Какво представляват атомните орбитали? Атомна орбитала. Квантови числа

Тема 6 Електронни конфигурации на атомите на химичните елементи.

1. Концепцията за орбиталите. с-, Р- И д-орбитали.

2. Електронни конфигурации на атомите на химичните елементи.

Концепцията за орбиталите. s-, p- и d-орбитали

Атомът е електрически неутрална частица, която се състои от положително заредено ядро ​​и отрицателно заредени електрони.

Електроните са разположени около ядрото на енергийни нива, чийто брой е равен на номера на периода.

Атомната орбитала е геометричен образ, който съответства на обема на пространството около атомното ядро, което съответства на 90% вероятност за намиране на електрон в този обем (като частица) и в същото време на 90% плътност на заряда на електронът (като вълна).

Внимателното изследване на атомните спектри показва, че „дебелите“ линии, причинени от преходите между енергийните нива, всъщност се разделят на по-тънки линии. Това означава, че електронните обвивки всъщност са разделени на подобвивки. Електронните подобвивки се обозначават с типовете линии, съответстващи на тях в атомните спектри:

с-подчерупката е кръстена на своята „остра“ с-линии – остър;
стр-подчерупката е кръстена на „главната“ стр-линии – главница;
д-подчерупката е кръстена на „дифузен“ д-линии – дифузен;
f-subshell е кръстен на „фундаменталния“ f-линии – фундаментален.

Енергийни нива, поднива и орбитали на многоелектронен атом

Принципът на Паули: един атом не може да има два електрона в еднакви състояния.

В съответствие с принципа на Паули може да се твърди, че всеки електрон в атома се характеризира уникално със свой собствен набор от четири квантови числа - основните н, орбитален л, магнитен ми завъртете s.

Популацията на енергийни нива, поднива и атомни орбитали от електрони се подчинява на следното правило (принцип на минимална енергия): в невъзбудено състояние всички електрони имат най-ниска енергия.

Това означава, че всеки от електроните, запълващи обвивката на атома, заема такава орбитала, че атомът като цяло има минимална енергия. Последователното квантово увеличение на енергията на поднивата се извършва в следния ред:

1с - 2с - 2п – 3с - 3п – 4с - 3д - 4п – 5с-…..

Запълването на атомните орбитали в рамките на едно енергийно подниво става в съответствие с правилото, формулирано от немския физик Ф. Хунд (1927 г.).

Правилото на Хунд: атомните орбитали, принадлежащи към едно и също подниво, се запълват първо с един електрон, а след това с втори електрони.

Правилото на Хунд се нарича още принцип на максимална кратност, т.е. максималната възможна паралелна посока на спиновете на електрони от едно енергийно подниво.

Един свободен атом може да има не повече от осем електрона на най-високото си енергийно ниво.

Наричат ​​се електрони, разположени на най-високото енергийно ниво на атома (във външния електронен слой). външен; Броят на външните електрони в атом на всеки елемент никога не е повече от осем. За много елементи броят на външните електрони (със запълнени вътрешни поднива) до голяма степен определя техните химични свойства. За други електрони, чиито атоми имат незапълнено вътрешно подниво, например 3 д-подниво на атоми на елементи като Sc, Ti, Cr, Mn и др., химичните свойства зависят от броя на вътрешните и външните електрони. Всички тези електрони се наричат валентност; в съкратените електронни формули на атомите те се записват след символа на атомния скелет, т.е. след израза в квадратни скоби.

2. ЕЛЕКТРОННА СТРУКТУРА НА АТОМИТЕ. ХИМИЧНА ВРЪЗКА

Всяко стабилно състояние на електрон в атом се характеризира с определени стойности на квантовите числа: n, l, ml, ms, наречени съответно: главни, орбитални, магнитни и спинови.

Състоянието на електрона в атома, съответстващо на определени стойности на квантовите числа n, l, ml, се нарича атомна орбитала (a.o.). В противен случай атомната орбитала е пространството, където е най-вероятно да пребивава електрон.

В зависимост от стойността на орбиталното квантово число се приема следното обозначение на енергийните поднива:

ℓ= 2 – d -*- ℓ= 3 – f -*-

Всеки тип атомна орбитала има своя собствена форма на електронен облак. S е сферична орбитала, p е орбитала с форма на дъмбел, d е орбитала с форма на розетка, f е орбитала с още по-сложна форма.

Броят на орбиталите от всеки тип се определя от броя на начините за ориентирането им в пространството, т.е. брой стойности на магнитни квантови числа - ml. Магнитното квантово число има (2ℓ + 1) стойности

(Таблица 2.1).

Графично атомната орбитала е изобразена или - . Броят (z) на атомните орбитали на енергийно ниво се дава по формулата za.o. = n2, където n е главното квантово число.

Според принципа на Паули един атом не може да има два електрона, характеризиращи се с еднакъв набор от квантови числа. От това следва, че всяка атомна орбитала може да бъде заета от не повече от два електрона и техните спинови квантови числа трябва да са различни, което се означава с ↓.

Така общият брой електрони на енергийно ниво се определя по формулата ze = 2n2. Броят на електроните в едно подниво се определя по формулата 2(2ℓ + 1). Изчисляването на броя на електроните и структурата на нивата може да се представи под формата на таблица. 2.2.

Познавайки структурата на всяко подниво и ниво, можете да създадете електронни формули на елементите.

Стабилното (невъзбудено) състояние на многоелектронен атом съответства на разпределение на електрони по атомни орбитали, при което енергията на атома е минимална. Следователно атомните орбитали се запълват в реда на последователно нарастване на техните енергии. Редът, в който атомните орбитали се запълват с електрони, се определя от правилата на Клечковски, които отчитат зависимостта на орбиталната енергия от стойностите както на главните (n), така и на орбиталните (ℓ) квантови числа. Съгласно тези правила атомните орбитали се запълват с електрони в реда на последователно нарастване на сумата (n+1) (първото правило на Клечковски), а за еднакви стойности на тази сума, в реда на последователно нарастване на главно число n (второто правило на Клечковски).

Разположението на електроните в атомните орбитали в едно енергийно подниво се определя от правилото на Хунд, според което минималната енергия на атома съответства на разпределението на електроните в атомните орбитали на дадено подниво, при което абсолютната стойност на общия спин на атомът е максимален; при всяко друго разположение на електроните атомът ще бъде във възбудено състояние, т.е. ще се характеризира с по-висока енергия.

Задачи и упражнения

2.1. Как се обозначава състоянието на електрона: а) при n=4, l=2; б) с n=5, l=3.

Решение: При изписване на енергийното състояние номерът на поднивото (n) се обозначава с цифра, а характерът на поднивото (s, p, d, f) се обозначава с буква. За n=4 и ℓ=2 пишем 4d; за n=5 и ℓ=3 пишем 5f.

Таблица 2.2

Изчисляване на броя на електроните

Край на масата. 2.2

2.2. Колко общо орбитали съответстват на третото енергийно ниво? Колко електрона има на това ниво? На колко поднива се разделя това ниво?

