elétrons ocorre em elementos de transição, começando pelo escândio. Quatro d-orbitais têm a forma de quadrifólios tridimensionais, às vezes chamados de “folhas de trevo”, diferem apenas na orientação no espaço, o quinto d-orbital é uma figura tridimensional oito enroscada em um anel:

d-Orbitais podem formar híbridos com e- E p- orbitais. Opções d-orbitais são geralmente usados ​​na análise da estrutura e propriedades espectrais de complexos de metais de transição.

A partir do sexto nível eletrônico, os átomos têm sete f-orbitais, seu preenchimento com elétrons ocorre nos átomos de lantanídeos e actinídeos. f-Os orbitais têm uma configuração bastante complexa; a figura abaixo mostra a forma de três dos sete orbitais, que têm a mesma forma e são orientados no espaço de maneiras diferentes:

f-Os orbitais raramente são utilizados na discussão das propriedades de vários compostos, uma vez que os elétrons neles localizados praticamente não participam das transformações químicas.

Perspectivas.

No oitavo nível eletrônico existem nove g-orbitais. Os elementos contendo elétrons nesses orbitais deverão aparecer no oitavo período, enquanto não estiverem disponíveis (espera-se que o elemento nº 118, último elemento do sétimo período da Tabela Periódica, seja obtido em um futuro próximo; sua síntese é realizada no Instituto Conjunto de Pesquisa Nuclear em Dubna).

Forma g-orbitais, calculados por métodos de química quântica, são ainda mais complexos do que aqueles de f-orbitais, a região da localização mais provável do elétron, neste caso, parece muito bizarra. Abaixo está a aparência de um dos nove desses orbitais:

Na química moderna, os conceitos de orbitais atômicos e moleculares são amplamente utilizados na descrição da estrutura e propriedades de reação dos compostos, também na análise dos espectros de várias moléculas e, em alguns casos, para prever a possibilidade de ocorrência de reações.

Mikhail Levitsky

Ao discutir as propriedades químicas de átomos e moléculas – estrutura e reatividade – uma ideia da forma espacial dos orbitais atômicos pode ser de grande ajuda na solução qualitativa de uma determinada questão. No caso geral, os AOs são escritos de forma complexa, mas usando combinações lineares de funções complexas relacionadas ao mesmo nível de energia com o número quântico principal P e com o mesmo valor do momento orbital /, é possível obter expressões em forma real que podem ser representadas no espaço real.

Consideremos sequencialmente uma série de AOs no átomo de hidrogênio.

A função de onda do estado fundamental 4^ parece muito simples. Tem simetria esférica

O valor de a é determinado pela expressão onde o valor

chamado Raio de Bohr. O raio de Bohr indica os tamanhos característicos dos átomos. O valor de 1/oc determina a escala do decaimento característico de funções em átomos de um elétron

De (EVL) fica claro que o tamanho dos átomos de um elétron diminui à medida que a carga nuclear aumenta na proporção inversa ao valor de Z. Por exemplo, no átomo He + a função de onda diminuirá duas vezes mais rápido que em um átomo de hidrogênio. átomo com uma distância característica de 0,265 A.

A dependência de *F ls com a distância é mostrada na Fig. 3.3. O máximo da função *Fj é zero. Encontrar um elétron dentro de um núcleo não deveria ser muito surpreendente, uma vez que o núcleo não pode ser imaginado como uma esfera impenetrável.

A probabilidade máxima de detectar um elétron a alguma distância do núcleo no estado fundamental de um átomo de hidrogênio ocorre em r = uma 0 = 0,529 A. Este valor pode ser encontrado da seguinte forma. Probabilidade de encontrar um elétron em algum pequeno volume A V igual a |*P| 2D. Volume AV assumimos tão pequeno que o valor da função de onda pode ser considerado constante dentro deste pequeno volume. Estamos interessados ​​na probabilidade de encontrar um elétron a uma distância G do núcleo em uma fina camada de espessura A G. Como a probabilidade de encontrar um elétron à distância G não depende da direção e a direção específica não nos interessa, então precisamos encontrar a probabilidade de um elétron permanecer em uma camada esférica muito fina de espessura A G. Desde o valor | VF| 2 é fácil de calcular, precisamos

Arroz. 3.3. Dependência de *F 1s da distância. Os valores da função são normalizados para seu valor em em r = O

Arroz. 3.4.Esquema para calcular o volume de uma camada esférica

encontre o volume da camada esférica, que denotamos por A K. É igual à diferença nos volumes de duas bolas com raios G E g + Ar(Fig. 3.4):

Desde um G pouco em comparação com G, então ao calcular o valor (g + Ar) 3 podemos nos limitar aos dois primeiros termos. Então para o volume da camada esférica obtemos

A última expressão pode ser obtida de forma mais simples. Desde um G pouco em comparação com G, então o volume da camada esférica pode ser considerado igual ao produto da área da camada esférica e sua espessura (ver Fig. 3.4). A área da esfera é 4kg 2, e espessura A G. O produto dessas duas quantidades dá a mesma expressão (3.11).

