oblasť najpravdepodobnejšieho umiestnenia elektrónu v atóme (atómový orbitál) alebo v molekule (molekulárny orbitál).

Elektrón sa nepohybuje v atóme okolo jadra po pevnej orbitálnej čiare, ale zaberá určitú oblasť priestoru. Napríklad elektrón v atóme vodíka môže byť s určitou pravdepodobnosťou buď veľmi blízko jadra, alebo v značnej vzdialenosti, ale existuje určitá oblasť, kde je jeho výskyt najpravdepodobnejší. Graficky je orbitál znázornený ako povrch znázorňujúci oblasť, kde je najväčšia pravdepodobnosť výskytu elektrónu, inými slovami, hustota elektrónov je maximálna. Atóm vodíka má sférický (sférický) elektrónový orbitál:

Doteraz bolo opísaných päť typov orbitálov: s, p, d, f A g. Názvy prvých troch sa tvorili historicky, potom sa zvolil abecedný princíp. Tvary orbitálov sa vypočítavajú pomocou metód kvantovej chémie.

Orbitály existujú bez ohľadu na to, či je v nich prítomný elektrón (obsadené orbitály) alebo neprítomný (prázdne orbitály). Atóm každého prvku, počnúc vodíkom a končiac posledným dnes získaným prvkom, má kompletnú sadu všetkých orbitálov na všetkých elektronických úrovniach. Sú naplnené elektrónmi, keď sa zvyšuje atómové číslo, teda náboj jadra.

s-Orbitály, ako je znázornené vyššie, majú guľový tvar, a preto majú rovnakú hustotu elektrónov v smere každej trojrozmernej súradnicovej osi:

Na prvej elektronickej úrovni každého atómu je len jeden s- orbitálny. Počnúc druhou elektronickou úrovňou navyše s- objavujú sa aj tri orbitály R-orbitály. Sú tvarované ako trojrozmerné osmičky, takto vyzerá oblasť najpravdepodobnejšieho miesta R-elektrón v oblasti atómového jadra. Každý R- orbitál sa nachádza pozdĺž jednej z troch vzájomne kolmých osí, v súlade s týmto v názve R-orbitály označujú pomocou zodpovedajúceho indexu os, pozdĺž ktorej sa nachádza jeho maximálna hustota elektrónov:

V modernej chémii je orbitál definujúcim pojmom, ktorý nám umožňuje uvažovať o procesoch tvorby chemických väzieb a analyzovať ich vlastnosti, pričom pozornosť sa sústreďuje na orbitály tých elektrónov, ktoré sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb, teda valenčných elektrónov. , zvyčajne elektróny poslednej úrovne.

Atóm uhlíka v počiatočnom stave má dva elektróny na druhej (poslednej) elektrónovej úrovni. s-orbitály (označené modrou farbou) a jeden elektrón na dva R-orbitály (označené červenou a žltou farbou), tretí orbitál p z- voľné:

Minkin V.I., Simkin B.Ya., Minyaev R.M. Teória molekulárnej štruktúry. Elektronické mušle. M., "Mir", 1979
Buchačenko A.L. Chémia ako hudba, alebo chemické noty a nové melódie nového storočia. Zbierka populárno-vedeckých článkov, Moskva, 2002
Ruská veda: cesta života. Zbierka populárno-vedeckých článkov. M., "Chobotnica", 2002

Nájdite "ORBITAL" na

Orbitály existujú bez ohľadu na to, či je v nich prítomný elektrón (obsadené orbitály) alebo neprítomný (prázdne orbitály). Atóm každého prvku, počnúc vodíkom a končiac posledným dnes získaným prvkom, má kompletnú sadu všetkých orbitálov na všetkých elektronických úrovniach. Sú naplnené elektrónmi, keď sa zvyšuje atómové číslo, teda náboj jadra.

s-Orbitály, ako je znázornené vyššie, majú guľový tvar, a preto majú rovnakú hustotu elektrónov v smere každej trojrozmernej súradnicovej osi:

