Orbitály existujú bez ohľadu na to, či je na nich elektrón (obsadené orbitály) alebo neprítomný (prázdne orbitály). Atóm každého prvku, počnúc vodíkom a končiac posledným doteraz získaným prvkom, má kompletnú sadu všetkých orbitálov na všetkých elektronických úrovniach. K ich naplneniu elektrónmi dochádza, keď sa zvyšuje poradové číslo, teda náboj jadra.

s- Orbitály, ako je uvedené vyššie, majú guľový tvar, a preto majú rovnakú elektrónovú hustotu v smere každej osi trojrozmerných súradníc:

Prvá elektronická úroveň každého atómu obsahuje iba jeden s- orbitálny. Počnúc druhou elektronickou úrovňou, okrem s- orbitály sa tiež objavujú tri R-orbitály. Majú tvar objemných osmičiek, 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 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 sú to elektróny poslednej úrovne.

Atóm uhlíka vo svojom počiatočnom stave na druhej (poslednej) elektrónovej úrovni má dva elektróny s-orbitály (označené modrou farbou) a jeden elektrón na dva R-orbitály (označené červenou a žltou farbou), tretí orbitál - pz- 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 nazývaný 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 objemové osmičky:

Celá štruktúra sa javí ako 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, 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 uhlíkových orbitálov so sférickými vodíkovými orbitálmi. V každom orbitále je jeden elektrón, v dôsledku prekrývania sa každý pár elektrónov začne pohybovať po kombinovanom - molekulovom orbitále.

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. Takáto väzba sa nazýva s-väzba.

V tradičnom hláskovaní štruktúry výsledného metánu sa namiesto prekrývajúcich sa orbitálov používa symbol valenčnej tyče. Pre trojrozmerný obraz štruktúry je valencia smerujúca z roviny kresby k divákovi znázornená ako plná klinovitá čiara a valencia, ktorá presahuje rovinu kresby, je znázornená ako prerušovaná klinová čiara. tvarovaná línia:

Štruktúra molekuly metánu je teda určená geometriou uhlíkových hybridných orbitálov:

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 sa podobá metánu, väzbové uhly sú 109°, čo je určené priestorovým usporiadaním uhlíkových hybridných orbitálov:

Účasť orbitálov na tvorbe viacnásobných chemických väzieb.

Molekula etylénu sa tiež vytvára za účasti hybridných orbitálov, avšak jedného s-orbitálny a len dva R- orbitály ( p x A RU), tretím orbitálom je pz, smerované pozdĺž osi z, sa nezúčastňuje 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 a vytvárajú C-Cs-väzbu:

dva orbitály pz, ktoré sa nezúčastnili hybridizácie, sa vzájomne prekrývajú, ich geometria je taká, že k prekrytiu nedochádza pozdĺž línie väzby C-C, ale nad a pod ňou. V dôsledku toho sa vytvoria dve oblasti so zvýšenou hustotou elektrónov, kde sú umiestnené dva elektróny (označené modrou a červenou farbou), ktoré sa podieľajú 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:

Druhá valenčná línia v označení dvojitej väzby, ktorá sa široko používa na zobrazenie nenasýtených zlúčenín už viac ako jedno storočie, v modernom zmysle znamená prítomnosť dvoch oblastí so zvýšenou hustotou elektrónov umiestnených na opačných stranách línie väzby C-C. .

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

Pri tvorbe acetylénu je jeden s-orbitálny a jeden p x-orbitálne (orbitály py A pz, sa nepodieľajú na tvorbe hybridov). Dva výsledné hybridné orbitály sú umiestnené na rovnakej línii pozdĺž osi X:

Vzájomné prekrývanie hybridných orbitálov medzi sebou a s orbitálmi atómov vodíka vedie k vytvoreniu s-väzieb C-C a C-H, znázornených pomocou jednoduchej valenčnej čiary:

Dva páry zostávajúcich orbitálov py A pz prekrývať. Na obrázku nižšie farebné šípky ukazujú, že z čisto priestorových úvah je najpravdepodobnejšie prekrytie orbitálov s rovnakými indexmi x-x A Wow. 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 hlavný reťazec molekuly zostavený z atómov uhlíka, ktoré majú hybridné orbitály zložené z jedného s- a dve R-orbitály usporiadané vo forme trojlúčovej hviezdy (ako etylén), R-orbitály, ktoré sa nezúčastňujú hybridizácie, sú zobrazené ako priesvitné:

Na tvorbe chemických väzieb sa môžu podieľať aj voľné miesta, teda orbitály neobsahujúce elektróny ().

