Kas ir atomu orbitāles? Atomu orbitāle. Kvantu skaitļi

6. tēma Ķīmisko elementu atomu elektroniskās konfigurācijas.

1. Orbitāļu jēdziens. s-, R- Un d- orbitāles.

2. Ķīmisko elementu atomu elektroniskās konfigurācijas.

Orbitāļu jēdziens. s-, p- un d-orbitāles

Atoms ir elektriski neitrāla daļiņa, kas sastāv no pozitīvi lādēta kodola un negatīvi lādētiem elektroniem.

Elektroni atrodas ap kodolu enerģijas līmeņos, kuru skaits ir vienāds ar perioda skaitli.

Atomu orbitāle ir ģeometrisks attēls, kas atbilst telpas tilpumam ap atoma kodolu, kas atbilst 90% iespējamībai atrast elektronu šajā tilpumā (kā daļiņu) un tajā pašā laikā 90% lādiņa blīvumam. elektrons (kā vilnis).

Rūpīga atomu spektru pārbaude parāda, ka “biezās” līnijas, ko izraisa pārejas starp enerģijas līmeņiem, faktiski tiek sadalītas plānākās līnijās. Tas nozīmē, ka elektronu apvalki faktiski ir sadalīti apakščaulās. Elektroniskās apakščaulas tiek apzīmētas ar līniju veidiem, kas tiem atbilst atomu spektros:

s-apakščaula ir nosaukta tā “asā” dēļ s- līnijas - asas;
lpp-apakščaula ir nosaukta pēc “galvenās” lpp- līnijas - galvenais;
d-apakščaula ir nosaukta vārdā “izkliedēts” d- līnijas - izkliedēts;
f-apakšapvalks ir nosaukts pēc "pamata" f- līnijas - fundamentāli.

Daudzelektronu atoma enerģijas līmeņi, apakšlīmeņi un orbitāles

Pauli princips: atomam nevar būt divi elektroni identiskā stāvoklī.

Saskaņā ar Pauli principu var apgalvot, ka katru elektronu atomā unikāli raksturo savs četru kvantu skaitļu kopums - galvenais n, orbitālā l, magnētisks m un spin s.

Enerģijas līmeņu, apakšlīmeņu un atomu orbitāļu populācija pēc elektroniem ir pakļauta šādam noteikumam (minimālās enerģijas princips): neierosinātā stāvoklī visiem elektroniem ir viszemākā enerģija.

Tas nozīmē, ka katrs no elektroniem, kas aizpilda atoma apvalku, aizņem tādu orbitāli, ka atomam kopumā ir minimāla enerģija. Konsekvents kvantu pieaugums apakšlīmeņu enerģijā notiek šādā secībā:

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

Atomu orbitāļu piepildīšana vienā enerģijas apakšlīmenī notiek saskaņā ar vācu fiziķa F. Hunda (1927) formulēto likumu.

Hunda noteikums: atomu orbitāles, kas pieder vienam apakšlīmenim, vispirms piepilda ar vienu elektronu, un pēc tam tās piepilda ar otrajiem elektroniem.

Hunda likumu sauc arī par maksimālās daudzveidības principu, t.i. viena enerģijas apakšlīmeņa elektronu spinu maksimālais iespējamais paralēlais virziens.

Brīvam atomam augstākajā enerģijas līmenī var būt ne vairāk kā astoņi elektroni.

Tiek saukti elektroni, kas atrodas atoma augstākajā enerģijas līmenī (ārējā elektronu slānī). ārējā; Ārējo elektronu skaits jebkura elementa atomā nekad nav lielāks par astoņiem. Daudziem elementiem tas ir ārējo elektronu skaits (ar aizpildītiem iekšējiem apakšlīmeņiem), kas lielā mērā nosaka to ķīmiskās īpašības. Citiem elektroniem, kuru atomiem ir neaizpildīts iekšējais apakšlīmenis, piemēram, 3 d- elementu atomu apakšlīmenī, piemēram, Sc, Ti, Cr, Mn utt., ķīmiskās īpašības ir atkarīgas gan no iekšējo, gan ārējo elektronu skaita. Visi šie elektroni tiek saukti valence; saīsinātajās atomu elektroniskajās formulās tos raksta aiz atoma skeleta simbola, tas ir, pēc izteiksmes kvadrātiekavās.

2. ATOMU ELEKTRONISKĀ UZBŪVE. ĶĪMISKĀ SAITE

Jebkuru stabilu elektrona stāvokli atomā raksturo noteiktas kvantu skaitļu vērtības: n, l, ml, ms, ko attiecīgi sauc par galveno, orbitālo, magnētisko un spin.

Elektrona stāvokli atomā, kas atbilst noteiktām kvantu skaitļu vērtībām n, ℓ, ml, sauc par atomu orbitāli (a.o.). Pretējā gadījumā atomu orbitāle ir telpa, kurā, visticamāk, atrodas elektrons.

