Os orbitais existem independentemente de um elétron estar neles (orbitais ocupados) ou ausente (orbitais vagos). O átomo de cada elemento, começando com o hidrogênio e terminando com o último elemento obtido até o momento, tem um conjunto completo de todos os orbitais em todos os níveis eletrônicos. Seu preenchimento com elétrons ocorre à medida que o número de série, ou seja, a carga do núcleo, aumenta.

s- Os orbitais, como mostrado acima, têm uma forma esférica e, portanto, a mesma densidade eletrônica na direção de cada eixo de coordenadas tridimensionais:

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

Na química moderna, um orbital é um conceito definidor que 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 estes são os elétrons do último nível.

O átomo de carbono em seu estado inicial no segundo (último) nível eletrônico tem dois elétrons por s-orbitais (marcados em azul) e um elétron por dois R-orbitais (marcados em vermelho e amarelo), o terceiro orbital - pz-vago:

Hibridação.

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

Toda a estrutura aparece como se estivesse 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, respectivamente, 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 de carbono híbridos alongados com orbitais de hidrogênio esféricos. Cada orbital contém um elétron, como resultado da sobreposição, cada par de elétrons começa a se mover ao longo do orbital molecular combinado.

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. a figura abaixo) a densidade eletrônica máxima está localizada ao longo da linha que liga os dois átomos. Essa ligação é chamada de ligação s.

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

Assim, a estrutura da molécula de metano é determinada pela geometria dos orbitais híbridos de 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, uma ligação C-C é formada:

A geometria da molécula de etano se assemelha ao metano, os ângulos de ligação são de 109°, o 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, porém, um s-orbital e apenas dois R-orbitais ( px e RU), o terceiro orbital é pz, dirigido ao longo do eixo z, não participa da formação de híbridos. Dos três orbitais iniciais surgem três orbitais híbridos, que estão localizados no mesmo plano, formando uma estrela de três feixes, 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 pz, que não participaram da hibridização, se sobrepõem mutuamente, sua geometria é tal que a sobreposição ocorre não ao longo da linha de ligação C-C, mas acima e abaixo dela. Como resultado, formam-se duas regiões com densidade eletrônica aumentada, onde são colocados dois elétrons (marcados em azul e vermelho), participando da formação dessa ligação. Assim, forma-se um orbital molecular, constituído por duas regiões separadas no espaço. Uma ligação na qual a densidade eletrônica máxima está localizada fora da linha que conecta dois átomos é chamada de ligação p:

A segunda linha de valência na designação de uma ligação dupla, que tem sido amplamente utilizada para representar compostos insaturados por mais de um século, no sentido moderno, implica a presença de duas regiões com densidade eletrônica aumentada localizadas em lados opostos da linha de ligação C-C .

A estrutura da molécula de etileno é dada pela geometria dos orbitais híbridos, o ângulo de ligação H-C-H é de 120°:

Na formação do acetileno, um s-orbital e um px-orbital (orbital py e pz, não estão envolvidos na formação de híbridos). Os dois orbitais híbridos resultantes estão localizados na mesma linha, ao longo do eixo X:

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

Dois pares de orbitais restantes py e pz 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 uau. Como resultado, duas ligações p são formadas, envolvendo uma ligação s simples C-C:

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

No benzeno, a espinha dorsal da molécula é montada a partir de átomos de carbono que possuem orbitais híbridos compostos por um s- e dois R-orbitais dispostos na forma de uma estrela de três raios (como o etileno), R-orbitais não envolvidos na hibridização são mostrados como translúcidos:

Vacâncias, ou seja, orbitais 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 com escândio. Quatro d-orbitais têm a forma de quatrefoils volumosos, às vezes chamados de "folha de trevo", eles diferem apenas na orientação no espaço, o quinto d-orbital é uma figura tridimensional oito enfiada em um anel:

d Os orbitais podem formar híbridos com s- e p- orbitais. Opções d-orbitais são geralmente usados ​​na análise da estrutura e propriedades espectrais em 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 estão orientados no espaço de maneiras diferentes:

f-Os orbitais são muito raramente usados ​​quando se discute as propriedades de vários compostos, pois os elétrons localizados neles praticamente não participam de transformações químicas.