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 podobu objemných štvorlístkov, niekedy nazývaných aj "ďatelinový", 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 v komplexoch 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.

Ôsma elektronická úroveň obsahuje 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, ako aj pri analýze spektier rôznych molekúl a v niektorých prípadoch na predpovedanie možnosti výskytu reakcií.

Michail Levický

systémy. V tomto prípade je orbitál určený jednoelektrónovou Schrödingerovou rovnicou s efektívnym jednoelektrónovým Hamiltoniánom; orbitálna energia zvyčajne koreluje s (pozri ). V závislosti od systému je pre rez definovaný orbitál, rozlišujeme atómové, molekulové a kryštálové orbitály.

Atómové orbitály (AO) sú charakterizované tromi kvantovými číslami: hlavné n, orbitálne / a magnetické w. Hodnota l = 0, 1, 2,... udáva druhú mocninu orbitálnej (uhlovej) hybnosti (-Planckova konštanta), hodnota m = l,l - 1,..., +1, 0, - 1 ,..., - l + 1, - l-premietnutie momentu na niektorú zvolenú os z; n čísluje orbitálne energie. Štáty s daným / sú očíslované číslami n = l + 1, l + 2,... súradnicový systém sústredený na jadro AO má tvar , kde a-polárne uhly, r-vzdialenosť od jadra. R nl (r) radiálna časť AO (radiálna funkcia), a Y lm (q, j)-sférická. harmonika. Pri otáčaní súradnicového systému sférické. harmonická je nahradená lineárnou kombináciou harmonických s rovnakou hodnotou l; radiálna časť AO sa počas zákrut nemení a energia zodpovedajúca tejto AO. hladina je (21 + 1)-krát degenerovaná. Zvyčajne - indikátor orbitálneho exponentu a Р pl - polynóm stupňa (n - l - 1). V skrátenej notácii je AO opísaná symbolom nl m a n je označená číslami 1, 2, 3,..., hodnoty l = 0, 1, 2, 3, 4, ... zodpovedajú písmenám s, p, d, f, g ,...; m označte vpravo dole, napr. 2p +1, 3d-2.

Výhodnejšie sú AO obsahujúce nekomplexné sférické. harmonické a ich lineárne kombinácie s . hodnoty. Takéto AO sa nazývajú kubický (teserál). Majú tvar , kde (x, y, z) je homogénny polynóm (uhlová funkcia) stupňa l vzhľadom na karteziánske súradnice x, y, z so stredom na jadre (smer osí je ľubovoľný); AO sa označuje symbolmi , napr.

Ak je polynóm P nl (r) určený riešením Schrödingerovej rovnice pre v Coulombovom poli jadra, volá sa AO. podobný vodíku. Naíb. bežne používané kocky podobné vodíku. AO sú uvedené v tabuľke.

VODÍKOVÉ ORBITALY s. p, d, f-TYPY

V chem. aplikácie často vedú k AO kontúram, to-raž m. b. postavené inak. Naíb. bežné tzv. fázové povrchy, na ktorých sú znázornené kubické hodnoty. (alebo sférické) harmonické: pri daných polárnych uhloch sa modul uhlovej časti AO rovná vzdialenosti od začiatku. Na obr. 1 znázorňuje iné, názornejšie pov-sti, to-ryh abs. hodnoty niektorých AO majú konštantnú hodnotu. Obe metódy AR zobrazovania sú prakticky rovnaké len v blízkosti začiatku súradníc. Vo všetkých prípadoch znamienka + a - (alebo tieňovanie) označujú, aké znamienko má AO v danej oblasti. Ako všetky vlnové funkcie, aj AO je možné vynásobiť - 1, čo sa zmenífunkčný znak, ale nie znaky AO majú význam samy osebe,a striedanie znakov pre systém AO pri popise móla. orbitály. Grafický obraz AO nie vždy dáva zmysel. Štvorce modulov sú teda sférické. harmonické nezávisia od uhla , takže obraz napríklad AO 2p x a 2p y bude úplne odlišný od obrazu AO 2p + a 2p -, hoci oba AO sú úplne ekvivalentné.

molekulové orbitály(MO) opísať v poli všetkých jadier a priemerné pole zvyšku. MO spravidla nemajú jednoduchý analyt. reprezentácie a používajú sa na ne (pozri). V metódach, ktoré hovoria. orbitály multielektrónová vlnová funkcia je postavená ako súčin alebo determinant, zložený zo spin-orbitálov, t.j. orbitály vynásobené spinovou funkciou alebo (pozri ).

kde 0 = 0,372, b = 0,602, je atómový orbitál 2p z С i (i=1, 2, 3, 4). 1-orbitál má jednu uzlovú rovinu (xy), 2-orbitál má komplement. uzlová rovina kolmá na túto rovinu a prechádzajúca medzi nimi