Então a probabilidade C encontrar o elétron nesta camada é igual a

A expressão para *P ls foi retirada do Apêndice 3.1. Se considerarmos o valor de A G constante, então o máximo da função reduzida é observado em G = um 0.

Se você quiser saber qual é a probabilidade C detectar elétrons em volume V, então é necessário integrar a densidade de probabilidade de detecção de um elétron nesta região do espaço de acordo com a expressão (3.6).

Por exemplo, qual é a probabilidade de detectar um elétron em um átomo de hidrogênio em uma região esférica do espaço com centro no núcleo e raio x 0. Então

Aqui o valor d V durante os cálculos foi substituído por 4kg 1 dr. por analogia com (3.11), uma vez que a função de onda depende apenas da distância e portanto não há necessidade de integração em ângulos devido à ausência de dependência angular da função integrável.

Uma ideia qualitativa da distribuição da função de onda no espaço é dada pela imagem dos orbitais atômicos em forma de nuvens, e quanto mais intensa a cor, maior será o valor da função H". O orbital ficará assim isto (Fig. 3.5):

Arroz. 3.5.

Orbital 2p z B a forma de uma nuvem é mostrada na Fig. 3.6.

Arroz. 3.6. Imagem do orbital 2p g de um átomo de hidrogênio na forma de uma nuvem

De maneira semelhante, a distribuição de densidade eletrônica se parecerá com uma nuvem, que pode ser encontrada multiplicando a densidade de probabilidade I"Fj 2 pela carga do elétron. Nesse caso, às vezes se fala em mancha de elétrons. No entanto, isso de forma alguma significa que estamos lidando com a dispersão do elétron pelo espaço - nenhuma dispersão real do elétron pelo espaço ocorre e, portanto, o átomo de hidrogênio não pode ser representado como um núcleo imerso em uma nuvem real de carga negativa.

No entanto, essas imagens na forma de nuvens raramente são usadas e, com muito mais frequência, linhas são usadas para criar uma ideia da dependência angular das funções H". Para fazer isso, calcule os valores do H" funciona em uma esfera desenhada a uma certa distância do núcleo. Em seguida, os valores calculados são plotados nos raios, indicando o sinal das funções Ch" para a seção plana mais informativa para uma determinada função Ch". Por exemplo, o orbital Is é geralmente representado como um círculo (Fig. 3.7).

Arroz.

Na Fig. 3.8 2/> r-orbital é construído em uma esfera de algum raio. Para obter uma imagem espacial, é necessário girar a figura em relação ao eixo z. O índice “z” ao escrever uma função indica a orientação da função ao longo do eixo “z”. Os sinais “+” e “-” correspondem aos sinais das funções H". Os valores da função 2/? z são positivos na região do espaço onde a coordenada ^ é positiva, e negativos em a região onde a coordenada ^ é negativa.

Arroz. 3.8. Forma 2pz-orbitais. Construído em uma esfera de algum raio

A situação é semelhante no caso dos restantes /orbitais. Por exemplo, 2/? O orbital x é orientado ao longo do eixo x e é positivo naquela parte do espaço onde a coordenada x é positiva, e seus valores são negativos onde os valores da coordenada x são negativos (Fig. 3.9).

A imagem das funções de onda indicando o sinal é importante para uma descrição qualitativa da reatividade dos compostos químicos e, portanto, imagens como as mostradas na Fig. 3.9 são encontrados com mais frequência na literatura química.

Consideremos agora os orbitais d (Fig. 3.10). Orbitais dxy, dxz, dyz, pareça equivalente. Sua orientação e sinais são determinados por subscritos: índice xy mostra

Arroz. 3.9. Forma 2px - orbitais. Construído em uma esfera de algum raio

que o orbital está orientado em ângulos de 45° em relação aos eixos x e no e que o sinal da função Y é positivo onde o produto dos índices x e no positivamente.

Arroz. 3.10.

A situação é semelhante com os orbitais ^/ restantes. A imagem dos orbitais ^/ mostrada na Fig. 3.10, é mais frequentemente encontrado na literatura. Pode-se ver que os orbitais d , d x2 _ y2 , d z2 não são equivalentes. Apenas orbitais são equivalentes d , d xz , d yz . Se cinco orbitais ^/ equivalentes forem necessários para descrever a estrutura de uma molécula, então eles podem ser construídos usando combinações lineares de orbitais.