Perspectivas.

O oitavo nível eletrônico contém nove g-orbitais. Elementos contendo elétrons nestes orbitais devem aparecer no oitavo período, enquanto não estiverem disponíveis (o elemento nº 118, último elemento do sétimo período do Sistema Periódico, deverá ser obtido em um futuro próximo, sua síntese é realizada no Instituto Conjunto de Pesquisa Nuclear em Dubna).

A forma g-orbitais, calculados pelos métodos da química quântica, é ainda mais complexo do que o de f-orbitais, a região da localização mais provável do elétron neste caso parece muito bizarra. Abaixo está a aparência de um dos nove orbitais:

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

Mikhail Levitsky

Sistemas. Neste caso, o orbital é determinado pela equação de Schrödinger de um elétron com o hamiltoniano efetivo de um elétron; energia orbital é geralmente correlacionada com (ver ). Dependendo do sistema, para um corte o orbital é definido, distinguindo os orbitais atômicos, moleculares e cristalinos.

Os orbitais atômicos (OA) são caracterizados por três números quânticos: n principal, orbital / e magnético w. O valor l = 0, 1, 2,... especifica o quadrado do momento orbital (angular) (constante de Planck), o valor m = l,l - 1,..., +1, 0, - 1 ,..., - l + 1, - l-projeção do momento em algum eixo z escolhido; n numera as energias orbitais. Os estados com um dado / são numerados pelos números n = l + 1, l + 2,... sistema de coordenadas centrado no núcleo AO tem a forma , onde e-ângulos polares, distância r do núcleo. Rnl (r) a parte radial da AO (função radial), a Y lm (q, j)-esférica. harmônica. Ao girar o sistema de coordenadas esférico. o harmônico é substituído por uma combinação linear de harmônicos com o mesmo valor de l; a parte radial do AO não muda durante as voltas e a energia correspondente a este AO. o nível é (21 + 1) vezes degenerado. Normalmente - um indicador do expoente orbital e Р pl - um polinômio de grau (n - l - 1). Em notação abreviada, AO é descrito pelo símbolo nl m, e n é denotado pelos números 1, 2, 3,..., os valores de l = 0, 1, 2, 3, 4, ... correspondem às letras s, p, d, f, g ,...; m indicam no canto inferior direito, por exemplo 2p +1 , 3d -2 .

Mais convenientes são AO contendo esféricos não complexos. harmônicos, e suas combinações lineares tendo . valores. Esses AOs são chamados cúbico (tessérico). Eles têm a forma , onde (x, y, z) é um polinômio homogêneo (função angular) de grau l em relação às coordenadas cartesianas x, y, z centradas no núcleo (a direção dos eixos é arbitrária); AO é denotado por símbolos , por exemplo.

Se o polinômio P nl (r) é determinado pela solução da equação de Schrödinger para no campo de Coulomb do núcleo, AO é chamado. semelhante ao hidrogênio. Naib. cubos do tipo hidrogênio comumente usados. AO são mostrados na tabela.

ORBITAIS SEMELHANTES A HIDROGÊNIO s. p, d, f-TIPOS

Em química. aplicações muitas vezes levam a contornos AO, to-rye m. b. construído de forma diferente. Naib. chamados comuns. superfícies de fase, nas quais os valores cúbicos são representados. harmônicos (ou esféricos): em determinados ângulos polares, o módulo da parte angular do AO é igual à distância até a origem. Na fig. 1 mostra outro pov-sti, to-ryh abs mais ilustrativo. os valores de alguns AO têm um valor constante. Ambos os métodos de imagem AR são praticamente os mesmos apenas perto da origem das coordenadas. Em todos os casos, os sinais + e - (ou sombreado) indicam qual sinal o AO possui na área determinada. Como todas as funções de onda, AO pode ser multiplicado por -1, o que mudarásinal de função, no entanto, não são os sinais de AO que têm significado em si mesmos,e a alternância de sinalização para o sistema AO na descrição do píer. orbitais. Gráfico a imagem AO nem sempre faz sentido. Assim, os quadrados dos módulos são esféricos. os harmônicos não dependem do ângulo , então a imagem de, por exemplo, AO 2p x e 2p y será completamente diferente da imagem de AO 2p + e 2p -, embora ambas AO sejam completamente equivalentes.