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

Doteraz bolo opísaných päť typov orbitálov: s, p, d, f a g.
Názvy prvých troch sa tvorili historicky, potom sa zvolil abecedný princíp. Orbitálne tvary sa vypočítavajú metódami kvantovej chémie.

s-orbitály - majú guľový tvar a rovnakú hustotu elektrónov v smere každej osi trojrozmerných súradníc
s-orbital - orbitálna sféra

Každý p-orbitál je umiestnený pozdĺž jednej z troch vzájomne kolmých osí, v súlade s tým je v názve p-orbitálu os, pozdĺž ktorej je umiestnená jeho maximálna elektrónová hustota, označená pomocou zodpovedajúceho indexu:
p-orbital - činkový orbitál

d-orbital - zložitý tvar orbital

Energia elektronických úrovní

Kvantové čísla elektrónov

Stav každého elektrónu v atóme je zvyčajne opísaný pomocou štyroch kvantových čísel:

n - energetická hladina elektrónu (vzdialenosť hladiny od jadra)
l - po akom type orbitálu sa pohybuje (s,p,d...)
m- magnetické (na ktorom z p (z troch možných), d (z 5 možných) atď.
s - spin (pohyb elektrónu okolo vlastnej osi).

Princípy orbitálnej výplne

1. V atóme nemôžu byť dva elektróny, pre ktoré by boli hodnoty všetkých kvantových čísel (n, l, m, s) rovnaké, t.j. Každý orbitál môže obsahovať najviac dva elektróny (s opačnými spinmi) (Pauliho princíp).

2. V základnom stave je každý elektrón umiestnený tak, že jeho energia je minimálna.
Energia orbitálov sa zvyšuje v sérii:
1S< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.
Nie je potrebné si túto sekvenciu pamätať. Dá sa extrahovať z Periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva

3. Elektróny sa uprednostňujú usadzovať sa v orbitáloch rovnakej energie (napríklad v troch p-orbitáloch), najskôr jeden po druhom, a až keď je v každom takomto orbitále už jeden elektrón, začína sa vypĺňanie týchto orbitálov druhými elektrónmi. . Keď je orbitál obsadený dvoma elektrónmi, tieto elektróny sa nazývajú spárované .(Hundovo pravidlo)

Úplný elektronický vzorec prvku

Záznam, ktorý odráža rozloženie elektrónov v atóme chemického prvku na energetických úrovniach a podúrovniach, sa nazýva elektrónová konfigurácia tohto atómu. V základnom (neexcitovanom) stave atómu všetky elektróny spĺňajú princíp minimálnej energie. To znamená, že najprv sa vyplnia podúrovne, pre ktoré:

1. Číslo n je minimálne
2. Vo vnútri úrovne sa najskôr naplní s-podúroveň, potom p- a až potom d- (l je minimálne)
3. Jedna podúroveň obsahuje najväčší počet nepárových elektrónov.
4. Pri vypĺňaní elektronických atómových orbitálov je splnený Pauliho princíp. Jeho dôsledkom je, že energetická hladina s číslom n nemôže mať viac ako 2n2 elektrónov umiestnených na n2 podúrovniach.

Elektronický vzorec prvku s poradovým číslom 7 (ide o prvok dusík, ktorý má symbol „N“) vyzerá takto.

Elektronická konfigurácia atóm je číselné znázornenie jeho elektrónových orbitálov. Elektrónové orbitály sú oblasti rôznych tvarov umiestnené okolo atómového jadra, v ktorých je matematicky pravdepodobné, že sa nájde elektrón. Elektronická konfigurácia pomáha rýchlo a jednoducho povedať čitateľovi, koľko elektrónových orbitálov má atóm, ako aj určiť počet elektrónov v každom orbitále. Po prečítaní tohto článku si osvojíte spôsob zostavovania elektronických konfigurácií.

Kroky

Distribúcia elektrónov pomocou periodickej sústavy D. I. Mendelejeva

Nájdite atómové číslo svojho atómu. S každým atómom je spojený určitý počet elektrónov. Nájdite symbol svojho atómu v periodickej tabuľke. Atómové číslo je kladné celé číslo začínajúce od 1 (pre vodík) a zvyšujúce sa o jeden pre každý nasledujúci atóm. Atómové číslo je počet protónov v atóme, a teda je to aj počet elektrónov v atóme s nulovým nábojom.