Решение: За третото енергийно ниво n = 3, броят на атомните орбитали е 9 (32); този брой орбитали е сумата от 1(s) + 3(p) + 5(d) = 9. Според принципа на Паули броят на електроните на това ниво е 18. Третото енергийно ниво е разделено на три поднива : s, p, d (броят на поднивата съвпада с броя на стойностите на главното квантово число).

Всички химични елементи могат да бъдат класифицирани в 4 типа в зависимост от естеството на запълваните поднива:

s-елементи – изпълнени с електрони ns – подниво; p-елементи – запълнени с електрони np – подниво; d-елементи – изпълнени с електрони (n-1)d – подниво; f-елементи – изпълнени с електрони (n-2)f – подниво.

За да напишете електронната формула на даден елемент, трябва: да посочите номера на енергийното ниво с арабски цифри, да напишете буквената стойност на поднивото и да напишете броя на електроните като експонента.

Например: 26 FeIV 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.

Електронната формула се съставя, като се вземе предвид конкуренцията на поднива, т.е. правила за минимална енергия. Без да се вземат предвид последните електронни

формулата ще бъде написана: 26 Fe1V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. Максималната валентност на даден елемент се определя от броя на валентните орбитали и зависи от електронния тип на елемента и номера на периода.

Електронната структура на елементите по периоди и максимална валентност са представени в табл. 2.3.

Таблица 2.3 Електронна структура и максимална валентност на елементите

2.3. Кое подниво се запълва в атома с електрони след запълване на поднивото: а) 4p; б) 4s?

Р Решение: a) Подниво 4p съответства на сумата (n + l), равна на 4+1 = 5. Същата сума n+l характеризира поднива 3d (3+2 = 5)

И 5s (5+0 = 5). Въпреки това, състояние 3d съответства на по-малка стойност на n (n = 3) от състояние 4p, така че подниво 3d ще бъде запълнено по-рано от подниво 4p. Следователно, след попълване на подниво 4p, подниво 5s ще бъде запълнено, което съответства на по-висока стойност на n (n=5) с единица.

б) подниво 4s съответства на сумата n+l = 4+0 = 4. Същата сума n+l характеризира подниво 3p, но запълването на това подниво предшества запълването на подниво 4s, т.к. последното съответства на по-голяма стойност на главното квантово число. Следователно, след подниво 4s ще бъде запълнено подниво със сумата (n+l) = 5 и от всички възможни комбинации n+l, съответстващи на тази сума (n=3, l=2; n=4, l= 1; n= 5, ℓ=0), първо ще се реализира комбинацията с най-малката стойност на главното квантово число, т.е. след подниво 4s ще бъде запълнено подниво 3d.

Заключение: Така запълването на подниво d изостава с едно квантово ниво, запълването на подниво f изостава с две квантови нива.

2.4. Електронната структура на атома се описва с формулата 1s 2 2s2 2p6 3s2 3d7 4s2 . Какъв елемент е това?

Р Решение: Този елемент принадлежи към електронния тип

d-елементи от 1-ви период, т.к 3d поднивото е изградено от електрони; броят на електроните 3d7 показва, че това е седмият елемент по ред. Общият брой на електроните е 27, което означава, че атомният номер е 27. Този елемент е кобалт.

2.5. На какво основание фосфорът и ванадият са поставени в една и съща група на периодичната таблица? Защо са поставени в различни подгрупи?

Р Решение: Електронни конфигурации на P 1s атоми 2 2s2 2p3 3s 2 3p 3 ; V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d 3 . Те подчертават валентните електрони.

Тези елементи имат еднакъв брой валентни електрони - 5. Следователно P и V се намират в една и съща 5-та група. В същото време тези елементи не са електронни аналози, т.к са изградени на различни поднива, което означава, че не трябва да се намират в една и съща подгрупа.

Химическа връзкае резултат от квантово механично взаимодействие на електрони.

Според характера на разпределението на електронната плътност между атомите химичните връзки се разделят на ковалентни неполярни, полярни и йонни (металните връзки, реализирани в металите, тук не се разглеждат). Ако няма изместване на двойка електрони, тогава връзката се доближава до неполярна ковалентна. Ковалентната полярна връзка се осъществява от споделена двойка електрони, изместени (поляризирани) към ядрото на един от партньорските атоми. Йонната връзка се счита за изключително поляризирана ковалентна връзка. За да се оцени способността на атом на даден елемент да привлича обща електронна двойка, се използва стойността на относителната електроотрицателност (χ) (Таблица 5). Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността (Δχ), толкова по-голяма е поляризацията на връзката (толкова по-висока е йонността на връзката). Смята се, че ако Δχ > 1,9, тогава връзката е йонна.

2.6. Изчислете разликата между относителната електроотрицателност на атомите за H-O и E-O връзки в съединенията E(OH)2, където E са елементите Ca, Sr, Ba, и определете:

а) коя връзка Н-О или Е-О се характеризира във всяка молекула с по-висока степен на йонност; б) какъв е характерът на йонизацията на тези молекули във воден разтвор?

Решение: а) Нека изчислим Δχ за връзката между E-O и H-O:

Δχ Ca-O = 3,5 - 1,04 = 2,46 Δχ Sr-O = 3,5 - 0,99 = 2,51 Δχ Ba-O = 3,5 - 0,90 = 2,60 Δχ H-O = 3,5 - 2,1 = 1,4

От сравнението на Δχ виждаме, че E-O връзката може да се счита за йонна, H-O връзката може да се счита за полярна.

б) йонизацията във водни разтвори ще настъпи по най-йонната връзка, т.е. по схемата: E(OH)2 ↔ E2+ + 2OH- (по вид

основания).

Силата на химичната връзка се характеризира с енергия (kJ/mol) и

дължина (nm или A) на връзката. Колкото по-висока е енергията на връзката и колкото по-къса е нейната дължина, толкова по-силна е връзката.

Химическа връзка, т.е. обща електронна двойка може да се образува по два начина: чрез обменен и донорно-акцепторен механизъм. Химическата връзка се характеризира с три основни свойства:

1) има определена посока в пространството. От тази гледна точка се прави разлика между σ иπ облигации. Ъгълът, образуван от посоките на две σ връзки, се нарича връзка. Ако π връзка свързва няколко атома, тя се нарича нелокализирана;

2) има тенденция към насищане, в резултат на което частиците имат определен състав и структура. Възможни: съгласуване-

ненаситено, координационно наситено, валентно наситено и валентно ненаситено състояние на атомите;

3) могат да се поляризират под въздействието на различни фактори (в зависимост от електроотрицателността на атомите, както и под въздействието на външно електрическо или магнитно поле, под действието на други полярни молекули).

За да се обясни геометричната структура на молекулите, се използва идеята за хибридизация на атомните орбитали на централния атом. Според тази идея образуването на σ връзки се предхожда от промяна във формата и енергията на атомните орбитали. Образуват се хибридни орбитали, които са способни на по-дълбоко припокриване и следователно на по-силни връзки. За елементи от s и p електронен тип орбиталите, съдържащи несподелени електронни двойки, могат да участват в хибридизацията.

2.7. Покажете образуването на връзка в молекулата BF3 и йона BF4 -. Обяснете структурата на тези частици.