orbitais moleculares(MO) descreva no campo de todos os núcleos e o campo médio do resto. Via de regra, os MOs não possuem um analito simples. representações e são usados ​​para eles (ver). Nos métodos que eles dizem. orbitais função de onda multielétron é construída como um produto ou determinante, composto de orbitais de spin, ou seja, orbitais multiplicados pela função de spin ou (ver ).

onde 0 = 0,372, b = 0,602, é o orbital atômico 2p z С i (i=1, 2, 3, 4). O orbital 1 tem um plano nodal (xy), o orbital 2 tem um complemento. plano nodal perpendicular a este plano e passando entre

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

Até agora, cinco tipos de orbitais foram descritos: s, p, d, f e g.
Os nomes dos três primeiros foram formados historicamente, então o princípio alfabético foi escolhido. As formas orbitais são calculadas por métodos de química quântica.

Orbitais s - têm uma forma esférica e a mesma densidade eletrônica na direção de cada eixo de coordenadas tridimensionais
s-orbital - esfera orbital

Cada orbital p está localizado ao longo de um dos três eixos mutuamente perpendiculares, de acordo com isso, em nome do orbital p, o eixo ao longo do qual sua densidade eletrônica máxima está localizada é indicado usando o índice correspondente:
orbital p - orbital haltere

d-orbital - orbital de forma complexa

Energia dos níveis eletrônicos

Números quânticos de elétrons

O estado de cada elétron em um átomo é geralmente descrito usando quatro números quânticos:

n - nível de energia do elétron (afastamento do nível do núcleo)
l - em que tipo de orbital ele se move (s,p,d...)
m- magnético (em qual de p (de três possíveis), d (de 5 possíveis), etc.
s - spin (movimento do elétron em torno de seu próprio eixo).

Princípios de Preenchimento Orbital

1. Não pode haver dois elétrons em um átomo, para o qual os valores de todos os números quânticos (n, l, m, s) seriam os mesmos, ou seja, Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons (com spins opostos) (princípio de Pauli).

2. No estado fundamental, cada elétron está localizado de forma que sua energia seja mínima.
A energia dos orbitais aumenta na série:
1S< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.
Não há necessidade de memorizar esta sequência. Pode ser extraído da tabela periódica de D.I. Mendeleev

3. Os elétrons preferem se estabelecer em orbitais de mesma energia (por exemplo, em três orbitais p), primeiro um a um, e somente quando já houver um elétron em cada um desses orbitais, começa o preenchimento desses orbitais com segundos elétrons . Quando um orbital é preenchido por dois elétrons, esses elétrons são chamados de emparelhado .(Regra de Hund)

A fórmula eletrônica completa do elemento

Um registro que reflete a distribuição de elétrons em um átomo de um elemento químico em níveis e subníveis de energia é chamado de configuração eletrônica desse átomo. No estado fundamental (não excitado) de um átomo, todos os elétrons satisfazem o princípio da energia mínima. Isso significa que os subníveis são preenchidos primeiro, para os quais:

1. O número n é mínimo
2. Dentro do nível, o subnível s é preenchido primeiro, depois p- e só então d- (l é mínimo)
3. Um subnível contém o maior número de elétrons desemparelhados.
4. Ao preencher orbitais atômicos eletrônicos, o princípio de Pauli é cumprido. Sua consequência é que o nível de energia com número n não pode ter mais do que 2n2 elétrons localizados em n2 subníveis.

A fórmula eletrônica do elemento com o número de série 7 (este é o elemento nitrogênio, que tem o símbolo “N”) é assim.

Configuração eletronica um átomo é uma representação numérica de seus orbitais de elétrons. Orbitais de elétrons são regiões de várias formas localizadas ao redor do núcleo atômico, nas quais é matematicamente provável que um elétron seja encontrado. A configuração eletrônica ajuda a informar rápida e facilmente ao leitor quantos orbitais de elétrons um átomo possui, bem como a determinar o número de elétrons em cada orbital. Depois de ler este artigo, você dominará o método de compilação de configurações eletrônicas.