Atkarībā no orbītas kvantu skaitļa vērtības tiek pieņemts šāds enerģijas apakšlīmeņu apzīmējums:

ℓ= 2 – d –*- ℓ= 3 – f –*-

Katram atomu orbitāles veidam ir sava elektronu mākoņa forma. S ir sfēriska orbitāle, p ir hanteles formas orbitāle, d ir rozetes formas orbitāle, f ir vēl sarežģītākas formas orbitāle.

Katra tipa orbitāļu skaitu nosaka to orientēšanas veidu skaits telpā, t.i. magnētisko kvantu skaitļu vērtību skaits – ml. Magnētiskajam kvantu skaitlim ir (2ℓ + 1) vērtības

(2.1. tabula).

Grafiski atomu orbitāle ir attēlota vai - . Atomu orbitāļu skaitu (z) enerģijas līmenī nosaka pēc formulas za.o. = n2, kur n ir galvenais kvantu skaitlis.

Saskaņā ar Pauli principu atomam nevar būt divi elektroni, ko raksturo viena un tā pati kvantu skaitļu kopa. No tā izriet, ka katru atomu orbitāli var aizņemt ne vairāk kā divi elektroni, un to spina kvantu skaitļiem jābūt atšķirīgiem, ko apzīmē ar ↓.

Tādējādi kopējo elektronu skaitu enerģijas līmenī nosaka pēc formulas ze = 2n2. Elektronu skaitu apakšlīmenī nosaka pēc formulas 2(2ℓ + 1). Elektronu skaita un līmeņu struktūras aprēķinu var uzrādīt tabulas veidā. 2.2.

Zinot katra apakšlīmeņa un līmeņa struktūru, var izveidot elementu elektroniskas formulas.

Daudzelektronu atoma stabilais (neuzbudinātais) stāvoklis atbilst elektronu sadalījumam pa atomu orbitālēm, pie kurām atoma enerģija ir minimāla. Tāpēc atomu orbitāles tiek aizpildītas secīgā to enerģijas pieauguma secībā. Kārtību, kādā atomu orbitāles piepildās ar elektroniem, nosaka Klečkovska likumi, kas ņem vērā orbitālās enerģijas atkarību gan no galvenā (n), gan orbitālās (ℓ) kvantu skaitļa vērtībām. Saskaņā ar šiem noteikumiem atomu orbitāles ir piepildītas ar elektroniem secīgā summas pieauguma secībā (n+1) (pirmais Klečkovska noteikums), un ar tādām pašām šīs summas vērtībām secīgi pieauguma secībā. galvenais skaitlis n (otrais Kļečkovska noteikums).

Elektronu izvietojumu atomu orbitālēs vienā enerģijas apakšlīmenī nosaka Hunda noteikums, saskaņā ar kuru atoma minimālā enerģija atbilst elektronu sadalījumam noteiktā apakšlīmeņa atomu orbitālēs, pie kurām ir noteikta atomu kopējā spina absolūtā vērtība. atoms ir maksimālais; ar jebkuru citu elektronu izvietojumu atoms būs ierosinātā stāvoklī, t.i. būs raksturīga augstāka enerģija.

Uzdevumi un vingrinājumi

2.1. Kā tiek norādīts elektrona stāvoklis: a) ar n=4, ℓ=2; b) ar n=5, ℓ=3.

Risinājums: Rakstot enerģijas stāvokli, apakšlīmeņa numurs (n) tiek norādīts ar ciparu, bet apakšlīmeņa raksturs (s, p, d, f) tiek norādīts ar burtu. Ja n=4 un ℓ=2 mēs rakstām 4d; n=5 un ℓ=3 rakstām 5f.

2.2. tabula

Elektronu skaita aprēķins

Tabulas beigas. 2.2

2.2. Cik daudz orbitāļu atbilst trešajam enerģijas līmenim? Cik daudz elektronu ir šajā līmenī? Cik apakšlīmeņos šis līmenis ir sadalīts?

Risinājums: Trešajam enerģijas līmenim n = 3 atomu orbitāļu skaits ir 9 (32); šis orbitāļu skaits ir summa 1(s) + 3(p) + 5(d) = 9. Saskaņā ar Pauli principu elektronu skaits šajā līmenī ir 18. Trešais enerģijas līmenis ir sadalīts trīs apakšlīmeņos. : s, p, d (apakšlīmeņu skaits sakrīt ar galvenā kvantu skaitļa vērtību skaitu).

Visus ķīmiskos elementus var iedalīt 4 veidos atkarībā no aizpildāmo apakšlīmeņu veida:

s-elementi – piepildīti ar elektroniem ns – apakšlīmenis; p-elementi – piepildīti ar elektroniem np – apakšlīmenis; d-elementi – piepildīti ar elektroniem (n-1)d – apakšlīmenis; f-elementi – piepildīti ar elektroniem (n-2)f – apakšlīmenis.