Решение: 1. Нека съставим електронните формули на атомите и йоните

ново: B 1s2 2s2 2p1 ; F 1s2 2s2 2p5; F- 1s2 2s2 2p6.

2. Нека покажем разпределението на електроните по валентни орбитали. В този случай вземаме предвид степента на окисление на борния атом в съединението (условно можем да приемем, че броят на несдвоените електрони в атома съответства на степента на окисление).

3. Нека покажем образуването на всички възможни връзки и да посочим механизма на тяхното образуване:

3 σ връзки са образувани чрез механизма на обмен Въз основа на валентните способности на атома

бор и тенденцията му към насищане, ще покажем образуването на π-връзка по донорно-акцепторния механизъм. Но защото тази връзка обединява повече от два атома

mov, той ще бъде нелокализиран.

В BF4 - йона се образуват 4 σ връзки, три от които по обменния механизъм и една по донорно-акцепторния.

4. Нека изчислим множествеността на облигациите като съотношение на общия брой облигации към брояσ-връзки. В молекулата BF3 множествеността на връзката е 1⅓, в йона BF4 - множествеността на връзката е 1.

5. Нека определим състоянието на централния атом от гледна точка на насищане

мостове. Молекулата BF3 проявява максимална валентност поради σ и π връзките; следователно, състоянието на борния атом е валентно наситено.

Йонът BF 4 - проявява максимална валентност поради σ връзки, следователно състоянието на борния атом е координационно наситено.

6. Нека да определим естеството на връзката B-F по отношение на полярността. защото разликата в електроотрицателността (Δχ) е 4,0-2,0 = 2,0, т.е. Повече от 1,9 връзката може да се счита за йонна.

7. Нека определим вида на хибридизацията на атомните орбитали на централния атом и геометричната форма на частиците.

В молекулата BF 3 s и 2p орбиталите участват в образуването на σ връзки, следователно типът на хибридизацията е sp2. Молекулата има триъгълник

структура. В BF4 - йона една s и три p орбитали участват в образуването на σ връзки, следователно типът на хибридизацията е sp3. Йонът има тетраедрична форма.

8. Нека изобразим графично структурата на частиците

2.8. Покажете образуването на връзки в молекулата на SO3, обяснете структурата на молекулата.

Решение: Електронни формули на елементите

S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 O 1s2 2s2 2p4.

защото степента на окисление на серния атом е +6, ще покажем разпределението на електроните по валентните орбитали на възбудения серен атом.

Серният атом образува, според обменния механизъм, 3 σ връзки (поради една s и две p-атомни орбитали) и 3 π връзки (поради една p- и две d-атомни орбитали).

Следователно атомът е валентно наситен, координационно ненаситен; множественост на връзката 6/3 = 2. S-O връзката е полярна, общите електронни двойки са изместени към кислорода (Δχ = 0,5). Тип хибридизация sp2. Молекулата има триъгълна структура.

3. СЛОЖНИ ВРЪЗКИ

Комплексните съединения играят важна роля в живота на живите организми. Йоните Na, K, Ca, Mg, които изпълняват важни физиологични функции в организма, се намират в кръвта, лимфата и тъканните течности под формата на сложни съединения. Йоните Fe, Zn, Mn, Cu образуват сложни съединения с протеини и са част от ензими и витамини. Желязото е част от хемоглобина. Хемоглобинът е съединение между глобиновия протеин и хем комплекса. В хема централният йон е Fe2+.

Комплексните съединения са молекулни съединения, чиято комбинация от компоненти води до образуването на сложни йони, способни да съществуват свободно както в кристал, така и в разтвор. В молекулите на сложните съединения има вътрешни и външни сфери. Вътрешната сфера е оградена в квадратни скоби и се състои от централен атом или йон, наречен комплексообразуващ агент, и атоми, йони или молекули, координирани около него, наречени лиганди.

Броят на лигандите, координирани около комплексообразуващия агент, определя неговото координационно число (CN). Последният показва броя на σ-връзките, които възникват между c.o. и лиганди.

Молекула c.s. електрически неутрален. Зарядът на вътрешната сфера е равен на заряда на външната сфера с противоположен знак. Зарядът на комплексния йон е равен на алгебричната сума от зарядите на к.о. и лиганди.

Класификация на комплексни съединения

1. Според характера на заряда на комплексния йон

- катионен: образува се поради координация около положително заредена единица. неутрални лигандни молекули

Cl2; Cl3;

- анионен: комплексообразовател – положителни йони, литий

гангандите са К2 аниони; Na2;

- неутрален: формира се от координация около неутрален ко. неутрални лиганди o или с едновременна координация около положително заредена ко.

отрицателно заредени и неутрални лиганди

2. По естеството на лигандите

Хидрати или аква комплекси Cl3;

Амоняк SO4;

- киселинни комплекси К 2 ;

- Na хидроксо комплекси.

3. По брой к.о.

Мононуклеарен Cl2;

Полиядрени [(NH 3 )4 Co\ / OH OH / \ Co(NH3 )4 ]Cl4 .

Правила за именуване на сложни съединения

1) заглавие на к.с. започнете с катион;

2) В името на сложен йон първо се посочват лигандите, след това централния атом. Окончанието "о" се добавя към имената на анионните лиганди;

съответните свободни молекули. Изключение: NH3 – амин; H2 O – вода; CO – карбонил;

3) комплексообразовател в катионни и неутрални съединения. наречено руското име на елемента, в анионните - латинското име с добавяне на окончанието „ат“;

4) степен на окисление k.o. означен с арабска цифра и поставен в

скоби след името му. K3 – калиев хексанитритокобалтат (+3); Cl3 – хексааквахром (+3) хлорид; o – железен пентакарбонил (0).

Поведение на комплексни съединения в разтвор

В разтворите на ц.с. държи се като силен електролит и се разпада изцяло на сложен йон и йони на външната сфера:

Cl → + + Cl-

Комплексните йони се йонизират обратимо и стъпаловидно: + ↔ + + NH3

+ ↔ Ag+ + NH3 или общо: + ↔ Ag+ + 2NH3

Равновесната константа за йонизация на сложен йон се нарича константа на нестабилност

Зависи само от природата на съединението и температурата; е дадено в справочници (виж таблица 6).

4. ХИМИЧНО РАВНОВЕСИЕ

Химичното равновесие е състояние, при което скоростите на правата и обратната реакция са равни:

В този случай промяната в енергията на Гибс е нула

Отиди = O; ΔΗο = T Така че

Състоянието на химичното равновесие остава непроменено при постоянни външни условия. Когато тези условия (температура, налягане, концентрации) се променят, равновесието се нарушава, за да се възстанови отново, но при нови условия.

Изместването на равновесието се подчинява на принципа на Льо Шателие: ако в една равновесна система се промени едно от условията, които определят положението на равновесието, тогава равновесието се измества в посоката на процеса, който отслабва ефекта на влиянието. По този начин, с увеличаване на концентрацията на реагентите, равновесието се измества към процеса, който ще предизвика потреблението на тези реагенти. Причината за това поведение на равновесната система е увеличаването на броя на сблъсъци на частици от тези реагенти, което води до ускоряване на пряката или обратната реакция.