Určte náboj atómu. Neutrálne atómy budú mať rovnaký počet elektrónov, ako je uvedené v periodickej tabuľke. Nabité atómy však budú mať viac alebo menej elektrónov, v závislosti od veľkosti ich náboja. Ak pracujete s nabitým atómom, pripočítajte alebo odčítajte elektróny nasledovne: pridajte jeden elektrón za každý záporný náboj a odčítajte jeden za každý kladný náboj.

• Napríklad atóm sodíka s nábojom -1 bude mať elektrón navyše navyše na jeho základné atómové číslo 11. Inými slovami, atóm bude mať celkovo 12 elektrónov.
• Ak hovoríme o atóme sodíka s nábojom +1, od základného atómového čísla 11 treba odpočítať jeden elektrón. Takže atóm bude mať 10 elektrónov.

1. Zapamätajte si základný zoznam orbitálov. Keď sa počet elektrónov v atóme zvyšuje, vypĺňajú rôzne podúrovne elektrónového obalu atómu podľa určitej postupnosti. Každá podúroveň elektrónového obalu, keď je naplnená, obsahuje párny počet elektrónov. Existujú nasledujúce podúrovne:

   Pochopte elektronický konfiguračný záznam. Elektronické konfigurácie sú zapísané tak, aby jasne odrážali počet elektrónov v každom orbitále. Orbitály sa píšu postupne, pričom počet atómov v každom orbitále sa píše ako horný index napravo od názvu orbitálu. Hotová elektronická konfigurácia má podobu sledu označení podúrovne a horných indexov.

   • Tu je napríklad najjednoduchšia elektronická konfigurácia: 1s 2 2s 2 2p 6 . Táto konfigurácia ukazuje, že na podúrovni 1s sú dva elektróny, na podúrovni 2s dva elektróny a na podúrovni 2p šesť elektrónov. 2 + 2 + 6 = celkom 10 elektrónov. Toto je elektronická konfigurácia neutrálneho neónového atómu (atómové číslo neónu je 10).

2. Pamätajte na poradie orbitálov. Majte na pamäti, že elektrónové orbitály sú očíslované vzostupne podľa počtu elektrónových obalov, ale usporiadané vo vzostupnom energetickom poradí. Napríklad vyplnený orbitál 4s 2 má menšiu energiu (alebo menšiu pohyblivosť) ako čiastočne naplnený alebo vyplnený orbitál 3d 10, preto sa najskôr zapíše orbitál 4s. Keď poznáte poradie orbitálov, môžete ich jednoducho vyplniť podľa počtu elektrónov v atóme. Poradie, v ktorom sú orbitály vyplnené, je nasledovné: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektrónová konfigurácia atómu, v ktorej sú vyplnené všetky orbitály, bude mať nasledujúci tvar: 10 7p 6
   • Všimnite si, že vyššie uvedený zápis, keď sú všetky orbity zaplnené, je elektrónová konfigurácia prvku Uuo (unuoctium) 118, atóm s najvyšším číslom v periodickej tabuľke. Preto táto elektronická konfigurácia obsahuje všetky v súčasnosti známe elektronické podúrovne neutrálne nabitého atómu.

3. Doplňte orbitály podľa počtu elektrónov vo vašom atóme. Napríklad, ak chceme zapísať elektrónovú konfiguráciu neutrálneho atómu vápnika, musíme začať hľadaním jeho atómového čísla v periodickej tabuľke. Jeho atómové číslo je 20, takže konfiguráciu atómu s 20 elektrónmi zapíšeme podľa vyššie uvedeného poradia.

   • Vyplňte orbitály vo vyššie uvedenom poradí, kým nedosiahnete dvadsiaty elektrón. Prvý 1s orbitál bude mať dva elektróny, 2s orbitál bude mať tiež dva, 2p orbitál bude mať šesť, 3s orbitál bude mať dva, 3p orbitál bude mať 6 a 4s orbitál bude mať 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Inými slovami, elektronická konfigurácia vápnika má tvar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Všimnite si, že orbitály sú vo vzostupnom poradí energie. Napríklad, keď ste pripravení prejsť na 4. energetickú úroveň, potom si najprv zapíšte 4s orbitál a potom 3d. Po štvrtej energetickej úrovni prejdete na piatu, kde sa opakuje rovnaké poradie. To sa deje až po tretej energetickej úrovni.