Lai uzrakstītu elementa elektronisko formulu, ir: jānorāda enerģijas līmeņa numurs ar arābu cipariem, jāuzraksta apakšlīmeņa burta vērtība un kā eksponents jāuzraksta elektronu skaits.

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

Elektroniskā formula sastādīta, ņemot vērā apakšlīmeņu konkurenci, t.i. minimālie enerģijas noteikumi. Neņemot vērā pēdējo elektronisko

formula tiks uzrakstīta: 26 Fe1V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. Elementa maksimālo valenci nosaka valences orbitāļu skaits, un tā ir atkarīga no elementa elektroniskā tipa un perioda numura.

Elementu elektroniskā struktūra pa periodiem un maksimālā valence ir parādīta tabulā. 2.3.

2.3. tabula Elementu elektroniskā struktūra un maksimālā valence

2.3. Kurš apakšlīmenis ir piepildīts atomā ar elektroniem pēc apakšlīmeņa aizpildīšanas: a) 4p; b) 4s?

R Risinājums: a) 4p apakšlīmenis atbilst summai (n + l), kas vienāda ar 4+1 = 5. Tāda pati summa n+l raksturo apakšlīmeņus 3d (3+2 = 5)

Un 5 s (5+0 = 5). Tomēr stāvoklis 3d atbilst mazākai n vērtībai (n = 3) nekā stāvoklis 4p, tāpēc apakšlīmenis 3d tiks aizpildīts agrāk nekā apakšlīmenis 4p. Līdz ar to pēc 4p apakšlīmeņa aizpildīšanas tiks aizpildīts 5s apakšlīmenis, kas atbilst lielākai n vērtībai (n=5) par vienu.

b) apakšlīmenim 4s atbilst summa n+l = 4+0 = 4. Tāda pati summa n+l raksturo 3p apakšlīmeni, bet šī apakšlīmeņa aizpildīšana notiek pirms 4s apakšlīmeņa aizpildīšanas, jo pēdējais atbilst lielākai galvenā kvantu skaitļa vērtībai. Līdz ar to pēc apakšlīmeņa 4s tiks aizpildīts apakšlīmenis ar summu (n+l) = 5 un no visām iespējamajām kombinācijām n+ℓ, kas atbilst šai summai (n=3, ℓ=2; n=4, ℓ= 1; n= 5, ℓ=0), vispirms tiks realizēta kombinācija ar mazāko galvenā kvantu skaitļa vērtību, t.i. pēc 4. apakšlīmeņa tiks aizpildīts 3.d apakšlīmenis.

Secinājums: Tādējādi d apakšlīmeņa piepildījums atpaliek par vienu kvantu līmeni, f apakšlīmeņa piepildījums atpaliek par diviem kvantu līmeņiem.

2.4. Atoma elektronisko struktūru apraksta ar formulu 1s 2 2s2 2p6 3s2 3d7 4s2 . Kāds ir šis elements?

R Risinājums: Šis elements pieder elektroniskajam tipam

1. perioda d-elementi, jo 3d apakšlīmeni veido elektroni; elektronu skaits 3d7 norāda, ka tas ir septītais elements pēc kārtas. Kopējais elektronu skaits ir 27, kas nozīmē, ka atomskaitlis ir 27. Šis elements ir kobalts.

2.5. Uz kāda pamata fosfors un vanādijs tiek ievietoti vienā periodiskās tabulas grupā? Kāpēc viņi tiek iedalīti dažādās apakšgrupās?

R Risinājums: P 1s atomu elektroniskās konfigurācijas 2 2s2 2p3 3s 2 3p 3; V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d 3 . Viņi uzsver valences elektronus.

Šiem elementiem ir vienāds valences elektronu skaits - 5. Tāpēc P un V atrodas vienā 5. grupā. Tajā pašā laikā šie elementi nav elektroniski analogi, jo ir veidoti dažādos apakšlīmeņos, kas nozīmē, ka tiem nevajadzētu atrasties vienā apakšgrupā.

Ķīmiskā saite ir elektronu kvantu mehāniskās mijiedarbības rezultāts.

Atbilstoši elektronu blīvuma sadalījuma raksturam starp atomiem ķīmiskās saites tiek iedalītas kovalentajās nepolārajās, polārajās un jonu (metālos realizētās metāliskās saites šeit netiek ņemtas vērā). Ja nav elektronu pāra nobīdes, tad saite tuvojas nepolārai kovalentai. Kovalento polāro saiti veic kopīgs elektronu pāris, kas ir pārvietots (polarizēts) uz viena partnera atoma kodolu. Jonu saite tiek uzskatīta par ārkārtīgi polarizētu kovalento saiti. Lai novērtētu dotā elementa atoma spēju piesaistīt kopīgu elektronu pāri, izmanto relatīvās elektronegativitātes (χ) vērtību (5. tabula). Jo lielāka ir elektronegativitātes atšķirība (Δχ), jo lielāka ir saites polarizācija (jo lielāka ir saites jonitāte). Tiek uzskatīts, ka, ja Δχ > 1,9, tad saite ir jonu.