Para entender isso, você precisa conhecer os princípios de construção de invólucros eletrônicos. Os elétrons que circundam os núcleos não são cargas pontuais, mas representam uma espécie de “nuvem” de carga negativa. A área do espaço ocupada pela nuvem de elétrons é chamada de " orbital" Cada orbital é descrito matematicamente função de ondaψ (função psi). O quadrado desta função ψ 2 tem um significado físico: reflete a probabilidade de encontrar uma nuvem de elétrons no volume considerado. Cada elétron corresponde a um determinado nível de energia (quantizado). As funções de onda de cada orbital diferem umas das outras por um conjunto de três números quânticos n, eu E eu.

Número quântico principal n – aceita apenas valores inteiros ( n= 1, 2, 3...) e caracteriza a energia do estado eletrônico.

Número quântico orbital eu – caracteriza a geometria da nuvem de elétrons. Aceita valores eu = 0, 1, 2, 3… (n-1). De acordo com o valor do número muda do número eu distinguir:

é-orbitais ( eu = 0),

p-orbitais ( eu = 1),

d-orbitais ( eu = 2),

f-orbitais ( eu = 3).

Com um valor constante do número quântico principal ( n = const) a mudança no valor está associada a uma ligeira mudança no estado de energia.

Número quântico magnético eu– determina a orientação do orbital no espaço. Assume valores = 0, ±1, ±2,… ± eu. Alterando o valor eu em constante n E eu não está associado a uma mudança no nível de energia do orbital.

Junto com esses três números quânticos n, eu E eu existe um chamado número quântico de rotação eu S, que corresponde a duas direções possíveis de orientação do próprio momento magnético do elétron. O número quântico magnético assume os valores eu S = +1/2 e –1/2.

O preenchimento dos orbitais ocorre de acordo com o princípio de Pauli 3, segundo o qual um átomo não pode ter dois elétrons com conjunto idêntico de números quânticos. Isto é, em um átomo apenas os elétrons que diferem em pelo menos um número quântico podem coexistir. Levando em consideração o princípio de Pauli, o número máximo de elétrons na camada ( n= const) é igual a 2 n 2 (ver Tabela 1).

tabela 1

Preenchendo orbitais de elétrons de acordo com o princípio de Pauli

Números quânticos

Sobre conchas

K

eu

M

O significado dos números quânticos

n

eu

eu

eu é

Número de elétrons

1. Orbitais moleculares (mo)

A formação de uma ligação química covalente ocorre pela sobreposição de orbitais de elétrons. Existem dois tipos principais de sobreposição:

- ligação σ– sobreposição de orbitais atômicos no eixo que conecta ambos os núcleos

s s p p

- ligação π – sobreposição de orbitais cujos eixos são paralelos

pp

Quando uma ligação química é formada, os elétrons dos átomos que anteriormente ocupavam os orbitais atômicos (AO) passam para novos orbitais moleculares (MO). Matematicamente, um orbital molecular é descrito por uma nova função de onda, que é uma combinação linear das funções de onda dos orbitais atômicos:

ψs = a 1.ψ 1 + a 2. ψ2

Quando os orbitais atômicos (AO) se sobrepõem, aparece o mesmo número de orbitais moleculares (MO). Numa ligação localizada, dois orbitais atômicos se sobrepõem, resultando em dois orbitais moleculares. Um dos MOs tem energia inferior à energia do AO original ( conectando orbital), e o outro MO tem energia superior à energia do AO ( antiligante ou afrouxando orbital):

Educação S– comunicações

S* – orbital antiligante

- - - - - - - - - - -

- - - - - - - - - - - - - - σ S– orbital de ligação

Educaçãoπ R– comunicações

- - - - - - - - - - - - - - - π R z * – orbital antiligante

-- - - - - - - -

p z p z - - - - - - - - - - - - - - - - - π R z – orbital de ligação

Para os elementos dos três primeiros períodos, os níveis de energia do MO são geralmente preenchidos na seguinte sequência:

σ 1s < σ 1s * < σ 2s < σ 2s * < σ 2 pixels < π 2py = π 2 unidades < π 2py * = π 2 unidades * < σ 2 pixels * < …

Como exemplo, de acordo com esta sequência, vamos preencher as “prateleiras” de energia das moléculas MO de nitrogênio N2 e monóxido de carbono CO:

Uma molécula de nitrogênio consiste em dois átomos de nitrogênio:

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

7 elétrons 7 elétrons 14 elétrons

Uma molécula de monóxido de carbono consiste em um átomo de carbono e um átomo de oxigênio