Na prvej elektronickej úrovni každého atómu je len jeden s- orbitálny. Počnúc druhou elektronickou úrovňou navyše s- objavujú sa aj tri orbitály R-orbitály. Sú tvarované ako trojrozmerné osmičky, takto vyzerá oblasť najpravdepodobnejšieho miesta R-elektrón v oblasti atómového jadra. Každý R- orbitál sa nachádza pozdĺž jednej z troch vzájomne kolmých osí, v súlade s týmto v názve R-orbitály označujú pomocou zodpovedajúceho indexu os, pozdĺž ktorej sa nachádza jeho maximálna hustota elektrónov:

V modernej chémii je orbitál definujúcim pojmom, ktorý nám umožňuje uvažovať o procesoch tvorby chemických väzieb a analyzovať ich vlastnosti, zatiaľ čo pozornosť sa sústreďuje na orbitály tých elektrónov, ktoré sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb, to znamená valencie. elektróny, zvyčajne elektróny poslednej úrovne.

Atóm uhlíka v počiatočnom stave má dva elektróny na druhej (poslednej) elektrónovej úrovni. s-orbitály (označené modrou farbou) a jeden elektrón na dva R-orbitály (označené červenou a žltou farbou), tretí orbitál je p z- voľné:

Hybridizácia.

V prípade, že sa atóm uhlíka podieľa na tvorbe nasýtených zlúčenín (neobsahujúcich viacnásobné väzby), jeden s- orbitálne a tri R-orbitály sa spájajú a vytvárajú nové orbitály, ktoré sú hybridmi pôvodných orbitálov (proces sa nazýva hybridizácia). Počet hybridných orbitálov sa vždy rovná počtu pôvodných, v tomto prípade sú to štyri. Výsledné hybridné orbitály majú rovnaký tvar a navonok pripomínajú asymetrické trojrozmerné osmičky:

Zdá sa, že celá štruktúra je vpísaná do pravidelného štvorstenu - hranola zostaveného z pravidelných trojuholníkov. V tomto prípade sú hybridné orbitály umiestnené pozdĺž osí takéhoto štvorstenu, uhol medzi akýmikoľvek dvoma osami je 109°. Štyri valenčné elektróny uhlíka sa nachádzajú v týchto hybridných orbitáloch:

Účasť orbitálov na tvorbe jednoduchých chemických väzieb.

Vlastnosti elektrónov nachádzajúcich sa v štyroch identických orbitáloch sú ekvivalentné, takže chemické väzby vytvorené za účasti týchto elektrónov pri interakcii s atómami rovnakého typu budú ekvivalentné.

Interakcia atómu uhlíka so štyrmi atómami vodíka je sprevádzaná vzájomným prekrývaním predĺžených hybridných orbitálov uhlíka so sférickými orbitálmi vodíka. Každý orbitál obsahuje jeden elektrón; v dôsledku prekrytia sa každý pár elektrónov začne pohybovať pozdĺž zjednoteného molekulového orbitálu.

Hybridizácia vedie len k zmene tvaru orbitálov v rámci jedného atómu a prekrývanie orbitálov dvoch atómov (hybridných alebo obyčajných) vedie k vytvoreniu chemickej väzby medzi nimi. V tomto prípade ( cm. Obrázok nižšie) maximálna hustota elektrónov sa nachádza pozdĺž čiary spájajúcej dva atómy. Takéto spojenie sa nazýva s-spojenie.

Tradičné písanie štruktúry výsledného metánu používa namiesto prekrývajúcich sa orbitálov symbol valenčnej tyče. Pre trojrozmerný obraz štruktúry je valencia smerujúca z roviny kresby k divákovi znázornená vo forme pevnej klinovitej čiary a valencia presahujúca rovinu kresby je znázornená vo forme prerušovaného klinu. - tvarovaná čiara:

Štruktúra molekuly metánu je teda určená geometriou hybridných orbitálov uhlíka:

Tvorba molekuly etánu je podobná vyššie uvedenému procesu, rozdiel je v tom, že keď sa hybridné orbitály dvoch atómov uhlíka prekrývajú, vytvorí sa väzba C-C:

Geometria molekuly etánu pripomína metán, väzbové uhly sú 109°, čo je dané priestorovým usporiadaním uhlíkových hybridných orbitálov:

Účasť orbitálov na tvorbe viacnásobných chemických väzieb.