2.6. Aprēķināt atšķirību starp atomu relatīvajām elektronegativitātēm H-O un E-O saitēm savienojumos E(OH)2, kur E ir elementi Ca, Sr, Ba, un nosaka:

a) kuru saiti H-O vai E-O katrā molekulā raksturo lielāka joniskuma pakāpe; b) kāda ir šo molekulu jonizācijas būtība ūdens šķīdumā?

Risinājums: a) Aprēķināsim Δχ savienojumam starp E-O un H-O:

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

No Δχ salīdzinājuma redzam, ka E-O saiti var uzskatīt par jonu, H-O saiti var uzskatīt par polāru.

b) jonizācija ūdens šķīdumos notiks pa jonu jonu saiti, t.i. pēc shēmas: E(OH)2 ↔ E2+ + 2OH- (pēc veida

pamatojums).

Ķīmiskās saites stiprumu raksturo enerģija (kJ/mol) un

saites garums (nm vai A). Jo lielāka ir saites enerģija un īsāks tās garums, jo stiprāka ir saite.

Ķīmiskā saite, t.i. kopīgu elektronu pāri var izveidot divos veidos: ar apmaiņas un donora-akceptora mehānismu. Ķīmisko saiti raksturo trīs galvenās īpašības:

1) ir noteikts virziens telpā. No šī viedokļa izšķir σ unπ obligācijas. Leņķi, ko veido divu σ saišu virzieni, sauc par saiti. Ja π saite savieno vairākus atomus, to sauc par nelokalizētu;

2) mēdz piesātināties, kā rezultātā daļiņām ir noteikts sastāvs un struktūra. Iespējama: koordinācija-

nepiesātināts, koordinācijas piesātināts, ar valences piesātināts un ar valences nepiesātināts atomu stāvoklis;

3) var polarizēties dažādu faktoru ietekmē (atkarībā no atomu elektronegativitātes, kā arī ārēja elektriskā vai magnētiskā lauka ietekmē, citu polāro molekulu iedarbībā).

Lai izskaidrotu molekulu ģeometrisko struktūru, tiek izmantota ideja par centrālā atoma atomu orbitāļu hibridizāciju. Saskaņā ar šo ideju pirms σ saišu veidošanās notiek atomu orbitāļu formas un enerģijas izmaiņas. Tiek veidotas hibrīdas orbitāles, kas spēj dziļāk pārklāties un līdz ar to izveidot stiprākas saites. S un p elektroniskā tipa elementiem hibridizācijā var piedalīties orbitāles, kas satur vientuļus elektronu pārus.

2.7. Parādiet saites veidošanos BF3 molekulā un BF4 - jonu. Izskaidrojiet šo daļiņu struktūru.

Risinājums: 1. Sastādām atomu un jonu elektroniskās formulas

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

2. Parādīsim elektronu sadalījumu pa valences orbitālēm. Šajā gadījumā mēs ņemam vērā savienojumā esošā bora atoma oksidācijas pakāpi (var nosacīti pieņemt, ka nesapāroto elektronu skaits atomā atbilst oksidācijas pakāpei).

3. Parādīsim visu iespējamo savienojumu veidošanos un norādīsim to veidošanās mehānismu:

3 σ saites veidojās apmaiņas mehānismā, pamatojoties uz atoma valences iespējām

boru un tā tendenci uz piesātinājumu, mēs parādīsim π-saites veidošanos ar donora-akceptora mehānismu. Bet, jo šī saite apvieno vairāk nekā divus atomus

mov, tas nebūs lokalizēts.

BF4 - jonā veidojas 4 σ saites, trīs no tām ar apmaiņas mehānismu un viena ar donora-akceptora mehānismu.

4. Aprēķināsim obligāciju daudzveidību kā obligāciju kopskaita attiecību pret skaitliσ-obligācijas. BF3 molekulā saites daudzkāršība ir 1⅓, BF4 jonā - saites reizinājums ir 1.

5. Noteiksim centrālā atoma stāvokli no piesātinājuma viedokļa

tilti. BF3 molekulai ir maksimāla valence σ un π saišu dēļ, tāpēc bora atoma stāvoklis ir piesātināts ar valenci.

BF 4 - jonam ir maksimāla valence σ saišu dēļ, tāpēc bora atoma stāvoklis ir koordinācijas piesātināts.

6. Noskaidrosim savienojuma raksturu B-F polaritātes ziņā. Jo elektronegativitātes starpība (Δχ) ir 4,0-2,0 = 2,0, t.i. Vairāk nekā 1,9 saiti var uzskatīt par jonu.

7. Noteiksim centrālā atoma atomu orbitāļu hibridizācijas veidu un daļiņu ģeometrisko formu.

BF 3 molekulā σ saišu veidošanā piedalās s un 2p orbitāles, tāpēc hibridizācijas veids ir sp2. Molekulai ir trīsstūrveida forma

struktūra. BF4-jonā σ saišu veidošanā ir iesaistītas viena s un trīs p orbitāles, tāpēc hibridizācijas veids ir sp3. Jonam ir tetraedriska forma.