Passos

Distribuição de elétrons usando o sistema periódico de D. I. Mendeleev

Encontre o número atômico do seu átomo. Cada átomo tem um certo número de elétrons associados a ele. Encontre o símbolo do seu átomo na tabela periódica. O número atômico é um número inteiro positivo começando em 1 (para hidrogênio) e aumentando em um para cada átomo subsequente. O número atômico é o número de prótons em um átomo e, portanto, é também o número de elétrons em um átomo com carga zero.

Determine a carga de um átomo.Átomos neutros terão o mesmo número de elétrons mostrado na tabela periódica. No entanto, átomos carregados terão mais ou menos elétrons, dependendo da magnitude de sua carga. Se você estiver trabalhando com um átomo carregado, adicione ou subtraia elétrons da seguinte forma: adicione um elétron para cada carga negativa e subtraia um para cada carga positiva.

• Por exemplo, um átomo de sódio com uma carga de -1 terá um elétron extra além do que, além do mais ao seu número atômico básico de 11. Em outras palavras, um átomo terá 12 elétrons no total.
• Se estamos falando de um átomo de sódio com carga de +1, um elétron deve ser subtraído do número atômico de base 11. Então o átomo terá 10 elétrons.

1. Memorize a lista básica de orbitais.À medida que o número de elétrons aumenta em um átomo, eles preenchem os vários subníveis da camada eletrônica do átomo de acordo com uma determinada sequência. Cada subnível da camada eletrônica, quando preenchido, contém um número par de elétrons. Existem os seguintes subníveis:

   Compreender o registro eletrônico de configuração. As configurações eletrônicas são anotadas para refletir claramente o número de elétrons em cada orbital. Orbitais são escritos sequencialmente, com o número de átomos em cada orbital escrito como um sobrescrito à direita do nome do orbital. A configuração eletrônica completa tem a forma de uma sequência de designações de subníveis e sobrescritos.

   • Aqui, por exemplo, está a configuração eletrônica mais simples: 1s 2 2s 2 2p 6 . Essa configuração mostra que há dois elétrons no subnível 1s, dois elétrons no subnível 2s e seis elétrons no subnível 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elétrons no total. Esta é a configuração eletrônica do átomo de néon neutro (o número atômico do néon é 10).

2. Lembre-se da ordem dos orbitais. Tenha em mente que os orbitais de elétrons são numerados em ordem crescente de número de camadas eletrônicas, mas organizados em ordem crescente de energia. Por exemplo, um orbital 4s 2 preenchido tem menos energia (ou menos mobilidade) do que um 3d 10 parcialmente preenchido ou preenchido, então o orbital 4s é escrito primeiro. Depois de conhecer a ordem dos orbitais, você pode preenchê-los facilmente de acordo com o número de elétrons no átomo. A ordem em que os orbitais são preenchidos é a seguinte: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • A configuração eletrônica de um átomo em que todos os orbitais estão preenchidos terá a seguinte forma: 10 7p 6
   • Observe que a notação acima, quando todas as órbitas estão preenchidas, é a configuração eletrônica do elemento Uuo (ununoctium) 118, o átomo de maior número na Tabela Periódica. Portanto, esta configuração eletrônica contém todos os subníveis eletrônicos atualmente conhecidos de um átomo com carga neutra.

3. Preencha os orbitais de acordo com o número de elétrons em seu átomo. Por exemplo, se quisermos escrever a configuração eletrônica de um átomo de cálcio neutro, devemos começar procurando seu número atômico na tabela periódica. Seu número atômico é 20, então escreveremos a configuração de um átomo com 20 elétrons de acordo com a ordem acima.