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

6 elétrons 8 elétrons 14 elétrons

Os orbitais moleculares de N 2 e CO contêm 14 elétrons cada. Como pode ser visto nos diagramas acima, o conteúdo dos colchetes (MO) para essas moléculas é idêntico. Compostos deste tipo com a mesma estrutura MO são chamados compostos com estrutura isoeletrônica. Tais compostos têm propriedades físicas bastante semelhantes (ver Tabela 2).

mesa 2

Propriedades físicas do nitrogênio N 2 e monóxido de carbono CO

Ordem de comunicação consideramos igual à meia diferença entre o número de elétrons localizados nos orbitais de ligação e o número de elétrons localizados nos orbitais anti-ligantes:

n = ½ . (N Santo. – N resolução )

Onde: n – ordem de comunicação,

N Santo. – número de elétrons em orbitais de ligação

N resolução – o número de elétrons localizados em orbitais antiligantes.

Com base na construção dos orbitais moleculares da molécula de CO, descobrimos que a ordem de ligação entre os átomos de C e O é n= 3, que foi assumido teoria do octeto(Ver Seção 1.1).

Os critérios experimentais para ordem de títulos são:

Energia de comunicação,

Comprimento do link,

Parâmetros de espectro IR (constante de potência).

Tópico 6 Configurações eletrônicas de átomos de elementos químicos.

1. O conceito de orbitais. é-, R- E d-orbitais.

2. Configurações eletrônicas de átomos de elementos químicos.

O conceito de orbitais. Orbitais s-, p- e d

Um átomo é uma partícula eletricamente neutra que consiste em um núcleo carregado positivamente e elétrons carregados negativamente.

Os elétrons estão localizados ao redor do núcleo em níveis de energia, cujo número é igual ao número do período.

Um orbital atômico é uma imagem geométrica que corresponde ao volume do espaço ao redor do núcleo atômico, o que corresponde a 90% de probabilidade de encontrar um elétron neste volume (como partícula) e ao mesmo tempo aos 90% de densidade de carga de o elétron (como uma onda).

Um exame cuidadoso dos espectros atômicos mostra que as linhas “grossas” causadas pelas transições entre níveis de energia são, na verdade, divididas em linhas mais finas. Isso significa que as camadas eletrônicas estão, na verdade, divididas em subcamadas. As subcamadas eletrônicas são designadas pelos tipos de linhas que lhes correspondem nos espectros atômicos:

é-subshell é nomeado por seu “afiado” é-linhas – afiado;
p-subshell tem o nome do “principal” p-linhas – diretor;
d-subshell tem o nome de “difuso” d-linhas – difuso;
f-subshell tem o nome do “fundamental” f-linhas – fundamental.

Níveis de energia, subníveis e orbitais de um átomo multielétron

Nível de energia n	Subnível de energia	Designação orbital	Número de orbitais n	Número de elétrons 2n
eu	tipo de orbital
		é	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

O princípio de Pauli: um átomo não pode ter dois elétrons em estados idênticos.

De acordo com o princípio de Pauli, pode-se argumentar que cada elétron em um átomo é exclusivamente caracterizado por seu próprio conjunto de quatro números quânticos - o principal n, orbitais eu, magnético eu e girar.

A população de níveis de energia, subníveis e orbitais atômicos por elétrons está sujeita à seguinte regra (princípio da energia mínima): no estado não excitado, todos os elétrons têm a energia mais baixa.

Isso significa que cada um dos elétrons que preenchem a camada de um átomo ocupa um orbital tal que o átomo como um todo tem uma energia mínima. O aumento quântico consistente na energia dos subníveis ocorre na seguinte ordem:

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

O preenchimento dos orbitais atômicos dentro de um subnível de energia ocorre de acordo com a regra formulada pelo físico alemão F. Hund (1927).

Regra de Hund: orbitais atômicos pertencentes ao mesmo subnível são preenchidos primeiro com um elétron e depois com segundos elétrons.

A regra de Hund também é chamada de princípio da multiplicidade máxima, ou seja, a direção paralela máxima possível dos spins dos elétrons de um subnível de energia.

Um átomo livre não pode ter mais do que oito elétrons em seu nível de energia mais alto.

Os elétrons localizados no nível de energia mais alto de um átomo (na camada externa de elétrons) são chamados externo; O número de elétrons externos em um átomo de qualquer elemento nunca é superior a oito. Para muitos elementos, é o número de elétrons externos (com subníveis internos preenchidos) que determina em grande parte suas propriedades químicas. Para outros elétrons cujos átomos têm um subnível interno vazio, por exemplo 3 d- subnível de átomos de elementos como Sc, Ti, Cr, Mn, etc., as propriedades químicas dependem do número de elétrons internos e externos. Todos esses elétrons são chamados valência; nas fórmulas eletrônicas abreviadas dos átomos são escritas após o símbolo do esqueleto atômico, ou seja, após a expressão entre colchetes.