8. Grafiski attēlosim daļiņu struktūru

2.8. Parādiet saišu veidošanos SO3 molekulā, izskaidrojiet molekulas uzbūvi.

Risinājums: Elektroniskās elementu formulas

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

Jo sēra atoma oksidācijas pakāpe ir +6, parādīsim elektronu sadalījumu pa ierosinātā sēra atoma valences orbitālēm.

Sēra atoms pēc apmaiņas mehānisma veido 3 σ saites (vienas s un divu p atomu orbitāļu dēļ) un 3 π saites (vienas p- un divu d-atomu orbitāļu dēļ).

Līdz ar to atoms ir valences piesātināts, koordinācijas nepiesātināts; saišu daudzkārtība 6/3 = 2. S-O saite ir polāra, kopīgi elektronu pāri ir nobīdīti pret skābekli (Δχ = 0,5). Hibridizācijas tips sp2. Molekulai ir trīsstūra struktūra.

3. KOMPLEKSIE SAVIENOJUMI

Kompleksie savienojumi spēlē nozīmīgu lomu dzīvo organismu dzīvē. Na, K, Ca, Mg joni, kas veic svarīgas fizioloģiskas funkcijas organismā, kompleksu savienojumu veidā atrodami asinīs, limfā, audu šķidrumos. Fe, Zn, Mn, Cu joni veido kompleksus savienojumus ar olbaltumvielām un ir daļa no fermentiem un vitamīniem. Dzelzs ir daļa no hemoglobīna. Hemoglobīns ir savienojums starp globīna proteīnu un hema kompleksu. Hēmā centrālais jons ir Fe2+.

Kompleksie savienojumi ir molekulāri savienojumi, kuru komponentu kombinācija noved pie kompleksu jonu veidošanās, kas spēj brīvi eksistēt gan kristālā, gan šķīdumā. Sarežģītu savienojumu molekulās ir iekšējās un ārējās sfēras. Iekšējā sfēra ir ievietota kvadrātiekavās un sastāv no centrālā atoma vai jona, ko sauc par kompleksveidotāju, un ap to koordinētiem atomiem, joniem vai molekulām, ko sauc par ligandiem.

Ap kompleksveidotāju koordinēto ligandu skaits nosaka tā koordinācijas numuru (CN). Pēdējais parāda σ-saišu skaitu, kas rodas starp c.o. un ligandi.

Molekula c.s. elektriski neitrāls. Iekšējās sfēras lādiņš ir vienāds ar ārējās sfēras lādiņu ar pretēju zīmi. Kompleksa jona lādiņš ir vienāds ar c.o. lādiņu algebrisko summu. un ligandi.

Sarežģītu savienojumu klasifikācija

1. Atbilstoši kompleksā jona lādiņa raksturam

- katjonu: veidojas koordinācijas dēļ ap pozitīvi lādētu k.o. neitrālas ligandu molekulas

Cl2; Cl3;

- anjonu: kompleksveidotājs – pozitīvi joni, litija

grupējumi ir K2 anjoni; Na2;

- neitrāls: veidojas koordinējot ap neitrālu sadarbību. neitrālie ligandi o vai ar vienlaicīgu koordināciju ap pozitīvi lādētu co.

negatīvi lādēti un neitrāli ligandi

2. Pēc ligandu rakstura

Hidrāti vai ūdens kompleksi Cl3;

Amonjaks SO4;

- skābes kompleksi K 2 ;

- Na hidrokso kompleksi.

3. Pēc c.o. skaita

mononukleārais Cl2;

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

Sarežģītu savienojumu nosaukšanas noteikumi

1) nosaukums c.s. sāciet ar katjonu;

2) Sarežģītā jona nosaukumā vispirms ir norādīti ligandi, pēc tam centrālais atoms. Anjonu ligandu nosaukumiem pievieno galotni “o” molekulāros ligandus sauc par

atbilstošās brīvās molekulas. Izņēmums: NH3 – amīns; H2 O – ūdens; CO – karbonilgrupa;

3) kompleksveidotājs katjonu un neitrālos savienojumos. sauca par elementa nosaukumu krievu valodā, anjonos - latīņu nosaukumu, pievienojot galotni “at”;

4) oksidācijas stāvoklis k.o. apzīmē ar arābu cipariem un ievieto

iekavās aiz tā nosaukuma. K3 – kālija heksanitritokobaltāts (+3); Cl3 – heksaakvahroma (+3) hlorīds; o – dzelzs pentakarbonils (0).