   • Preencha os orbitais na ordem acima até chegar ao vigésimo elétron. O primeiro orbital 1s terá dois elétrons, o orbital 2s também terá dois, o orbital 2p terá seis, o orbital 3s terá dois, o orbital 3p terá 6 e o ​​orbital 4s terá 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Em outras palavras, a configuração eletrônica do cálcio tem a forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Observe que os orbitais estão em ordem crescente de energia. Por exemplo, quando você estiver pronto para passar para o 4º nível de energia, primeiro anote o orbital 4s e então 3d. Após o quarto nível de energia, você passa para o quinto, onde a mesma ordem é repetida. Isso acontece somente após o terceiro nível de energia.

4. Use a tabela periódica como uma dica visual. Você provavelmente já notou que a forma da tabela periódica corresponde à ordem dos subníveis eletrônicos nas configurações eletrônicas. Por exemplo, os átomos na segunda coluna da esquerda sempre terminam em "s 2 ", enquanto os átomos na borda direita da seção fina do meio sempre terminam em "d 10 ", e assim por diante. Use a tabela periódica como um guia visual para escrever configurações - pois a ordem em que você adiciona os orbitais corresponde à sua posição na tabela. Veja abaixo:

   • Em particular, as duas colunas mais à esquerda contêm átomos cujas configurações eletrônicas terminam em orbitais s, o bloco direito da tabela contém átomos cujas configurações terminam em orbitais p e na parte inferior dos átomos terminam em orbitais f.
   • Por exemplo, quando você anotar a configuração eletrônica do cloro, pense assim: "Este átomo está localizado na terceira linha (ou "período") da tabela periódica. Ele também está localizado no quinto grupo do bloco orbital p da tabela periódica. Portanto, sua configuração eletrônica terminará em. ..3p 5
   • Observe que os elementos nas regiões dos orbitais d e f da tabela possuem níveis de energia que não correspondem ao período em que estão localizados. Por exemplo, a primeira linha de um bloco de elementos com orbitais d corresponde aos orbitais 3d, embora esteja localizado no 4º período, e a primeira linha de elementos com orbitais f corresponde ao orbital 4f, apesar de ser está localizado no 6º período.

5. Aprenda as abreviações para escrever configurações eletrônicas longas. Os átomos do lado direito da tabela periódica são chamados gases nobres. Esses elementos são quimicamente muito estáveis. Para encurtar o processo de escrever configurações eletrônicas longas, simplesmente escreva entre colchetes o símbolo químico do gás nobre mais próximo com menos elétrons que o seu átomo e continue a escrever a configuração eletrônica dos níveis orbitais subsequentes. Veja abaixo:

   • Para entender esse conceito, será útil escrever uma configuração de exemplo. Vamos escrever a configuração do zinco (número atômico 30) usando a abreviação de gás nobre. A configuração completa do zinco é assim: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . No entanto, vemos que 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 é a configuração eletrônica do argônio, um gás nobre. Basta substituir a parte de configuração eletrônica do zinco pelo símbolo químico do argônio entre colchetes (.)
   • Assim, a configuração eletrônica do zinco, escrita de forma abreviada, é: 4s 2 3d 10 .
   • Observe que se você estiver escrevendo a configuração eletrônica de um gás nobre, digamos argônio, você não poderá escrever! Deve-se usar a abreviatura do gás nobre na frente deste elemento; para argônio será neon ().

   Usando a Tabela Periódica ADOMAH

   1. Domine a tabela periódica ADOMAH. Este método de registro da configuração eletrônica não requer memorização, porém requer uma tabela periódica modificada, pois na tabela periódica tradicional, a partir do quarto período, o número do período não corresponde à camada eletrônica. Encontre a tabela periódica ADOMAH, um tipo especial de tabela periódica projetada pelo cientista Valery Zimmerman. É fácil de encontrar com uma pequena pesquisa na internet.

      • Na tabela periódica ADOMAH, as linhas horizontais representam grupos de elementos como halogênios, gases nobres, metais alcalinos, metais alcalino-terrosos, etc. As colunas verticais correspondem aos níveis eletrônicos, e as chamadas "cascatas" (linhas diagonais que conectam os blocos s, p, d e f) correspondem aos períodos.
      • O hélio é movido para o hidrogênio, uma vez que ambos os elementos são caracterizados por um orbital 1s. Os blocos de período (s,p,d ef) são mostrados no lado direito e os números de nível são fornecidos na parte inferior. Os elementos são representados em caixas numeradas de 1 a 120. Esses números são os números atômicos usuais, que representam o número total de elétrons em um átomo neutro.