Molekula etylénu sa tiež vytvára za účasti hybridných orbitálov, ale iba jeden sa podieľa na hybridizácii s-orbitálny a len dva R- orbitály ( p x A RU), tretí orbitál – p z, smerované pozdĺž osi z, nezúčastňuje sa na tvorbe hybridov. Z počiatočných troch orbitálov vznikajú tri hybridné orbitály, ktoré sú umiestnené v rovnakej rovine a tvoria trojlúčovú hviezdu, uhly medzi osami sú 120°:

Dva atómy uhlíka spájajú štyri atómy vodíka a tiež sa navzájom spájajú, čím vytvárajú C-Cs-väzbu:

Dva orbitály p z, ktoré sa nezúčastnili hybridizácie, sa navzájom prekrývajú, ich geometria je taká, že k prekrytiu dochádza nie pozdĺž komunikačnej línie C-C, ale nad a pod ňou. V dôsledku toho vznikajú dve oblasti so zvýšenou hustotou elektrónov, kde sa nachádzajú dva elektróny (označené modrou a červenou farbou), podieľajúce sa na tvorbe tejto väzby. Vznikne tak jeden molekulový orbitál pozostávajúci z dvoch priestorov oddelených oblastí. Väzba, v ktorej je maximálna hustota elektrónov umiestnená mimo čiary spájajúcej dva atómy, sa nazýva p-väzba:

Druhý valenčný znak v označení dvojitej väzby, ktorý sa po stáročia široko používa na zobrazenie nenasýtených zlúčenín, v modernom chápaní znamená prítomnosť dvoch oblastí so zvýšenou hustotou elektrónov umiestnených na opačných stranách línie väzby C-C.

Štruktúra molekuly etylénu je určená geometriou hybridných orbitálov, uhol väzby H-C-H je 120°:

Počas tvorby acetylénu sa jedna s-orbitálny a jeden p x-orbitálne (orbitály p y A p z, nezúčastňujú sa na tvorbe hybridov). Dva výsledné hybridné orbitály sú umiestnené na rovnakej línii pozdĺž osi X:

Prekrývanie hybridných orbitálov medzi sebou a s orbitálmi atómov vodíka vedie k vytvoreniu C-C a C-H s-väzieb, reprezentovaných jednoduchou valenčnou čiarou:

Dva páry zostávajúcich orbitálov p y A p z prekrývať. Na obrázku nižšie farebné šípky ukazujú, že z čisto priestorových úvah je najpravdepodobnejšie prekrytie orbitálov s rovnakými indexmi x-x A ooh. V dôsledku toho sa vytvoria dve p-väzby obklopujúce jednoduchú s-väzbu C-C:

Výsledkom je, že molekula acetylénu má tvar tyče:

V benzéne je molekulárny hlavný reťazec zostavený z atómov uhlíka, ktoré majú hybridné orbitály zložené z jedného s- a dve R- orbitály usporiadané do tvaru trojlúčovej hviezdy (ako etylén), R-orbitály, ktoré sa nezúčastňujú hybridizácie, sú zobrazené ako polotransparentné:

Prázdne orbitály, to znamená tie, ktoré neobsahujú elektróny (), sa môžu tiež podieľať na tvorbe chemických väzieb.

Orbitály vysokej úrovne.

Počnúc štvrtou elektronickou úrovňou majú atómy päť d-orbitály, k ich naplneniu elektrónmi dochádza v prechodných prvkoch, počnúc skandiom. Štyri d-orbitály majú tvar trojrozmerných štvorlístkov, niekedy nazývaných aj „ďatelinové listy“, líšia sa len orientáciou v priestore, 5. d-orbital je trojrozmerná osmička zapletená do krúžku:

d-Orbitály môžu vytvárať hybridy s s- A p- orbitály. možnosti d-orbitály sa zvyčajne používajú pri analýze štruktúry a spektrálnych vlastností komplexov prechodných kovov.