Sarežģītu savienojumu uzvedība šķīdumā

Risinājumos c.s. uzvedas kā spēcīgs elektrolīts un pilnībā sadalās kompleksā jonos un ārējās sfēras jonos:

Cl → + + Cl-

Kompleksie joni jonizējas atgriezeniski un pakāpeniski: + ↔ + + NH3

+ ↔ Ag+ + NH3 vai kopā: + ↔ Ag+ + 2NH3

Kompleksa jona jonizācijas līdzsvara konstanti sauc par nestabilitātes konstanti

Tas ir atkarīgs tikai no savienojuma veida un temperatūras; ir sniegts uzziņu grāmatās (sk. 6. tabulu).

4. ĶĪMISKAIS LĪDZSVARS

Ķīmiskais līdzsvars ir stāvoklis, kurā tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums ir vienāds:

Šajā gadījumā Gibsa enerģijas izmaiņas ir nulle

Iet = O; ΔΗο = T Tātad

Ķīmiskā līdzsvara stāvoklis nemainīgos ārējos apstākļos paliek nemainīgs. Mainoties šiem apstākļiem (temperatūra, spiediens, koncentrācijas), tiek izjaukts līdzsvars, lai tas atkal atjaunotos, bet jaunos apstākļos.

Līdzsvara nobīde ir pakļauta Le Šateljē principam: ja līdzsvara sistēmā tiek mainīts viens no nosacījumiem, kas nosaka līdzsvara stāvokli, tad līdzsvars nobīdās procesa virzienā, kas vājina ietekmes efektu. Tādējādi, palielinoties reaģentu koncentrācijai, līdzsvars pāriet uz procesu, kas izraisīs šo reaģentu patēriņu. Šādas līdzsvara sistēmas uzvedības iemesls ir šo reaģentu daļiņu sadursmju skaita pieaugums, kas izraisa tiešās vai apgrieztās reakcijas paātrinājumu.

Gāzes sistēmās reaģentu koncentrācijas palielinās, palielinoties spiedienam vai samazinoties sistēmas tilpumam. Tāpēc, palielinoties kopējam spiedienam sistēmā, ātrāk noritēs viena no divām atgriezeniskām reakcijām, kas notiek, piedaloties lielākam gāzes molu skaitam, t.i. līdzsvars novirzās uz mazāku molu veidošanos.

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās gan tiešo, gan reverso reakciju ātrums, bet endotermiskās reakcijas ātrums palielinās lielākā mērā.

reakcijas, jo to raksturo augstāks temperatūras koeficients.

Uzdevumi un vingrinājumi

4.1. Parādiet līdzsvara nobīdes virzienu, kad H2 koncentrācija līdzsvara sistēmā samazinās:

CO + H2 O↔ CO2 + H2 Šķīdums: ar CH 2 samazināšanos, saskaņā ar Le- principu

Šateljē, tiešai reakcijai vajadzētu dominēt, jo tajā pašā laikā palielināsies H2 daudzums, un līdzsvars atkal tiks atjaunots.

4.2. Kādā virzienā nobīdīsies līdzsvars PC15 ↔ PC13 + C12 - 31 kJ mol-1, palielinoties temperatūrai un spiedienam?

Risinājums: Paaugstinoties temperatūrai, līdzsvars nobīdīsies pa labi, jo tiešā reakcija notiek ar siltuma absorbciju, t.i. ir

endotermisks. Palielinoties spiedienam, sadursmju skaits starp PC13 un C12 molekulām būs lielāks par PC15, tāpēc līdzsvars nobīdīsies pa kreisi.

4.3. Kādos apstākļos līdzsvara sistēmā

N2 g + 3H2 g ↔ 2NH3 g + 22 kJ mol-1 vai NH3 iznākumu var palielināt?

Risinājums: Lai palielinātu NH3 iznākumu, t.i. lai pārvietotu līdzsvaru pa labi, jums ir nepieciešams:

1) palielināt gāzes maisījuma spiedienu, jo šajā gadījumā tiešās reakcijas ātrums palielinās, jo tajā ir iesaistīts lielāks skaits molu;

2) palielināt N koncentrāciju 2 un H2 un samazināt NH3 koncentrāciju, noņemot to no reakcijas sfēras;

3) pazemināt reakcijas maisījuma temperatūru, jo reakcija par

NH3 veidošanās ir eksotermiska.

Ķīmiskā līdzsvara stāvokļa kvantitatīvā īpašība ir līdzsvara konstante, kas atspoguļo masas darbības likumu.

Līdzsvara konstante ir saistīta ar Gibsa enerģiju ar attiecību RTlnK

= -∆G o . Procesam aA + bB ↔ cC + dD koncentrācijas konstante

līdzsvaram ir forma: Кс = [C] c [D] d, kur [A], [B], [C], [D] – līdzsvars- [A]a [B]b

nālās koncentrācijas mol/l; a, b, c, d – stehiometriskie koeficienti.

gāzu un maisījumu daļējais spiediens.

Konstantes Kc un Kp raksturo līdzsvara procesus atšķaidītos elektrolītu un neelektrolītu šķīdumos un gāzes sistēmās pie spiedieniem tuvu 101,3 kPa (ideālās gāzes).