   2. Encontre seu átomo na tabela ADOMAH. Para anotar a configuração eletrônica de um elemento, encontre seu símbolo na tabela periódica ADOMAH e risque todos os elementos com número atômico mais alto. Por exemplo, se você precisar anotar a configuração eletrônica do érbio (68), risque todos os elementos de 69 a 120.

      • Preste atenção aos números de 1 a 8 na base da tabela. Estes são os números de nível eletrônico, ou números de coluna. Ignore as colunas que contêm apenas itens riscados. Para o érbio, as colunas com os números 1,2,3,4,5 e 6 permanecem.

   3. Conte os subníveis orbitais até o seu elemento. Observando os símbolos de bloco mostrados à direita da tabela (s, p, d e f) e os números das colunas mostrados na parte inferior, ignore as linhas diagonais entre os blocos e divida as colunas em colunas de blocos, listando-as em ordem de baixo para cima. E, novamente, ignore os blocos em que todos os elementos estão riscados. Escreva os blocos de coluna começando pelo número da coluna seguido pelo símbolo do bloco, assim: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (para érbio).

      • Observe: A configuração eletrônica Er acima é escrita em ordem crescente do número do subnível eletrônico. Também pode ser escrito na ordem em que os orbitais são preenchidos. Para fazer isso, siga as cascatas de baixo para cima, não colunas, ao escrever blocos de colunas: 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. Conte os elétrons para cada subnível eletrônico. Conte os elementos em cada bloco de coluna que não foram riscados anexando um elétron de cada elemento e escreva seu número próximo ao símbolo de bloco para cada bloco de coluna da seguinte forma: 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 . Em nosso exemplo, esta é a configuração eletrônica do érbio.

   5. Esteja ciente de configurações eletrônicas incorretas. Existem dezoito exceções típicas relacionadas às configurações eletrônicas de átomos no estado de energia mais baixo, também chamado de estado de energia fundamental. Eles não obedecem à regra geral apenas nas duas ou três últimas posições ocupadas pelos elétrons. Neste caso, a configuração eletrônica real assume que os elétrons estão em um estado de menor energia em comparação com a configuração padrão do átomo. Os átomos de exceção incluem:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); Lá(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); D'us(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); CA(..., 6d1, 7s2); º(..., 6d2, 7s2); Pai(..., 5f2, 6d1, 7s2); você(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) e cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Para encontrar o número atômico de um átomo quando escrito em formato eletrônico, basta somar todos os números que seguem as letras (s, p, d e f). Isso só funciona para átomos neutros, se você estiver lidando com um íon, nada funcionará - você terá que adicionar ou subtrair o número de elétrons extras ou perdidos.
      • O número que segue a letra é um sobrescrito, não se engane no controle.
      • O subnível "estabilidade de um meio preenchido" não existe. Isso é uma simplificação. Qualquer estabilidade que pertença a subníveis "meio cheios" se deve ao fato de que cada orbital é ocupado por um elétron, de modo que a repulsão entre os elétrons é minimizada.
      • Cada átomo tende a um estado estável, e as configurações mais estáveis ​​preencheram os subníveis s e p (s2 e p6). Os gases nobres têm essa configuração, portanto raramente reagem e estão localizados à direita na tabela periódica. Portanto, se uma configuração termina em 3p 4 , ela precisa de dois elétrons para atingir um estado estável (é preciso mais energia para perder seis, incluindo elétrons de nível s, então quatro é mais fácil de perder). E se a configuração termina em 4d 3 , então precisa perder três elétrons para atingir um estado estável. Além disso, subníveis semipreenchidos (s1, p3, d5..) são mais estáveis ​​que, por exemplo, p4 ou p2; entretanto, s2 e p6 serão ainda mais estáveis.
      • Quando você está lidando com um íon, isso significa que o número de prótons não é o mesmo que o número de elétrons. A carga do átomo neste caso será mostrada no canto superior direito (geralmente) do símbolo químico. Portanto, um átomo de antimônio com carga +2 tem a configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Observe que 5p 3 mudou para 5p 1 . Tenha cuidado quando a configuração de um átomo neutro termina em subníveis diferentes de s e p. Quando você pega elétrons, você só pode tirá-los de orbitais de valência (orbitais s e p). Portanto, se a configuração terminar com 4s 2 3d 7 e o átomo receber carga +2, então a configuração terminará com 4s 0 3d 7 . Observe que 3d 7 não mudanças, em vez disso, os elétrons do orbital s são perdidos.
      • Existem condições em que um elétron é forçado a "passar para um nível de energia mais alto". Quando um subnível carece de um elétron para ser meio ou cheio, pegue um elétron do subnível s ou p mais próximo e mova-o para o subnível que precisa de um elétron.
      • Existem duas opções para escrever uma configuração eletrônica. Eles podem ser escritos em ordem crescente do número de níveis de energia ou na ordem em que os orbitais de elétrons são preenchidos, como foi mostrado acima para o érbio.
      • Você também pode escrever a configuração eletrônica de um elemento escrevendo apenas a configuração de valência, que é o último subnível s e p. Assim, a configuração de valência do antimônio será 5s 2 5p 3 .
      • Os íons não são iguais. É muito mais difícil com eles. Pule dois níveis e siga o mesmo padrão dependendo de onde você começou e quão alto é o número de elétrons.