В газовите системи нарастването на концентрациите на реагентите се получава при повишаване на налягането или намаляване на обема на системата. Следователно, с увеличаване на общото налягане в системата, тази от двете обратими реакции, която протича с участието на по-голям брой молове газ, ще протича по-бързо, т.е. равновесието се измества към образуването на по-малко бенки.

С повишаването на температурата скоростта както на правата, така и на обратната реакция се увеличава, но скоростта на ендотермичната реакция се увеличава в по-голяма степен.

реакции, защото характеризира се с по-висок температурен коефициент.

Задачи и упражнения

4.1. Покажете посоката на изместване на равновесието, когато концентрацията на H2 в равновесната система намалява:

CO + H2 O↔ CO2 + H2 Решение: С намаляване на CH 2, съгласно принципа Le

Шателие, пряката реакция трябва да надделее, т.к в същото време количеството H2 ще се увеличи и равновесието ще се възстанови отново.

4.2. В каква посока ще се измести равновесието PC15 ↔ PC13 + C12 - 31 kJ mol-1 с повишаване на температурата и налягането?

Решение: С повишаването на температурата равновесието ще се измести надясно, защото директната реакция протича с поглъщане на топлина, т.е. е

ендотермичен. С увеличаването на налягането броят на сблъсъците между молекулите PC13 и C12 ще бъде по-голям от PC15, така че равновесието ще се измести наляво.

4.3. При какви условия в равновесна система

N2 g + 3H2 g ↔ 2NH3 g + 22 kJ mol-1 може ли добивът на NH3 да бъде максимизиран?

Решение: За увеличаване на добива на NH3, т.е. за да преместите баланса надясно, трябва:

1) повишаване на налягането на газовата смес, т.к в този случай скоростта на директната реакция се увеличава, тъй като в нея участват по-голям брой бенки;

2) увеличаване на концентрацията на N 2 и Н2 и намалява концентрацията на NH3, като го отстранява от реакционната сфера;

3) понижаване на температурата на реакционната смес, т.к реакция относно

Образуването на NH3 е екзотермично.

Количествена характеристика на състоянието на химичното равновесие е равновесната константа, която отразява закона за масовото действие.

Равновесната константа е свързана с енергията на Гибс чрез връзката RTlnK

= -∆G o . За процеса aA + bB ↔ cC + dD константа на концентрация

равновесието има формата: Кс = [C] c [D] d, където [A], [B], [C], [D] – равновесие- [A]a [B]b

крайни концентрации в mol/l; a, b, c, d – стехиометрични коефициенти.

парциални налягания на газове и смеси.

Константите Kc и Kp характеризират равновесните процеси в разредени разтвори на електролити и неелектролити и в газови системи при налягания, близки до 101,3 kPa (идеални газове).

За концентрирани разтвори и неидеални газове трябва да се използват следните стойности на активност:

K a = a C c a D d a A a a B b

Равновесната константа зависи от природата на реагентите и температурата, но не зависи от концентрациите на компонентите на равновесната система.

В хетерогенните системи концентрацията на твърдата фаза се включва в стойността на равновесната константа, т.к е постоянна стойност.

Ако протичат реакции във водни разтвори с участието на вода, тогава концентрацията на водата е висока и постоянна и практически няма да повлияе на равновесното състояние.

Нека запишем равновесните константи на процесите: 4HC1g + O2g ↔ 2H2Og + 2C12g

При решаването на проблеми е необходимо ясно да се определи агрегатното състояние на реагиращите вещества, както и да се разграничат първоначалните концентрации на веществата от равновесните.

C равновесие = C първоначално - C консумирано

4.4. В съд с вместимост 1 литър при 410°C се смесват 1 mol Н2 и 1 mol I2. Изчислете при какви концентрации се установява химичното равновесие, ако равновесната константа е 48?

Решение: H 2 + I 2 ↔ 2HI

Да приемем, че X мола H2 и I2 се изразходват в реакцията. Тогава се образуваха 2Х мола HI, т.е. HI = 2 mol/l. В този случай = =

Получаваме уравнението: 44X2 – 96X + 48 = 0 Решавайки го, получаваме X = 0,776. Нека изчислим равновесните концентрации: HI = 2X = 2 0,776 = 1,552 mol/l

1 - X = 0,222 mol/l.

4.5. При обратимата реакция CO + C12 ↔ COC12 са установени следните равновесни концентрации (mol/l): = 0,1; = 0,4; = 4. Изчислете Kravn. и начални концентрации на C12 и CO.

Намираме началните концентрации: Sysh. = Comp. + Неразходи . За да се образуват 4 мола COC12, според уравнението на реакцията, се изразходват 4 мола

молове CO и C12. Следователно началните концентрации са: CCO = 0,1 + 4 = 4,1 mol/l; CC1 2 = 0,4 + 4 = 4,4 mol/l.

4.6. Определете обемния състав на сместа в момента на равновесие за реакцията Cграфит + O2 g ↔ CO2 g, ако при 1300 o C Crav. = 0,289.

Решение: K p = P P CO 2

Нека означим с X съдържанието на CO2 в обемни части (проценти). Тогава съдържанието на O2 ще бъде (100-X). Нека заместим в уравнението:

K = 0,289 = (100 X − X); X = 22,42 об.%. Съдържанието на O2 ще бъде

5. ХИМИЧНА КИНЕТИКА

Химическата кинетика изучава скоростта и механизма на химичните реакции, както и влиянието на различни фактори върху скоростта. Средната скорост на химическа реакция се измерва чрез промяната в концентрацията на реагентите за единица време:

V = ± C 2 − C 1 ,

τ2 −τ1

където C2 и C1 са концентрациите на вещества (mol/l), съответстващи на времето τ2 и τ1 (в s или min). За разнородни системи се измерва скоростта

чрез промяна на концентрацията на единица повърхност на твърдата фаза (1 cm2 или 1 m2).

Скоростта на химичната реакция зависи от следните основни фактори:

- естеството и състоянието на реагиращите вещества;

- естеството на средата, в която протича реакцията;

Катализатор;

- концентрации на реагиращи вещества, както и за газове и налягане;

Температури.

Химическата активност на веществата зависи от структурата на атомите или молекулите, естеството на вътремолекулните и междумолекулните връзки. Радикалите имат най-голяма активност, тя е малко по-ниска за йони и молекули. Състоянието на агрегиране на реагентите и степента на дисперсност също са важни.

Почти винаги веществата реагират със средата (разтворител), образувайки солвати (хидрати). В допълнение, разтворителят може да има каталитичен ефект.

Катализаторите обикновено ускоряват химичните реакции, като променят пътя им. В този случай новият реакционен път съответства на по-ниска енергия на активиране. Енергията на активиране (Ea) е минималната енергия, която трябва да имат частиците на реагиращите вещества, за да взаимодействат. Стойността на Ea се определя от химическата природа на веществата.

Ефектите на концентрацията, налягането и температурата върху скоростта на химичната реакция могат да бъдат количествено определени.