Počnúc šiestou elektronickou úrovňou majú atómy sedem f-orbitály, k ich naplneniu elektrónmi dochádza v atómoch lantanoidov a aktinoidov. f-Orbitály majú pomerne zložitú konfiguráciu; obrázok nižšie ukazuje tvar troch zo siedmich takýchto orbitálov, ktoré majú rovnaký tvar a sú orientované v priestore rôznymi spôsobmi:

f-Orbitály sa pri diskusii o vlastnostiach rôznych zlúčenín používajú veľmi zriedkavo, pretože elektróny, ktoré sa na nich nachádzajú, sa prakticky nezúčastňujú chemických transformácií.

Perspektívy.

Na ôsmej elektronickej úrovni je ich deväť g-orbitály. Prvky obsahujúce elektróny v týchto orbitáloch by sa mali objaviť v ôsmej perióde, zatiaľ čo nie sú dostupné (prvok č. 118, posledný prvok siedmej periódy periodickej sústavy, sa očakáva v blízkej budúcnosti, jeho syntéza prebieha v Spojenom ústave jadrového výskumu v Dubne).

Formulár g-orbitály, vypočítané metódami kvantovej chémie, sú ešte zložitejšie ako orbitály f-orbitály, oblasť najpravdepodobnejšieho umiestnenia elektrónu v tomto prípade vyzerá veľmi bizarne. Nižšie je uvedený vzhľad jedného z deviatich takýchto orbitálov:

V modernej chémii sa koncepty atómových a molekulárnych orbitálov široko používajú pri opise štruktúry a reakčných vlastností zlúčenín, tiež pri analýze spektier rôznych molekúl a v niektorých prípadoch na predpovedanie možnosti výskytu reakcií.

Michail Levický

Pri diskusii o chemických vlastnostiach atómov a molekúl - štruktúre a reaktivite - môže predstava priestorovej formy atómových orbitálov veľmi pomôcť pri kvalitatívnom riešení konkrétneho problému. Vo všeobecnom prípade sú AO písané v komplexnej forme, ale pomocou lineárnych kombinácií komplexných funkcií súvisiacich s rovnakou energetickou úrovňou s hlavným kvantovým číslom. P a pri rovnakej hodnote orbitálnej hybnosti / je možné získať výrazy v reálnej podobe, ktoré je možné zobraziť v reálnom priestore.

Uvažujme postupne sériu AO v atóme vodíka.

Vlnová funkcia základného stavu 4^ vyzerá najjednoduchšie. Má sférickú symetriu

Hodnota a je určená výrazom, kde je hodnota

volal Bohrov polomer. Bohrov polomer označuje charakteristické veľkosti atómov. Hodnota 1/oc určuje rozsah charakteristického rozpadu funkcií v jednoelektrónových atómoch

Z (EVL) je zrejmé, že veľkosť jednoelektrónových atómov sa zmenšuje, pretože jadrový náboj rastie nepriamo úmerne k hodnote Z. Napríklad v atóme He + bude vlnová funkcia klesať dvakrát rýchlejšie ako vo vodíku. atóm s charakteristickou vzdialenosťou 0,265 A.

Závislosť *F ls od vzdialenosti je znázornená na obr. 3.3. Maximum funkcie *Fj je nula. Nájdenie elektrónu v jadre by nemalo byť príliš prekvapujúce, pretože jadro si nemožno predstaviť ako nepreniknuteľnú guľu.

Maximálna pravdepodobnosť detekcie elektrónu v určitej vzdialenosti od jadra v základnom stave atómu vodíka nastáva pri r = a 0 = 0,529 A. Túto hodnotu možno zistiť nasledovne. Pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v nejakom malom objeme A V rovné |*P| 2 DY. Objem AV predpokladáme tak malú, že hodnotu vlnovej funkcie možno považovať za konštantnú v rámci tohto malého objemu. Zaujíma nás pravdepodobnosť nájdenia elektrónu na diaľku G z jadra v tenkej vrstve hrúbky A G. Keďže pravdepodobnosť nájdenia elektrónu na diaľku G nezávisí od smeru a konkrétny smer nás nezaujíma, potom musíme nájsť pravdepodobnosť, že elektrón zostane vo veľmi tenkej sférickej vrstve hrúbky A G. Keďže hodnota | V F| 2 je ľahké vypočítať, potrebujeme