Koncentrētiem šķīdumiem un neideālām gāzēm jāizmanto šādas aktivitātes vērtības:

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

Līdzsvara konstante ir atkarīga no reaģentu rakstura un temperatūras, bet nav atkarīga no līdzsvara sistēmas komponentu koncentrācijām.

Neviendabīgās sistēmās cietās fāzes koncentrācija tiek iekļauta līdzsvara konstantē, jo ir nemainīga vērtība.

Ja reakcijas notiek ūdens šķīdumos ar ūdens piedalīšanos, tad ūdens koncentrācija ir augsta un nemainīga un praktiski neietekmēs līdzsvara stāvokli.

Pierakstīsim procesu līdzsvara konstantes: 4Н2г + О2 g ↔ 2Н2 Ог + 2С12 g

Risinot problēmas, ir skaidri jānosaka reaģējošo vielu agregācijas stāvoklis, kā arī jānošķir vielu sākotnējās koncentrācijas no līdzsvara.

C līdzsvars = C sākotnējais - C patērēts

4.4. Tvertnē ar tilpumu 1 litrs 410 ° C temperatūrā tika sajaukts 1 mols H2 un 1 mols I2. Aprēķiniet, pie kādām koncentrācijām tiek izveidots ķīmiskais līdzsvars, ja līdzsvara konstante ir 48?

Risinājums: H 2 + I 2 ↔ 2HI

Pieņemsim, ka reakcijā tiek patērēti X moli H2 un I2. Tad izveidojās 2X moli HI, t.i. HI = 2 mol/l. Šajā gadījumā = =

Iegūstam vienādojumu: 44X2 – 96X + 48 = 0 To atrisinot, iegūstam X = 0,776. Aprēķināsim līdzsvara koncentrācijas: HI = 2X = 2 0,776 = 1,552 mol/l

1 - X = 0,222 mol/l.

4.5. Atgriezeniskajā reakcijā CO + C12 ↔ COC12 tika noteiktas šādas līdzsvara koncentrācijas (mol/l): = 0,1; = 0,4; = 4. Aprēķināt Kravn. un sākotnējās C12 un CO koncentrācijas.

Mēs atrodam sākotnējās koncentrācijas: Sysh. = Comp. + Bez izdevumiem . Lai izveidotu 4 molus COC12, saskaņā ar reakcijas vienādojumu tiek patērēti 4

moli CO un C12. Tādējādi sākotnējās koncentrācijas ir: CCO = 0,1 + 4 = 4,1 mol/l; CC1 2 = 0,4 + 4 = 4,4 mol/l.

4.6. Noteikt maisījuma tilpuma sastāvu līdzsvara brīdī reakcijai Cgrafīts + O2 g ↔ CO2 g, ja pie 1300 o C Crav. = 0,289.

Risinājums: K p = P P CO 2

Ar X apzīmēsim CO2 saturu tilpuma daļās (procentos). Tad O2 saturs būs (100-X). Aizstāsim vienādojumu:

K = 0,289 = (100 X − X); X = 22,42 tilp.%. O2 saturs būs

5. ĶĪMISKĀ KINĒTIKA

Ķīmiskā kinētika pēta ķīmisko reakciju ātrumu un mehānismu, kā arī dažādu faktoru ietekmi uz ātrumu. Ķīmiskās reakcijas vidējo ātrumu mēra ar reaģentu koncentrācijas izmaiņām laika vienībā:

V = ± C 2 - C 1 ,

τ2 −τ1

kur C2 un C1 ir vielu koncentrācijas (mol/l), kas atbilst laikam τ2 un τ1 (s vai min). Neviendabīgām sistēmām mēra ātrumu

mainot koncentrāciju uz cietās fāzes virsmas laukuma vienību (1 cm2 vai 1 m2).

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no šādiem galvenajiem faktoriem:

- reaģējošo vielu raksturs un stāvoklis;

- vides raksturs, kurā notiek reakcija;

Katalizators;

- reaģējošo vielu koncentrācijas, gāzēm un spiedienam;

Temperatūras.

Vielu ķīmiskā aktivitāte ir atkarīga no atomu vai molekulu struktūras, intramolekulāro un starpmolekulāro saišu rakstura. Radikāļiem ir vislielākā aktivitāte joniem un molekulām. Svarīgs ir arī reaģentu agregācijas stāvoklis un dispersijas pakāpe.

Gandrīz vienmēr vielas reaģē ar vidi (šķīdinātāju), veidojot solvātus (hidrātus). Turklāt šķīdinātājam var būt katalītiska iedarbība.

Katalizatori parasti paātrina ķīmiskās reakcijas, mainot to ceļu. Šajā gadījumā jaunais reakcijas ceļš atbilst zemākai aktivācijas enerģijai. Aktivizācijas enerģija (Ea) ir minimālā enerģija, kurai jābūt reaģējošo vielu daļiņām, lai mijiedarbotos. Ea vērtību nosaka vielu ķīmiskā būtība.