Закон за масовото действиеизразява зависимостта на скоростта на химичната реакция от концентрацията на реагиращите вещества: скоростта на реакцията е правопропорционална на концентрациите на реагиращите вещества, повдигнати на степента на техните стехиометрични коефициенти. За реакция

aA + bB → C V = KCA a CB b,

където CA и CB са моларните концентрации на реагенти A и B;

А и b – стехиометрични коефициенти за A и B;

ДА СЕ – константа на скоростта на дадена реакция, отразяваща влиянието на природата на веществата. Зависи от температурата, но не зависи от концентрацията на веществата.

За газови системи, вместо концентрации, можете да използвате стойността

us парциални налягания: V = KPA a PB b .

В хетерогенните системи концентрациите на кристални вещества са постоянни стойности и са включени в константата на скоростта. Причината за увеличаването на скоростта на реакцията с увеличаване на концентрациите на реагентите може да се обясни с увеличаване на общия брой сблъсъци на частици и следователно увеличаване на броя на активните сблъсъци. Нека напишем изрази за скоростта на следните реакции:

а) 2H2 g + O2 g = 2H2 Og

Законът за масовото действие е валиден само за прости реакции с малък ред и молекулярност.

Редът на реакцията се разбира като сумата от експонентите при концентрациите в израза на закона за масовото действие. Молекулярност на реакциятаопределя се от минималния брой молекули, участващи във взаимодействието. Въз основа на тяхната молекулярност реакциите се разделят на едномолекулни (мономолекулни), двумолекулни (бимолекулни) и тримолекулни (тримолекулни). Реакциите с по-високо молекулно тегло са редки, тъй като Такива реакции протичат на няколко етапа.

Едномолекулните реакции включват реакции на разлагане и вътрешномолекулни пренареждания, за които V = K·C. Двумолекулните реакции включват реакции, при които взаимодействието възниква при сблъсък на две молекули, за тях V = K·C1 ·C2; за тримолекулни реакции V = K·C1 ·C2 ·C3. Въз основа на реда на реакциите има първи, втори и трети ред, както и нулев и дробен.

трети ред V = K·C3 , V = K·C1 2 ·C2 , V = K·C1 ·C2 2 .

Реакциите имат нулев ред, ако по време на целия процес концентрацията на веществото не се променя и скоростта е постоянна. Това е възможно в хетерогенни системи, където кристалното вещество взаимодейства с повърхността и концентрацията остава постоянна. За реакция от нулев ред V = K·Co. Една реакция има дробен ред, ако процесът протича на няколко етапа, всеки от които има незначителна скорост.

Задачи и упражнения

5.1. Определете молекулярността и реда на реакцията:

C12 g + 2NO g = 2NOCl g

Решение: 1 мол С12 и 2 мола NO влизат в реакцията, следователно посочената реакция е тримолекулна. Процедурата за определяне

Нека използваме уравнението: V = KCCl 2 C2 NO. Реакцията е от трети ред.

5.2. Изчислете скоростта на разтваряне на железен (II) хидроксид в 0,02 M H2SO4 при K = 40. Определете молекулата и реда на реакцията.

Решение: Реакцията ще протече съгласно уравнението:

Fe(OH)2 cr + H2 SO4 p-p = FeSO4 p-p + 2H2 O l

V = KCH 2 SO 4, защото Fe(OH)2 е в кристална фаза. Молекулярността на реакцията е 2, ред 1. Изчислете скоростта на реакцията:

V = 40·0,02 = 0,8 mol/min·l.

5.3. В разтвор, съдържащ 1 mol SnCl 2 и 2 мола FeCl3, реакцията протича съгласно уравнението:

SnCl2 p + 2FeCl3 p ↔ SnCl4 p + 2FeCl2 p

Колко пъти ще намалее скоростта на реакцията след реакцията?

е 0,65 mol SnCl2?

Решение: Изчислете началната скорост на реакцията

След като 0,65 mol SnCl2 реагира, концентрациите ще бъдат

имат следните стойности: СSnCl2 = 1 - 0,65 = 0,35 mol/l; СFeCl3 = = 2 - 1,3 = 0,7 mol/l. В този случай скоростта на реакцията ще бъде равна на:

V1 = K 0,35 0,72 = 0,17 K.

5.4. Как ще се промени скоростта на реакцията CO g + C12 g = COC12 g, ако обемът на газовата смес се намали наполовина?

Решение: Първоначалната скорост на реакция ще бъде равна на:

Vo = K CCO CC1 2. С намаляване на обема наполовина, концентрациите на всички

компонентите ще се удвоят и скоростта може да се изчисли, както следва: V 1 = K 2C CO 2C Cl2 = 4KC CO C Cl2

Съвсем очевидно е, че при намаляване на обема с фактор 2, скоростта на реакцията се увеличава с фактор 4.

Ефектът на температурата върху скоростта на химичната реакция също се определя количествено. С повишаване на температурата скоростта на всякакви реакции се увеличава, което се обяснява с увеличаване на броя на активните частици, чиято енергия достига или надвишава енергията на активиране Ea. Зависимостта на константата на скоростта на реакцията от температурата се изразява като

В практиката за изчисления се използва правилото на Вант Хоф, според което при повишаване на температурата с 10° скоростта или константата на скоростта на реакцията нараства 2-4 пъти.

γ – температурен коефициент.

Правилото на Вант Хоф дава по-малко точни резултати от уравнението на Арениус, защото γ може да се счита за постоянно само в малък температурен диапазон. За неорганични реакции γ = 2-4, за ензимни реакции γ = 7-8.

5.5. Температурният коефициент на скоростта на разлагане на HI в температурния диапазон 356-376o C е равен на 2. Изчислете константата на скоростта на тази реакция при 376o C, ако при 356o C е равна на 8,09·10-5.

Орбитали на водородния атом.

Когато се разглеждат вълнови функции за електрони в отделни атоми, тези функции се наричат атомни орбитали(съкратено AO). Експериментални доказателства за съществуването на атомни орбитали могат да бъдат получени от атомни спектри. Например, по време на електрически разряд във водороден газ, молекулите Н2 се дисоциират на атоми и атомите излъчват светлина със строго определени честоти, които са групирани в серии: във видимата област (така наречената серия на Балмер), ултравиолетова (серия на Лайман). ) и инфрачервен (серия Paschen). Дори в предквантовия период беше забелязано, че всички серии отговарят на едно просто уравнение:

атомно молекулярно орбитално квантуване

Водородният атом е триизмерен, така че уравнението на Шрьодингер трябва да включва кинетичната енергия във всичките три измерения и ще има малко по-сложна форма от уравнението за едномерно движение, представено в раздел 1.1 на тази глава. При решаването му с налагането на гранични условия, които следват от вероятностната интерпретация на вълновата функция, се получиха следните изводи.