Ryža. 3.3. Závislosť *F 1s od vzdialenosti. Hodnoty funkcie sú normalizované na jej hodnotu v pri r = O

Ryža. 3.4.Schéma na výpočet objemu guľovej vrstvy

nájdite objem guľovej vrstvy, ktorú označíme A K. Rovná sa rozdielu objemov dvoch guľôčok s polomermi G A g + Ar(Obr. 3.4):

Keďže A G málo v porovnaní s G, potom pri výpočte hodnoty (g + Ar) 3 sa môžeme obmedziť na prvé dva pojmy. Potom pre objem guľovej vrstvy, ktorú získame

Posledný výraz možno získať jednoduchším spôsobom. Keďže A G málo v porovnaní s G, potom sa objem guľovej vrstvy môže rovnať súčinu plochy guľovej vrstvy a jej hrúbky (pozri obr. 3.4). Plocha gule je 4 kg 2, a hrúbka A G. Súčin týchto dvoch veličín dáva rovnaký výraz (3.11).

Takže pravdepodobnosť W nájsť elektrón v tejto vrstve sa rovná

Výraz pre *P ls je prevzatý z dodatku 3.1. Ak vezmeme do úvahy hodnotu A G konštanta, potom sa maximum redukovanej funkcie pozoruje pri G = a 0.

Ak chcete vedieť, aká je pravdepodobnosť W detekovať elektrón v objeme V, potom je potrebné integrovať hustotu pravdepodobnosti detekcie elektrónu nad touto oblasťou priestoru v súlade s výrazom (3.6).

Napríklad, aká je pravdepodobnosť detekcie elektrónu v atóme vodíka v sférickej oblasti priestoru so stredom v jadre a s polomerom x 0. Potom

Tu je hodnota d V pri výpočtoch bol nahradený 4 kg 1 dr analogicky s (3.11), pretože vlnová funkcia závisí iba od vzdialenosti a preto nie je potrebné integrovať cez uhly kvôli absencii uhlovej závislosti integrovateľnej funkcie.

Kvalitatívna predstava o rozložení vlnovej funkcie v priestore je daná obrazom atómových orbitálov vo forme oblakov a čím intenzívnejšia je farba, tým vyššia je hodnota funkcie H. Orbitál bude vyzerať ako toto (obr. 3.5):

Ryža. 3.5.

Orbitálny 2p z B tvar oblaku je znázornený na obr. 3.6.

Ryža. 3.6. Obrázok 2p g orbitálu atómu vodíka vo forme oblaku

Podobne bude distribúcia elektrónovej hustoty vyzerať ako oblak, ktorý sa dá zistiť vynásobením hustoty pravdepodobnosti I"Fj 2 nábojom elektrónu. V tomto prípade sa niekedy hovorí o rozmazaní elektrónov. To však v žiadnom prípade znamená, že máme čo do činenia s rozmazaním elektrónu v priestore - nedochádza k skutočnému rozmazaniu elektrónu v priestore, a preto atóm vodíka nemôže byť reprezentovaný ako jadro ponorené do skutočného oblaku negatívneho náboja.

Takéto obrázky vo forme oblakov sa však používajú zriedkavo a oveľa častejšie sa používajú čiary na vytvorenie predstavy o uhlovej závislosti funkcií H. Na tento účel vypočítajte hodnoty H" funguje na guli nakreslenej v určitej vzdialenosti od jadra. Potom sa vypočítané hodnoty vynesú na polomery, označujúce znamienko funkcií Ch pre najinformatívnejšiu časť roviny pre danú funkciu Ch. Napríklad orbitál Is je zvyčajne znázornený ako kruh (obr. 3.7).

Ryža.

Na obr. 3,8 2/> r-orbitál je postavený na sfére nejakého polomeru. Na získanie priestorového obrazu je potrebné otočiť obrázok vzhľadom na os z. Index „z“ pri písaní funkcie označuje orientáciu funkcie pozdĺž osi „z“. Znamienka „+“ a „-“ zodpovedajú znamienkam funkcií H. Hodnoty 2/? z-funkcie sú kladné v oblasti priestoru, kde je súradnica ^ kladná a záporná oblasť, kde je súradnica ^ záporná.