Após a conclusão da descrição formal do movimento da mecânica quântica, ficou claro que no espaço atômico cada objeto tem uma característica como um orbital atômico.

orbital atômico(AO) - a região do espaço ao redor do núcleo de um átomo, na qual, de acordo com as leis da mecânica quântica, é mais provável que um elétron com uma determinada energia esteja localizado.

O estado de energia de um elétron é descrito por uma função de três inteiro parâmetros n) I, m 1U que são chamados Números quânticos. Para certos valores de números quânticos, é possível obter características da região onde um elétron pode estar localizado.

Os números quânticos têm o seguinte significado físico:

• n é o número quântico principal, caracteriza o nível de energia e o tamanho do orbital;
• / - número quântico orbital, caracteriza o subnível de energia e a forma do orbital;
• m ( - número quântico magnético, leva em conta a influência do campo magnético externo no estado de energia do elétron.

Número quântico principal né natural e corresponde aos números de períodos na tabela de D. I. Mendeleev (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7). O número quântico principal determina a fração principal da energia de um elétron em um determinado orbital. Esse número quântico também é chamado número do nível de energia. O mais P, maior o tamanho do orbital.

Átomos nos quais os elétrons estão em orbitais com um grande valor n(n> 8) são chamados átomos de Rydberg. Os primeiros dados experimentais sobre átomos de Rydberg em radioastronomia foram obtidos em 1964 pela equipe da FIAP (RS Sorochenko et al.) em um radiotelescópio de espelho de 22 metros. Quando o telescópio estava focado na Nebulosa Ômega, uma linha de radiação com comprimento de onda X= 3,4 cm. Este comprimento de onda corresponde à transição entre os estados de Rydberg n = 90 e n = 91 no espectro do átomo de hidrogênio. Hoje, os átomos de Rydberg foram obtidos em laboratório com P~ 600! Estes são objetos quase macroscópicos com um tamanho de cerca de 0,1 mm e uma vida útil de ~ 1 s. O estudo dos estados dos átomos de Rydberg acabou sendo útil no trabalho de criação de computadores quânticos.

Nesse caso, um aumento no tamanho não altera a forma do orbital. O mais p y quanto maior a energia do elétron. Os elétrons com o mesmo valor do número quântico principal estão no mesmo nível de energia. Número P nível de energia indica o número de subníveis que compõem este nível.