1. Необходимо е да се приеме, че има три безразмерни квантови числа, които се означават със символите n, / и m Появата на квантово число n се дължи на факта, че електронът може да променя разстоянието си от ядрото. . Квантов

числа / и Tса свързани с ъгловия импулс на електрона, който може да обикаля около ядрото в три измерения. Числото / характеризира големината на ъгловия момент, а числото T- ориентацията на ъгловия импулс в пространството, тъй като ъгловият импулс е векторно количество. Допустимите стойности на квантовите числа, които следват от граничните условия са n - 1, 2, 3.;

2. Енергията на електрона, най-общо казано, трябва да зависи и от трите квантови числа, или поне от две, но уникална характеристика на водородния атом (но не и на други атоми) е, че енергията на електрона зависи само от n тази причина n се нарича главно квантово число. (Така че за n = 3l може да приеме стойностите 0, 1 и 2, но енергията на електрона остава постоянна.) Разрешените енергии ще бъдат енергии от формата En = R/n2.

Атомните орбитали на водороден атом са много важни, защото показват как електронът (или електронната плътност) е разпределен в пространството. Амплитудата на AO w (r) е различна на различни места в пространството и вероятността за намиране на електрон в някаква безкрайно малка област df около точка r е. Пространственото разпределение на електрона може да бъде изобразено чрез посочване на величината с помощта на различни плътности на засенчване на диаграмата. Разпределението на плътността в някои водородни АО е показано на фиг. 1.1

Орбиталата на основното състояние на водородния атом е много проста: тя е сферично симетрична и нейната плътност намалява експоненциално, докато се отдалечава от ядрото. Следователно, най-вероятно е да се намери електрон близо до ядрото, където q/ и следователно y? ^ са максимални. Това е в съответствие с идеята, че за да се постигне най-ниската потенциална енергия, електронът трябва да се стреми към ядрото. Обаче орбнталът не е напълно „притиснат“ към ядрото, а се простира до области, доста отдалечени от него. Тази ситуация възниква поради факта, че не само потенциалната, но и кинетичната енергия на електрона е от голямо значение. Последната не може да бъде представена като кинетична енергия на движение в орбита около ядрото, което води до появата на центробежна сила, която държи електрона далеч от ядрото, тъй като ъгловият импулс на електрона в основното състояние на водорода атомът е нула. (За n = 1 може да има само едно квантово число на ъглов момент: / = 0 и следователно равно на нула.) Така, в класическия смисъл, електронът в основното състояние на водородния атом изглежда не се върти около ядрото, но просто се люлее по радиуса. С това е свързана кинетичната му енергия. От гледна точка на квантовата теория, кинетичната енергия на електрона е свързана с дължината на вълната на електрона, разпространяващ се в радиална посока. Ако орбиталата се „притисне“ към ядрото, дължината на вълната в радиална посока неизбежно намалява и следователно кинетичната енергия се увеличава (раздел 1.1). Истинската orbnthal е резултат от компромис между умерено ниска потенциална енергия и умерено висока кинетична енергия. По-близо до ядрото, електронната плътност е по-висока, но тя присъства и на разстояние от ядрото.

Фиг.1.1

Всички орбитали с нулев ъглов момент се наричат ​​s орбитали. Най-ниската енергийна орбитала се нарича 1s орбитала. Ако n= 2 и 7=0, тогава това е 2s орбитала. Неговата енергия е по-висока от енергията на 1s орбитала по две причини. Първо, той има радиален възел (фиг. 1.2), който е сферична повърхност, вътре и извън която вълновата функция има различни знаци, а на самата тази повърхност електронната плътност е нула. Появата на възли във всяка орбитала увеличава енергията на електрона, заемащ тази орбитала, и колкото повече възли, толкова по-висока е енергията на орбиталата.

Това се дължи на факта, че с увеличаването на броя на възлите дължината на вълната на електрона става по-къса, т.е. по-голям брой полуволи попада върху една и съща площ от пространството и следователно неговата кинетична енергия се увеличава. Второ, увеличаването на енергията на 2s орбитала в сравнение с 1s орбитала се дължи на факта, че 2s орбитала се простира на разстояние по-далеч от ядрото и следователно потенциалната енергия на електрона в нея е по-висока, отколкото в 1s орбитален. Подобни забележки могат да бъдат направени по отношение на по-високо разположените s-орбитали: и т.н.

Фиг.1.2

Орбитален s n= 1 няма възли. Орбиталите с n=2 имат един възел, с n=3 - два възела и т.н. По отношение на операцията на симетрия на инверсия (центърът на инверсия съвпада с центъра на ядрото), всички s-орбитали са симетрични, всички s-орбитали са антисиметрични, всички s-орбитали са симетрични и т.н.

Ако n=0, единствената разрешена стойност л, е нула, но ако n = 2, квантовото число на орбиталния ъглов момент може да приеме стойностите 0 (2n-орбита al) или 1. Ако n = 1, атомните орбитали се наричат Р- orbngalei. При n= 2И л= 1 имаме 2p-orbnthal. Тя се различава от 2s орбитала по това, че електронът, който я заема, има орбитален ъглов импулс с магнитуд (2) Ъгловият импулс е следствие от наличието на ъглов възел (фиг. 1.2), който, както се казва, „въвежда кривина в ъгловата промяна на вълновата функция” (топката се превръща в дъмбел). Наличието на орбитален ъглов момент оказва силно влияние върху радиалната форма на орбиталата. Докато всички 5-орбитали в ядрото имат ненулева стойност, там няма 1s орбитали. Това може да се разглежда като изхвърляне на електрона от ядрото чрез орбитален ъглов момент. Силата на кулоновото привличане на електрон към ядрото е пропорционална на 1/r, където r е разстоянието от ядрото, а центробежната сила, отблъскваща електроните от ядрото, е пропорционална на r 3 (3 е ъглов момент). Следователно, ако ъгловият импулс е <0, при много малко r центробежната сила надвишава силата на Кулон. Този центробежен ефект се проявява и при АО с л=2, които се наричат ​​1s орбитали, л=3 (s-орбитали) и висши орбитали (Ј-, /? -, y-орбитали). Всички тези орбити, поради факта, че /^0, имат нулева амплитуда в ядрото и следователно вероятността да се намерят електрони там е нула.

U 2/? - orbntali няма радиален възел, а 3/? - орбитата го има. Скици на долните атомни орбити на алеи, илюстриращи свойствата и симетрията на АО (но не и вероятностното разпределение на електрона в рамките на орбитата, както на фиг. 1.1), са показани на фиг. 1.2. Светли и тъмни области са места където вълновата функция има различни знаци. Тъй като изборът на знак е произволен, няма значение дали ще свържем тъмните области с положителните и светлите области с отрицателния знак на вълновата функция, или обратното. Границата между светлите и тъмните области на орбнталите е възел, т.е. мястото, където вълновата функция е нула, или, с други думи, мястото, където вълновата функция променя знака. Колкото повече възли, толкова по-висока е енергията на електрона, заемащ даден АО.