Ryža. 3.8. Formulár 2p z-orbitály. Postavený na guli nejakého polomeru

Podobná situácia je aj v prípade zvyšných /orbitálov. Napríklad 2/? Orbitál x je orientovaný pozdĺž osi x a je kladný v tej časti priestoru, kde je súradnica x kladná, a jeho hodnoty sú záporné, kde sú hodnoty súradnice x záporné (obr. 3.9).

Obraz vlnových funkcií označujúci znamienko je dôležitý pre kvalitatívny popis reaktivity chemických zlúčenín, a preto sú obrázky, ako sú znázornené na obr. 3.9 sa najčastejšie nachádzajú v chemickej literatúre.

Uvažujme teraz d-orbitály (obr. 3.10). Orbitály dxy, dxz, dyz, vyzerať ekvivalentne. Ich orientáciu a znaky určujú indexy: index xy relácie

Ryža. 3.9. Formulár 2p x - orbitály. Postavený na guli nejakého polomeru

že orbitál je orientovaný v uhloch 45° vzhľadom na os x a pri a že znamienko funkcie Y je kladné, kde súčin indexov x a pri pozitívne.

Ryža. 3.10.

Podobná situácia je aj so zvyšnými ^/-orbitálmi. Obrázok ^/-orbitálov znázornený na obr. 3.10, sa najčastejšie nachádza v literatúre. Je vidieť, že orbitály d, d x2 _ y2, d z2 nie sú ekvivalentné. Iba orbitály sú ekvivalentné d , d xz , d yz . Ak je na opísanie štruktúry molekuly potrebných päť ekvivalentných ^/-orbitálov, potom ich možno skonštruovať pomocou lineárnych kombinácií orbitálov.

Aby ste to pochopili, musíte poznať princípy konštrukcie elektronických škrupín. Elektróny obklopujúce jadrá nie sú bodové náboje, ale predstavujú akýsi „oblak“ záporného náboja. Oblasť priestoru, ktorú zaberá elektrónový oblak, sa nazýva „ orbitálny" Každý orbitál je opísaný matematicky vlnová funkciaψ (funkcia psi). Druhá mocnina tejto funkcie ψ 2 má fyzikálny význam: odráža pravdepodobnosť nájdenia elektrónového mraku v uvažovanom objeme. Každý elektrón zodpovedá určitej (kvantovanej) energetickej úrovni. Vlnové funkcie každého orbitálu sa navzájom líšia súborom troch kvantových čísel n, l A m.

Hlavné kvantové číslo n – akceptuje iba celočíselné hodnoty ( n= 1, 2, 3...) a charakterizuje energiu elektronického stavu.

Orbitálne kvantové číslo l – charakterizuje geometriu elektrónového oblaku. Prijíma hodnoty l = 0, 1, 2, 3… (n- 1). Podľa hodnoty čísla sa mení z čísla l rozlišovať:

s- orbitály ( l = 0),

p- orbitály ( l = 1),

d- orbitály ( l = 2),

f- orbitály ( l = 3).

Pri konštantnej hodnote hlavného kvantového čísla ( n = const) zmena hodnoty je spojená s miernou zmenou energetického stavu.

Magnetické kvantové číslo m– určuje orientáciu orbitálu v priestore. Nadobudne hodnoty = 0, ±1, ±2, … ± l. Zmena hodnoty m pri konštantnej n A l nie je spojená so zmenou energetickej hladiny orbitálu.

Spolu s týmito tromi kvantovými číslami n, l A m existuje tzv spinové kvantové číslo m S, čo zodpovedá dvom možným smerom orientácie vlastného magnetického momentu elektrónu. Magnetické kvantové číslo nadobúda hodnoty m S = +1/2 a -1/2.