4. Použite periodickú tabuľku ako vizuálnu pomôcku. Pravdepodobne ste si už všimli, že tvar periodickej tabuľky zodpovedá poradiu elektronických podúrovní v elektronických konfiguráciách. Napríklad atómy v druhom stĺpci zľava vždy končia na „s 2“, zatiaľ čo atómy na pravom okraji tenkej strednej časti vždy končia na „d 10“ atď. Použite periodickú tabuľku ako vizuálny návod na písanie konfigurácií - pretože poradie, v ktorom pridávate do orbitálov, zodpovedá vašej pozícii v tabuľke. Pozri nižšie:

   • Najmä dva ľavé stĺpce obsahujú atómy, ktorých elektrónové konfigurácie končia s-orbitálmi, pravý blok tabuľky obsahuje atómy, ktorých konfigurácie končia p-orbitálmi a v spodnej časti atómov končia f-orbitály.
   • Napríklad, keď si zapíšete elektronickú konfiguráciu chlóru, myslite takto: "Tento atóm sa nachádza v treťom rade (alebo "perióde") periodickej tabuľky. Nachádza sa tiež v piatej skupine orbitálneho bloku p periodickej tabuľky. Preto jej elektronická konfigurácia skončí s...3p 5
   • Všimnite si, že prvky v orbitálnych oblastiach d a f tabuľky majú energetické hladiny, ktoré nezodpovedajú obdobiu, v ktorom sa nachádzajú. Napríklad prvý rad bloku prvkov s d-orbitálmi zodpovedá 3d orbitálom, hoci sa nachádza v 4. perióde, a prvý rad prvkov s f-orbitálmi zodpovedá 4f orbitálom, napriek tomu, že sa nachádza v 6. období.

5. Naučte sa skratky pre písanie dlhých elektronických konfigurácií. Atómy na pravej strane periodickej tabuľky sa nazývajú vzácnych plynov. Tieto prvky sú chemicky veľmi stabilné. Ak chcete skrátiť proces zapisovania dlhých elektronických konfigurácií, jednoducho napíšte do hranatých zátvoriek chemický symbol najbližšieho vzácneho plynu s menším počtom elektrónov ako váš atóm a potom pokračujte v písaní elektronickej konfigurácie nasledujúcich orbitálnych úrovní. Pozri nižšie:

   • Na pochopenie tohto konceptu bude užitočné napísať príklad konfigurácie. Napíšme konfiguráciu zinku (atómové číslo 30) pomocou skratky vzácneho plynu. Kompletná konfigurácia zinku vyzerá takto: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Vidíme však, že 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 je elektronická konfigurácia argónu, vzácneho plynu. Jednoducho nahraďte elektronickú konfiguráciu zinku chemickým symbolom argónu v hranatých zátvorkách (.)
   • Takže elektronická konfigurácia zinku, napísaná v skrátenej forme, je: 4s 2 3d 10 .
   • Všimnite si, že ak píšete elektronickú konfiguráciu vzácneho plynu, povedzme argónu, nemôžete písať! Pred týmto prvkom treba použiť skratku vzácneho plynu; pre argón to bude neón ().

   Použitie periodickej tabuľky ADOMAH

   1. Ovládajte periodickú tabuľku ADOMAH. Tento spôsob zaznamenávania elektronickej konfigurácie nevyžaduje zapamätanie, vyžaduje si však upravenú periodickú tabuľku, pretože v tradičnej periodickej tabuľke počnúc štvrtou periódou číslo periódy nezodpovedá elektrónovému obalu. Nájdite periodickú tabuľku ADOMAH, špeciálny typ periodickej tabuľky, ktorú navrhol vedec Valery Zimmerman. Je ľahké ho nájsť pomocou krátkeho vyhľadávania na internete.

      • V periodickej tabuľke ADOMAH predstavujú vodorovné riadky skupiny prvkov, ako sú halogény, vzácne plyny, alkalické kovy, kovy alkalických zemín atď. Vertikálne stĺpce zodpovedajú elektronickým úrovniam a takzvané "kaskády" (diagonálne čiary spájajúce bloky s, p, d a f) zodpovedajú periódam.
      • Hélium sa presúva na vodík, pretože oba tieto prvky sú charakterizované 1s orbitálom. Bloky periód (s,p,d af) sú zobrazené na pravej strane a čísla úrovní sú uvedené v spodnej časti. Prvky sú zastúpené v rámčekoch očíslovaných od 1 do 120. Tieto čísla sú obvyklé atómové čísla, ktoré predstavujú celkový počet elektrónov v neutrálnom atóme.

   2. Nájdite svoj atóm v tabuľke ADOMAH. Ak chcete zapísať elektronickú konfiguráciu prvku, nájdite jeho symbol v periodickej tabuľke ADOMAH a preškrtnite všetky prvky s vyšším atómovým číslom. Napríklad, ak si potrebujete zapísať elektronickú konfiguráciu erbia (68), prečiarknite všetky prvky od 69 do 120.