Тъй като за орбиталите l=0, квантовото число Tможе да приема стойности +1, 0 и - 1. Различни стойности Tсъответстват на орбитали с различна ориентация на орбиталния ъглов момент, p-орбитала с m = 0 има нулева проекция на ъглов момент върху ос 2 (фиг. 1.2) и поради тази причина се нарича Р 2 - орбитален. Преглед Р 2 - orbntali (виж Фиг. 1.1 и 1.2) показва, че електронната плътност е „събрана в затънтена вода“ по ос 2. В този случай има хоризонтална възлова равнина, минаваща през ядрото, и вероятността за намиране на електрон в това равнината е нула. Други двама R -орбиталите могат да бъдат представени чрез подобни картини с ориентацията на „остриетата“ по осите къна(виж фиг. 1.1), затова се наричат Р x и Р при - orbnthals.

Ако /? =3, тогава / може да приеме стойностите 0, 1 и 2. Това се отнася за едно 3^-orbngali, три 3/? - orbngals и пет 3^-orbngals са пет, тъй като / = 2 Tможе да приема стойности 2, 1, 0, - 1 и - 2. Всички о- orbntals имат нулева амплитуда в близост до ядрото. Те нямат радиални възли (4с1 - orbntals имат радиални възли), но всеки има две нодални равнини (виж Фиг. 1.2).

По-горе беше казано, че енергията на един електрон във водороден атом зависи от главното квантово число на орбиталата, която заема, и не зависи от неговия орбитален ъглов момент. По този начин във водороден атом един електрон в 2p орбитала има същата енергия като във всяка от 2p орбиталите. Ако различните орбитали имат еднаква енергия, те се наричат изродени. Израждането на водородния атом е нещо изключително и се обяснява във физиката с особената форма на неговия кулонов потенциал.

Химичен елемент- специфичен вид атом, обозначен с име и символ и характеризиращ се с атомен номер и относителна атомна маса.

В табл Таблица 1 изброява често срещаните химични елементи, дава символите, с които са обозначени (произношение в скоби), серийни номера, относителни атомни маси и характерни степени на окисление.

НулаСтепента на окисление на елемента в неговите прости вещества не е посочена в таблицата.

Всички атоми на един и същи елемент имат еднакъв брой протони в ядрото и еднакъв брой електрони в обвивката. И така, в атом на елемент водород N е 1 p +в ядрото и периферията 1 д- ; в атом на елемент кислородО е 8 p +в ядрото и 8 д- в черупка; елемент атом алуминий Al съдържа 13 Р+ в ядрото и 13 д- в черупка.

Атомите на един и същи елемент могат да се различават по броя на неутроните в ядрото; такива атоми се наричат ​​изотопи. И така, елементът водород H три изотопа: водород-1 (специално име и символ протиум 1 H) с 1 p +в ядрото и 1 д- в черупка; водород-2 (деутерий 2 N или D) с 1 p +и 1 П 0 в ядрото и 1 д- в черупка; водород-3 (тритий 3 N или T) с 1 p +и 2 П 0 в ядрото и 1 д- в черупка. В символите 1H, 2H и 3H горният индекс показва масово число– сумата от броя на протоните и неутроните в ядрото. Други примери:

Електронна формулаатом на всеки химичен елемент в съответствие с неговото местоположение в периодичната таблица на елементите на Д.И. Менделеев може да се определи от таблицата. 2.

Електронната обвивка на всеки атом е разделена на енергийни нива(1-во, 2-ро, 3-то и т.н.), нивата са разделени на поднива(означени с букви s, p, d, f). Поднивата се състоят от атомни орбитали– зони от пространството, където има вероятност да пребивават електрони. Орбиталите са обозначени като 1s (орбитала на s-подниво на 1-во ниво), 2 с, 2Р, 3с, 3p, 3d, 4с... Брой орбитали в поднива:

Запълването на атомните орбитали с електрони става в съответствие с три условия:

1) принцип на минимална енергия

Електроните запълват орбиталите, започвайки от поднивото с по-ниска енергия.

Последователността на увеличаване на енергията на поднивата:

1с < 2° С < 2стр < 3с < 3стр < 4с ? 3д < 4стр < 5с ? 4д < 5стр < 6с…

2)правило за изключване (принцип на Паули)

Всяка орбитала може да побере не повече от два електрона.

Един електрон в орбитала се нарича несдвоен, два електрона се наричат електронна двойка:

3) принцип на максимална кратност (правило на Хунд)

В рамките на едно подниво електроните първо запълват всички орбитали наполовина, а след това напълно.

Всеки електрон има своя собствена характеристика - спин (условно представен със стрелка нагоре или надолу). Електронните завъртания се събират като вектори; сумата от завъртанията на даден брой електрони на подниво трябва да бъде максимум(кратност):

Запълване на нива, поднива и орбитали на атоми на елементи от Н с електрони (Z = 1) до Kr (Z = 36), показани в енергийна диаграма(цифрите отговарят на последователността на запълване и съвпадат с поредните номера на елементите):

От попълнените енергийни диаграми, електронни формулиатоми на елементите. Броят на електроните в орбиталите на дадено подниво е посочен в горния индекс вдясно от буквата (например 3 д 5 е 5 електрона на Z д-подниво); първо идват електроните от 1-во ниво, след това 2-ро, 3-то и т.н. Формулите могат да бъдат пълни и кратки, като последните съдържат в скоби символа на съответния благороден газ, който предава неговата формула, и освен това започвайки с Zn , запълнено вътрешно d-подниво. Примери:

3 Li = 1s 2 2s 1 = [ 2 He]2s 1

8 O = 1 s 2 2s 2 2p 4= [2He] 2s 2 2p 4

13 Al = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1= [10 Ne] 3s 2 3p 1

17 Cl = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5= [10 Ne] 3s 2 3p 5

2O Ca = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4s 2= [18 Ar] 4s 2

21 Sc = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2= [18 Ar] 3d 1 4s 2

25 Mn = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2= [18 Ar] 3d 5 4s 2

26 Fe = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2= [18 Ar] 3d 6 4s 2

3O Zn = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2= [18 Ar, 3d 10] 4s 2

33 As = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3= [18 Ar, 3d 10] 4s 2 4p 3

36 Kr = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6= [18 Ar, 3d 10] 4s 2 4p 6

Електроните, поставени извън скобите, се наричат валентност.Те са тези, които участват в образуването на химични връзки.

Изключенията са:

24 Cr = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1= [18 Ar] Зd 5 4s 1(не 3d 4 4s 2!),

29 Cu = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1= [18 Ar] 3d 10 4s 1(не 3d 9 4s 2!).

1. Заглавие, не е от значениена водородни изотопи, е

1) деутерий

2) оксоний

2. Формулата за валентните поднива на металния атом е

3. Броят на несдвоените електрони в основното състояние на железен атом е

4. Във възбудено състояние на алуминиев атом броят на несдвоените електрони е равен на

5. Електронна формула 3d 9 4s 0 съответства на катиона

6. Електронната формула на аниона E 2- 3s 2 3p 6 съответства на елемента

7. Общият брой електрони в Mg 2+ катиона и F аниона е равен на

Когато се обсъждат химичните свойства на атомите и молекулите - структура и реактивност - идеята за пространствената форма на атомните орбитали може да бъде от голяма полза при качественото решаване на конкретен проблем. В общия случай АО се записват в сложна форма, но с помощта на линейни комбинации от сложни функции, свързани със същото енергийно ниво с главното квантово число Пи при една и съща стойност на орбиталния момент /, е възможно да се получат изрази в реална форма, които могат да бъдат изобразени в реално пространство.