Número quântico orbital I pode tomar valores / = 0, 1,2,... até (P- 1), ou seja para um dado número quântico principal P número quântico orbital / pode levar P valores. O número quântico orbital determina a forma geométrica dos orbitais e determina o momento angular orbital (momentum) do elétron, ou seja, a contribuição de um dado subnível para a energia total do elétron. Além dos valores numéricos, o número quântico orbital / também possui uma designação de letra:

Formulários 5-, p-, (1-,/-orbitais são mostrados na fig. 1.1. Os sinais nos elementos geométricos dos orbitais não são sinais de carga, mas referem-se aos valores da função de onda y para esses elementos. Uma vez que o cálculo da probabilidade é considerado | n/| 2 é o quadrado do módulo de magnitude, então as regiões dos orbitais da função de onda y com os sinais "+" e "-" tornam-se equivalentes.

Arroz. 1.1.

A forma complexa da maioria dos orbitais se deve ao fato de que a função de onda de um elétron em coordenadas polares tem dois componentes - radial e angular. Nesse caso, a probabilidade de encontrar um elétron em um determinado ponto depende tanto de sua distância do núcleo quanto da direção no espaço do vetor que liga o núcleo a esse ponto. Essas funções dependem tanto de / (para orbitais 5 e p) quanto de t 1 (para c1- e /-orbitais).

Por exemplo, o contorno (contorno externo) de todos os 5 orbitais é uma esfera. Mas acontece que a probabilidade de encontrar um elétron dentro dessa esfera não é uniforme, mas depende diretamente da distância do orbital dado ao núcleo. Na fig. 1.2 mostra a estrutura interna dos orbitais 15 e 25. Como segue na figura, o orbital 25 é semelhante a uma "cebola de duas camadas" com conchas internas localizadas a uma distância de 1 e 4 raios orbitais de Bohr. Como regra, em química, o fato da complexidade da estrutura interna dos orbitais não desempenha um papel significativo e não é considerado neste curso.

Arroz. 1.2. A distribuição da probabilidade de encontrar um elétron em um átomo de hidrogênio nos estadosée2 segundos. G (\u003d 5,29 * 10 11 m - raio da primeira órbita de Bohr

Fonte: wvw.college.ru/enportal/physics/content/chapter9/section/paragraph3/theory.html

Número quântico magnético orbital m t pode levar valores de -/ a +/, incluindo zero. Este número quântico determina orientação do orbital no espaço sob a influência de um campo magnético externo e caracteriza a mudança na energia de um elétron localizado neste orbital sob a influência de um campo magnético externo. Número de orbitais com um determinado valor t 1é (2/ + 1).

Três números quânticos considerados P, /, t ( são uma consequência da resolução da equação de onda de Schrödinger e permitem determinar a energia de um elétron através da descrição de suas propriedades de onda. Ao mesmo tempo, a natureza dual da natureza das partículas elementares, seu dualismo de onda corpuscular na descrição do estado de energia do elétron não foi levado em consideração.

Número quântico magnético próprio do elétron m s (spin). Quão uma consequência das propriedades corpusculares do elétron, outro número desempenha um papel na descrição de seu estado de energia - próprio número quântico m s do elétron (spin). Esse número quântico caracteriza não o orbital, mas a propriedade do próprio elétron, localizado nesse orbital.

Spin (do inglês, rodar- girar [-sya], rotação) - o momento angular intrínseco das partículas elementares, que tem natureza quântica e não está associado ao movimento da partícula como um todo. A analogia frequentemente usada para descrever o spin como uma propriedade associada à rotação de um elétron em torno de seu eixo acabou sendo insustentável. Tal descrição leva a uma contradição com a teoria da relatividade especial - a velocidade equatorial de rotação de um elétron neste modelo excede a velocidade da luz. A introdução do spin foi uma aplicação bem-sucedida de uma nova ideia física: postula-se que existe um espaço de estados que nada tem a ver com o movimento de uma partícula no espaço comum. A necessidade de introduzir tal espaço de estados indica a necessidade de considerar uma questão mais geral sobre a realidade dos muitos mundos físicos.

O elétron mostra sua próprio magnético A propriedade é que em um campo elétrico externo o momento angular intrínseco do elétron é orientado ao longo do campo ou contra zero. No primeiro caso, assume-se que o próprio número quântico do elétron EM= +1/2, e no segundo EM= -1/2. Observe que o giro número fracionário único entre um conjunto de características quânticas que determinam o estado de um elétron em um átomo.