      • Venujte pozornosť číslam od 1 do 8 v spodnej časti tabuľky. Sú to elektronické čísla úrovní alebo čísla stĺpcov. Ignorujte stĺpce, ktoré obsahujú iba prečiarknuté položky. Pre erbium zostávajú stĺpce s číslami 1,2,3,4,5 a 6.

   3. Spočítajte orbitálne podúrovne až po váš prvok. Pri pohľade na symboly blokov zobrazené napravo od tabuľky (s, p, d a f) a čísla stĺpcov zobrazené v spodnej časti ignorujte diagonálne čiary medzi blokmi a rozdeľte stĺpce na blokové stĺpce a uveďte ich v poradie zdola nahor. A opäť ignorujte bloky, v ktorých sú všetky prvky prečiarknuté. Napíšte bloky stĺpcov od čísla stĺpca, za ktorým nasleduje symbol bloku, teda: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pre erbium).

      • Poznámka: Vyššie uvedená elektronická konfigurácia Er je zapísaná vo vzostupnom poradí podľa čísla elektronickej podúrovne. Môže byť napísaný aj v poradí, v akom sú orbitály vyplnené. Pri písaní stĺpcových blokov postupujte podľa kaskád zdola nahor, nie po stĺpcoch: 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. Spočítajte elektróny pre každú elektronickú podúroveň. Spočítajte prvky v každom stĺpcovom bloku, ktoré neboli prečiarknuté, pripojením jedného elektrónu z každého prvku a zapíšte ich počet vedľa symbolu bloku pre každý stĺpcový blok takto: 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 . V našom príklade ide o elektronickú konfiguráciu erbia.

   5. Dávajte pozor na nesprávne elektronické konfigurácie. Existuje osemnásť typických výnimiek súvisiacich s elektronickými konfiguráciami atómov v stave s najnižšou energiou, nazývanom aj stav základnej energie. Neposlúchajú všeobecné pravidlo len na posledných dvoch alebo troch pozíciách obsadených elektrónmi. V tomto prípade skutočná elektronická konfigurácia predpokladá, že elektróny sú v stave nižšej energie v porovnaní so štandardnou konfiguráciou atómu. Výnimkové atómy zahŕňajú:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Pozn(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5dl, 6s2); Ce(..., 4f1, 5dl, 6s2); Gd(..., 4f7, 5dl, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6dl, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6dl, 7s2); U(..., 5f3, 6dl, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) a cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Ak chcete nájsť atómové číslo atómu, keď je napísané v elektronickej forme, jednoducho spočítajte všetky čísla, ktoré nasledujú za písmenami (s, p, d a f). Toto funguje len pre neutrálne atómy, ak máte čo do činenia s iónom, nebude to fungovať - ​​budete musieť pridať alebo odpočítať počet extra alebo stratených elektrónov.
      • Číslo za písmenom je horný index, nepomýlite sa v ovládaní.
      • "Stabilita polovyplnenej" podúrovne neexistuje. Toto je zjednodušenie. Akákoľvek stabilita, ktorá sa týka „poloplných“ podúrovní, je spôsobená skutočnosťou, že každý orbitál je obsadený jedným elektrónom, takže odpudzovanie medzi elektrónmi je minimalizované.
      • Každý atóm má tendenciu k stabilnému stavu a najstabilnejšie konfigurácie zaplnili podúrovne s a p (s2 a p6). Vzácne plyny majú túto konfiguráciu, takže zriedka reagujú a nachádzajú sa vpravo v periodickej tabuľke. Preto, ak konfigurácia končí na 3p 4, potom potrebuje dva elektróny na dosiahnutie stabilného stavu (strata šiestich elektrónov vrátane elektrónov na úrovni s vyžaduje viac energie, takže štyri sa stratia ľahšie). A ak konfigurácia končí v 4d 3, potom potrebuje stratiť tri elektróny, aby dosiahla stabilný stav. Navyše polovyplnené podúrovne (s1, p3, d5..) sú stabilnejšie ako napríklad p4 alebo p2; s2 a p6 však budú ešte stabilnejšie.
      • Keď máte čo do činenia s iónom, znamená to, že počet protónov nie je rovnaký ako počet elektrónov. Nabitie atómu bude v tomto prípade uvedené v pravej hornej časti (zvyčajne) chemickej značky. Preto má atóm antimónu s nábojom +2 elektrónovú konfiguráciu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Všimnite si, že 5p 3 sa zmenilo na 5p 1 . Buďte opatrní, keď konfigurácia neutrálneho atómu končí na iných podúrovniach ako s a p. Keď vezmete elektróny, môžete ich vziať iba z valenčných orbitálov (orbitály s a p). Preto, ak konfigurácia končí 4s 2 3d 7 a atóm dostane +2 náboj, potom konfigurácia skončí 4s 0 3d 7 . Upozorňujeme, že 3d 7 nie sa namiesto toho strácajú elektróny orbitálu s.
      • Existujú podmienky, keď je elektrón nútený „presunúť sa na vyššiu energetickú hladinu“. Keď na podúrovni chýba jeden elektrón, aby bola polovica alebo plná, vezmite jeden elektrón z najbližšej podúrovne s alebo p a presuňte ho do podúrovne, ktorá elektrón potrebuje.
      • Existujú dve možnosti zápisu elektronickej konfigurácie. Môžu byť zapísané vo vzostupnom poradí počtu energetických hladín alebo v poradí, v ktorom sú zaplnené elektrónové orbitály, ako bolo uvedené vyššie pre erbium.
      • Elektronickú konfiguráciu prvku môžete zapísať aj tak, že napíšete len konfiguráciu valencie, ktorá je poslednou podúrovňou s a p. Valenčná konfigurácia antimónu teda bude 5s 2 5p 3 .
      • Ióny nie sú rovnaké. S nimi je to oveľa ťažšie. Preskočte dve úrovne a postupujte podľa rovnakého vzoru v závislosti od toho, kde ste začali a aký vysoký je počet elektrónov.