K vypĺňaniu orbitálov dochádza v súlade s Pauliho princípom 3, podľa ktorého atóm nemôže mať dva elektróny s identickou sadou kvantových čísel. To znamená, že v atóme môžu koexistovať iba elektróny, ktoré sa líšia aspoň jedným kvantovým číslom. Berúc do úvahy Pauliho princíp, maximálny počet elektrónov v obale ( n= const) sa rovná 2 n 2 (pozri tabuľku 1).

stôl 1

Vyplňovanie elektrónových orbitálov podľa Pauliho princípu

Kvantové čísla

O škrupinách

K

L

M

Význam kvantových čísel

n

l

m

m s

Počet elektrónov

1. Molekulové orbitály (mo)

K tvorbe kovalentnej chemickej väzby dochádza prekrývaním elektrónových orbitálov. Existujú dva hlavné typy prekrývania:

- σ-väzba– prekrytie atómových orbitálov na osi spájajúcej obe jadrá

s s p p

- π-väzba – prekrytie orbitálov, ktorých osi sú rovnobežné

pp

Keď sa vytvorí chemická väzba, elektróny atómov, ktoré predtým obsadili atómové orbitály (AO), sa presunú na nové molekulové orbitály (MO). Matematicky je molekulárny orbitál opísaný novou vlnovou funkciou, ktorá je lineárnou kombináciou vlnových funkcií atómových orbitálov:

ψ s = a 1 .ψ 1 + a 2. ψ 2

Keď sa atómové orbitály (AO) prekrývajú, objaví sa rovnaký počet molekulových orbitálov (MO). V lokalizovanej väzbe sa dva atómové orbitály prekrývajú, výsledkom čoho sú dva molekulové orbitály. Jeden z MO má energiu nižšiu ako energia pôvodného AO ( pripojenie orbitálne) a druhý MO má energiu vyššiu ako energia AO ( antizáväzné alebo uvoľnenie orbitálne):

Vzdelávanie S– komunikácie

S* – antibondový orbitál

- - - - - - - - - - -

- - - - - - - - - - - - - - σ S– väzobný orbitál

Vzdelanie π R– komunikácie

- - - - - - - - - - - - - - - π R z * – antiväzbový orbitál

-- - - - - - - -

p z p z - - - - - - - - - - - - - - - - - π R z – väzobný orbitál

Pre prvky prvých troch období sú energetické hladiny MO zvyčajne vyplnené v nasledujúcom poradí:

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

Ako príklad, v súlade s touto sekvenciou, naplníme energetické „police“ molekúl MO dusíka N2 a oxidu uhoľnatého CO:

Molekula dusíka pozostáva z dvoch atómov dusíka:

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

7 elektrónov 7 elektrónov 14 elektrónov

Molekula oxidu uhoľnatého pozostáva z atómu uhlíka a atómu kyslíka

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

6 elektrónov 8 elektrónov 14 elektrónov

Molekulové orbitály N 2 a CO obsahujú každý 14 elektrónov. Ako je možné vidieť z vyššie uvedených diagramov, obsahy hranatých zátvoriek (MO) pre tieto molekuly sú identické. Zlúčeniny tohto druhu s rovnakou štruktúrou MO sa nazývajú zlúčeniny s izoelektronická štruktúra. Takéto zlúčeniny majú dosť podobné fyzikálne vlastnosti (pozri tabuľku 2).

tabuľka 2

Fyzikálne vlastnosti dusíka N 2 a oxidu uhoľnatého CO

Poradie komunikácie berieme to ako polovičný rozdiel medzi počtom elektrónov umiestnených vo väzbových orbitáloch a počtom elektrónov nachádzajúcich sa v antiväzbových orbitáloch:

n = ½ . (N St. – N rozhodnutie )

Kde: n – objednávka komunikácie,

N St. – počet elektrónov vo väzbových orbitáloch

N rozhodnutie – počet elektrónov nachádzajúcich sa v antiväzbových orbitáloch.

Na základe konštrukcie molekulových orbitálov molekuly CO zistíme, že poradie väzieb medzi atómami C a O je n= 3, čo sa predpokladalo oktetová teória(Pozri časť 1.1).

Experimentálne kritériá pre objednávku dlhopisov sú:

Komunikačná energia,

Dĺžka odkazu,

Parametre IR spektra (výkonová konštanta).