Нека разгледаме последователно серия от АО във водородния атом.

Вълновата функция на основното състояние 4^ изглежда най-проста. Има сферична симетрия

Стойността на a се определя от израза, където стойността

Наречен Радиус на Бор.Радиусът на Бор показва характерните размери на атомите. Стойността на 1/oc определя мащаба на характерното разпадане на функции в едноелектронни атоми

От (EVL) става ясно, че размерът на едноелектронните атоми се свива, когато ядреният заряд се увеличава обратно пропорционално на стойността на Z. Например, в He + атома вълновата функция ще намалее два пъти по-бързо, отколкото във водородния атом с характерно разстояние 0,265 A.

Зависимостта на *F ls от разстоянието е показана на фиг. 3.3. Максимумът на функцията *Fj е на нула. Намирането на електрон вътре в ядрото не би трябвало да е твърде изненадващо, тъй като ядрото не може да си представим като непроницаема сфера.

Максималната вероятност за откриване на електрон на известно разстояние от ядрото в основно състояние на водороден атом възниква при r = a 0 = 0,529 A. Тази стойност може да бъде намерена по следния начин. Вероятност за намиране на електрон в някакъв малък обем А Vравно на |*P| 2 DY. Сила на звука AVприемаме толкова малка, че стойността на вълновата функция може да се счита за постоянна в този малък обем. Ние се интересуваме от вероятността да намерим електрон на разстояние Жот ядрото в тънък слой с дебелина А Ж.Тъй като вероятността за намиране на електрон на разстояние Жне зависи от посоката и конкретната посока не ни интересува, тогава трябва да намерим вероятността електрон да остане в много тънък сферичен слой с дебелина A Ж.Тъй като стойността | V F| 2 е лесно за изчисляване, имаме нужда

Ориз. 3.3. Зависимост на *F 1s от разстоянието. Стойностите на функцията се нормализират към нейната стойност в при r = O

Ориз. 3.4.Схема за изчисляване на обема на сферичен слой

намираме обема на сферичния слой, който означаваме с A K. Той е равен на разликата в обемите на две топки с радиуси ЖИ g + Ar(фиг. 3.4):

Тъй като А Жмалко в сравнение с G,след това при изчисляване на стойността (g + Ar) 3 можем да се ограничим до първите два члена. Тогава за обема на сферичния слой получаваме

Последният израз може да се получи по по-прост начин. Тъй като А Жмалко в сравнение с G,тогава обемът на сферичния слой може да се приеме равен на произведението на площта на сферичния слой и неговата дебелина (виж фиг. 3.4). Площта на сферата е 4 кг 2,и дебелина А Ж.Произведението на тези две количества дава същия израз (3.11).

Така че вероятността Унамери електрон в този слой е равно на

Изразът за *P ls е взет от Приложение 3.1. Ако вземем предвид стойността на A Жпостоянна, тогава максимумът на намалената функция се наблюдава при Ж = а 0 .

Ако искате да знаете каква е вероятността Уоткриване на електрон в обем V,тогава е необходимо да се интегрира плътността на вероятността за откриване на електрон над тази област от пространството в съответствие с израз (3.6).

Например, каква е вероятността да се открие електрон във водороден атом в сферична област на пространството с център в ядрото и с радиус x 0. Тогава

Ето стойността d Vпо време на изчисленията той беше заменен с 4 кг 1 дрпо аналогия с (3.11), тъй като вълновата функция зависи само от разстоянието и следователно няма нужда да се интегрира по ъгли поради липсата на ъглова зависимост на интегрируемата функция.

Качествена представа за разпределението на вълновата функция в пространството се дава от изображението на атомни орбитали под формата на облаци и колкото по-интензивен е цветът, толкова по-висока е стойността на функцията H. Орбиталата ще изглежда така това (фиг. 3.5):

Ориз. 3.5.

Орбитален 2p z Bформата на облак е показана на фиг. 3.6.

Ориз. 3.6.Изображение на 2p g орбитала на водороден атом под формата на облак

По подобен начин разпределението на електронната плътност ще изглежда като облак, което може да се намери чрез умножаване на плътността на вероятността I"Fj 2 по заряда на електрона. В този случай понякога се говори за размазване на електрони. Това обаче по никакъв начин означава, че имаме работа с размазване на електрон в пространството - не се получава реално размазване на електрона в пространството и следователно водородният атом не може да бъде представен като ядро, потопено в истински облак от отрицателен заряд.

Въпреки това, такива изображения под формата на облаци се използват рядко и много по-често се използват линии, за да се създаде представа за ъгловата зависимост на функциите H". За да направите това, изчислете стойностите на H" функционира върху сфера, начертана на определено разстояние от ядрото. След това изчислените стойности се нанасят върху радиусите, показващи знака на Ch"-функциите за най-информативното плоско сечение за дадена Ch"-функция. Например орбиталата Is обикновено се изобразява като кръг (фиг. 3.7).

Ориз.

На фиг. 3.8 2/> r-орбитала е изградена върху сфера с някакъв радиус. За да се получи пространствена картина, е необходимо фигурата да се завърти спрямо оста z. Индексът “z” при писане на функция показва ориентацията на функцията по оста “z”. Знаците "+" и "-" съответстват на знаците на H"-функциите. Стойностите на 2/? z-функцията са положителни в областта на пространството, където ^-координатата е положителна, и отрицателни в областта, където ^-координатата е отрицателна.

Ориз. 3.8.Форма 2p z-орбитали. Построен върху сфера с някакъв радиус

Подобна е ситуацията и при останалите /орбитали. Например 2/? X-орбиталата е ориентирана по оста x и е положителна в тази част от пространството, където x-координатата е положителна, а нейните стойности са отрицателни, когато стойностите на x-координатата са отрицателни (фиг. 3.9).

Изображението на вълновите функции, показващи знака, е важно за качествено описание на реактивността на химичните съединения и следователно изображения като тези, показани на фиг. 3.9 се срещат най-често в химическата литература.

Нека сега разгледаме d-орбиталите (фиг. 3.10). Орбитали dxy, dxz, dyz,изглежда еквивалентно. Тяхната ориентация и знаци се определят от индекси: индекс xyпоказва

Ориз. 3.9.Форма 2p x -орбитали. Построен върху сфера с някакъв радиус

че орбиталата е ориентирана под ъгъл от 45° по отношение на осите x и прии че знакът на Y-функцията е положителен, когато произведението на индексите x и приположително.

Ориз. 3.10.

Подобно е положението и с останалите ^/-орбитали. Изображението на ^/-орбиталите, показано на фиг. 3.10, най-често срещан в литературата. Вижда се, че орбиталите d, d x2 _ y2, d z2 не са еквивалентни. Само орбиталите са еквивалентни d, d xz, d yz.Ако е необходимо да се използват пет еквивалентни ^/-орбитали, за да се опише структурата на една молекула, тогава те могат да бъдат конструирани с помощта на линейни комбинации от орбитали.