Po dokončení formálneho popisu kvantovo mechanického pohybu sa ukázalo, že v atómovom priestore má každý objekt takú charakteristiku ako atómový orbitál.

atómový orbitál(AO) - oblasť priestoru okolo jadra atómu, v ktorej sa podľa zákonov kvantovej mechaniky s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón s danou energiou.

Energetický stav elektrónu je opísaný funkciou troch celé číslo parametre n ) I, m 1U ktoré sa nazývajú kvantové čísla. Pre určité hodnoty kvantových čísel je možné získať charakteristiky oblasti, kde sa môže nachádzať elektrón.

Kvantové čísla majú nasledovné fyzický význam:

• n je hlavné kvantové číslo, charakterizuje energetickú hladinu a veľkosť orbitálu;
• / - orbitálne kvantové číslo, charakterizuje energetickú podúroveň a tvar orbitálu;
• m ( - magnetické kvantové číslo, zohľadňuje vplyv vonkajšieho magnetického poľa na energetický stav elektrónu.

Hlavné kvantové číslo n je prirodzený a zodpovedá počtom období v tabuľke D. I. Mendelejeva (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7). Hlavné kvantové číslo určuje hlavný podiel energie elektrónu v danom orbitále. Toto kvantové číslo sa tiež nazýva číslo energetickej hladiny. Viac P, čím väčšia je veľkosť orbitálu.

Atómy, v ktorých sú elektróny v orbitáloch s veľkou hodnotou n(n> 8) sa nazývajú Rydbergove atómy. Prvé experimentálne údaje o Rydbergových atómoch v rádioastronómii získali v roku 1964 pracovníci FIAP (RS Sorochenko et al.) na 22-metrovom zrkadlovom rádioteleskope. Keď bol ďalekohľad orientovaný na hmlovinu Omega, v spektre jej rádiovej emisie sa objavila emisná čiara s vlnovou dĺžkou X= 3,4 cm.Táto vlnová dĺžka zodpovedá prechodu medzi Rydbergovými štátmi n = 90 a n = 91 v spektre atómu vodíka. Dnes boli Rydbergove atómy získané v laboratóriu s P~ 600! Ide o takmer makroskopické objekty s veľkosťou cca 0,1 mm a životnosťou ~1 s. Štúdium Rydbergových stavov atómov sa ukázalo byť užitočné pri práci na vytvorení kvantových počítačov.

V tomto prípade zvýšenie veľkosti nemení tvar orbitálu. Viac p y tým väčšia je energia elektrónu. Elektróny s rovnakou hodnotou hlavného kvantového čísla sú na rovnakej energetickej úrovni. číslo P energetická úroveň udáva počet podúrovní, ktoré tvoria túto úroveň.

Orbitálne kvantové číslo I môže nadobúdať hodnoty / = 0, 1,2,... až (P - 1), t.j. pre dané hlavné kvantové číslo P orbitálne kvantové číslo / môže trvať P hodnoty. Orbitálne kvantové číslo určuje geometrický tvar orbitálov a určuje orbitálny moment hybnosti (hybnosť) elektrónu, t.j. príspevok danej podúrovne k celkovej energii elektrónov. Orbitálne kvantové číslo / má okrem číselných hodnôt aj písmenové označenie:

Formuláre 5-, p-, (1-,/-orbitály sú znázornené na obr. 1.1. Znaky na geometrických prvkoch orbitálov nie sú znakmi náboja, ale odkazujú na hodnoty vlnovej funkcie y pre tieto prvky. Keďže výpočet pravdepodobnosti sa uvažuje | n/| 2 je druhá mocnina magnitúdy modulo, potom sa oblasti orbitálov vlnovej funkcie y so znamienkami "+" a "-" stanú ekvivalentnými.