Téma 6 Elektrónové konfigurácie atómov chemických prvkov.

1. Pojem orbitály. s-, R- A d-orbitály.

2. Elektrónové konfigurácie atómov chemických prvkov.

Koncept orbitálov. s-, p- a d-orbitály

Atóm je elektricky neutrálna častica, ktorá pozostáva z kladne nabitého jadra a záporne nabitých elektrónov.

Elektróny sú umiestnené okolo jadra na energetických úrovniach, ktorých počet sa rovná číslu periódy.

Atómový orbitál je geometrický obraz, ktorý zodpovedá objemu priestoru okolo atómového jadra, čo zodpovedá 90% pravdepodobnosti nájdenia elektrónu v tomto objeme (ako častice) a zároveň 90% hustote náboja elektrón (ako vlna).

Starostlivé skúmanie atómových spektier ukazuje, že „hrubé“ čiary spôsobené prechodmi medzi energetickými úrovňami sú v skutočnosti rozdelené na tenšie čiary. To znamená, že elektrónové obaly sú v skutočnosti rozdelené na podobaly. Elektronické podobaly sú označené typmi čiar, ktoré im zodpovedajú v atómových spektrách:

s-subshell je pomenovaný pre svoj "ostrý" s-linky - ostrý;
p-subshell je pomenovaný podľa „hlavného“ p-linky - riaditeľ;
d-subshell je pomenovaný po "difúznom" d-linky - difúzne;
f-subshell je pomenovaný po „základnom“ f-linky - zásadný.

Energetické hladiny, podúrovne a orbitály viacelektrónového atómu

Energetická hladina n	Energetická podúroveň	Orbitálne označenie	Počet orbitálov n	Počet elektrónov 2n
l	typ orbitálu
		s	1 s
		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

Pauliho princíp: atóm nemôže mať dva elektróny v rovnakých stavoch.

V súlade s Pauliho princípom možno tvrdiť, že každý elektrón v atóme je jedinečne charakterizovaný svojou vlastnou sadou štyroch kvantových čísel - hlavným n, orbitálny l, magnetické m a točiť s.

Populácia energetických hladín, podúrovní a atómových orbitálov elektrónmi podlieha nasledujúcemu pravidlu (princíp minimálnej energie): v neexcitovanom stave majú všetky elektróny najnižšiu energiu.

To znamená, že každý z elektrónov vypĺňajúcich obal atómu zaberá taký orbitál, že atóm ako celok má minimálnu energiu. Konzistentný kvantový nárast energie podúrovní nastáva v nasledujúcom poradí:

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

K naplneniu atómových orbitálov v rámci jednej energetickej podúrovne dochádza v súlade s pravidlom formulovaným nemeckým fyzikom F. Hundom (1927).

Hundovo pravidlo: atómové orbitály patriace do tej istej podúrovne sú najskôr vyplnené jedným elektrónom a potom sú vyplnené druhými elektrónmi.

Hundovo pravidlo sa nazýva aj princíp maximálnej multiplicity, t.j. maximálny možný paralelný smer spinov elektrónov jednej energetickej podúrovne.

Voľný atóm nemôže mať na najvyššej energetickej úrovni viac ako osem elektrónov.

Elektróny nachádzajúce sa na najvyššej energetickej úrovni atómu (vo vonkajšej elektrónovej vrstve) sa nazývajú externé; Počet vonkajších elektrónov v atóme akéhokoľvek prvku nie je nikdy väčší ako osem. Pre mnohé prvky je to počet vonkajších elektrónov (s vyplnenými vnútornými podúrovňami), ktorý do značnej miery určuje ich chemické vlastnosti. Pre iné elektróny, ktorých atómy majú nevyplnenú vnútornú podúroveň, napríklad 3 d- podúrovni atómov prvkov ako Sc, Ti, Cr, Mn a pod., chemické vlastnosti závisia od počtu vnútorných aj vonkajších elektrónov. Všetky tieto elektróny sa nazývajú valencia; v skrátených elektrónových vzorcoch atómov sa píšu za symbolom atómovej kostry, teda za výrazom v hranatých zátvorkách.