Ryža. 1.1.

Zložitý tvar väčšiny orbitálov je spôsobený tým, že vlnová funkcia elektrónu v polárnych súradniciach má dve zložky – radiálnu a uhlovú. V tomto prípade pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v danom bode závisí tak od jeho vzdialenosti od jadra, ako aj od smeru v priestore vektora spájajúceho jadro s týmto bodom. Tieto funkcie závisia od / (pre 5- a p-orbitály) a od T 1 (pre c1- a /-orbitály).

Napríklad obrys (vonkajší obrys) všetkých 5-orbitálov je guľa. Ale ukazuje sa, že pravdepodobnosť nájdenia elektrónu vo vnútri tejto gule nie je rovnomerná, ale priamo závisí od vzdialenosti daného orbitálu od jadra. Na obr. 1.2 ukazuje vnútornú štruktúru 15 a 25 orbitálov. Ako vyplýva z obrázku, 25-orbitál je podobný „dvojvrstvovej cibuľke“ s vnútornými obalmi umiestnenými vo vzdialenosti 1 a 4 Bohrovy polomery obežnej dráhy. V chémii skutočnosť zložitosti vnútornej štruktúry orbitálov spravidla nehrá významnú úlohu a v tomto kurze sa nezohľadňuje.

Ryža. 1.2. Rozdelenie pravdepodobnosti nájdenia elektrónu v atóme vodíka v stavochjeA2s. G (\u003d 5,29 * 10 11 m - polomer prvej Bohrovej obežnej dráhy

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

Orbitálne magnetické kvantové číslo m t môže nadobúdať hodnoty od -/ do +/ vrátane nuly. Toto kvantové číslo určuje orientácia orbitálu v priestore pod vplyvom vonkajšieho magnetického poľa A charakterizuje zmenu energie elektrónu nachádzajúceho sa v tomto orbitále vplyvom vonkajšieho magnetického poľa. Počet orbitálov s danou hodnotou t 1 je (2/ + 1).

Uvažované tri kvantové čísla P, /, T ( sú dôsledkom riešenia Schrödingerovej vlnovej rovnice a umožňujú určiť energiu elektrónu prostredníctvom popisu jeho vlnových vlastností. Zároveň sa nebrala do úvahy duálna povaha elementárnych častíc, ich korpuskulárno-vlnový dualizmus pri popise energetického stavu elektrónu.

Vlastné magnetické kvantové číslo elektrónu m s (spin). Ako dôsledok korpuskulárnych vlastností elektrónu, pri popise jeho energetického stavu hrá úlohu iné číslo - vlastné kvantové číslo m s elektrónu (spin). Toto kvantové číslo charakterizuje nie orbitál, ale vlastnosť samotného elektrónu, ktorý sa v tomto orbitále nachádza.

Spin (z angličtiny, točiť- rotácia [-sya], rotácia) - vnútorný moment hybnosti elementárnych častíc, ktorý má kvantovú povahu a nie je spojený s pohybom častice ako celku. Často používaná analógia na opis spinu ako vlastnosti spojenej s rotáciou elektrónu okolo jeho osi sa ukázala ako neudržateľná. Takýto opis vedie k rozporu so špeciálnou teóriou relativity – rovníková rýchlosť rotácie elektrónu v tomto modeli prevyšuje rýchlosť svetla. Zavedenie spinu bolo úspešnou aplikáciou novej fyzikálnej myšlienky: predpokladá sa, že existuje priestor stavov, ktoré nemajú nič spoločné s pohybom častice v bežnom priestore. Potreba zaviesť takýto priestor stavov naznačuje potrebu uvažovať o všeobecnejšej otázke o realite fyzických mnohých svetov.

Elektrón ukazuje svoje vlastné magnetické vlastnosti v tom, že vo vonkajšom elektrickom poli je vnútorný moment hybnosti elektrónu orientovaný buď pozdĺž poľa alebo proti nule. V prvom prípade sa predpokladá, že vlastné kvantové číslo elektrónu pani= +1/2 a v druhom pani= -1/2. Všimnite si, že rotácia jediné zlomkové číslo medzi súborom kvantových charakteristík, ktoré určujú stav elektrónu v atóme.