Koncentrācijas, spiediena un temperatūras ietekmi uz ķīmiskās reakcijas ātrumu var noteikt kvantitatīvi.

Masu darbības likums izsaka ķīmiskās reakcijas ātruma atkarību no reaģējošo vielu koncentrācijas: reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu koncentrācijām, kas paaugstinātas līdz to stehiometrisko koeficientu pakāpēm. Par reakciju

aA + bB → C V = KCA a CB b,

kur CA un CB ir reaģentu A un B molārās koncentrācijas;

A un b – stehiometriskie koeficienti A un B;

UZ – dotās reakcijas ātruma konstante, kas atspoguļo vielu rakstura ietekmi. Tas ir atkarīgs no temperatūras, bet nav atkarīgs no vielu koncentrācijas.

Gāzes sistēmām koncentrāciju vietā varat izmantot vērtību

us parciālie spiedieni: V = KPA a PB b .

Neviendabīgās sistēmās kristālisko vielu koncentrācijas ir nemainīgas vērtības un ir iekļautas ātruma konstantē. Iemesls reakcijas ātruma pieaugumam, palielinoties reaģentu koncentrācijai, ir izskaidrojams ar daļiņu sadursmju kopskaita pieaugumu un līdz ar to arī aktīvo sadursmju skaita pieaugumu. Pierakstīsim izteiksmes šādu reakciju ātrumam:

a) 2H2 g + O2 g = 2H2 Og

Masu iedarbības likums ir spēkā tikai vienkāršām reakcijām ar nelielu kārtību un molekularitāti.

Reakcijas secība tiek saprasta kā eksponentu summa koncentrācijās masas darbības likuma izteiksmē. Reakcijas molekularitāte ko nosaka minimālais mijiedarbībā iesaistīto molekulu skaits. Pamatojoties uz to molekularitāti, reakcijas tiek iedalītas vienmolekulāros (monomolekulāros), divmolekulāros (bimolekulāros) un trīsmolekulāros (trimolekulāros). Reakcijas ar augstāku molekulmasu notiek reti, jo Šādas reakcijas notiek vairākos posmos.

Vienmolekulāras reakcijas ietver sadalīšanās un intramolekulāras pārkārtošanās reakcijas, kurām V = K·C. Divmolekulārās reakcijas ietver reakcijas, kurās mijiedarbība notiek, saduroties divām molekulām, tām V = K·C1 ·C2; trīsmolekulārām reakcijām V = K · C1 · C2 · C3. Pamatojoties uz reakciju secību, ir pirmā, otrā un trešā secība, kā arī nulle un daļēja.

trešās kārtas V = K · C3 , V = K · C1 2 · C2 , V = K · C1 · C2 2 .

Reakcijām ir nulles secība, ja visa procesa laikā vielas koncentrācija nemainās un ātrums ir nemainīgs. Tas ir iespējams neviendabīgās sistēmās, kur kristāliskā viela mijiedarbojas ar virsmu un koncentrācija paliek nemainīga. Nulles kārtas reakcijai V = K·Co. Reakcijai ir daļēja secība, ja process notiek vairākos posmos, no kuriem katram ir niecīgs ātrums.

Uzdevumi un vingrinājumi

5.1. Nosakiet reakcijas molekularitāti un secību:

C12 g + 2NO g = 2NOCl g

Risinājums: Reakcijā nonāk 1 mols C12 un 2 moli NO, tāpēc norādītā reakcija ir trimolekulāra. Noteikšanas procedūra

Izmantosim vienādojumu: V = KCCl 2 C2 NO. Reakcija ir trešās kārtas.

5.2. Aprēķiniet dzelzs (II) hidroksīda šķīšanas ātrumu 0,02 M H2 SO4 pie K = 40. Nosakiet reakcijas molekularitāti un secību.

Risinājums: reakcija notiks saskaņā ar vienādojumu:

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

V = KCH 2 SO 4, jo Fe(OH)2 atrodas kristāliskajā fāzē. Reakcijas molekularitāte ir 2, secība 1. Aprēķiniet reakcijas ātrumu:

V = 40·0,02 = 0,8 mol/min·l.

5.3. Šķīdumā, kas satur 1 mol SnCl 2 un 2 moli FeCl3, reakcija notiek saskaņā ar vienādojumu:

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

Cik reizes reakcijas ātrums samazināsies pēc reakcijas?

ir 0,65 mol SnCl2?

Risinājums: Aprēķiniet reakcijas ātrumu sākumā

Pēc 0,65 mol SnCl2 reakcijas koncentrācijas būs

ir šādas vērtības: СSnCl2 = 1 - 0,65 = 0,35 mol/l; СFeCl3 = = 2 - 1,3 = 0,7 mol/l. Šajā gadījumā reakcijas ātrums būs vienāds ar:

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

5.4. Kā mainīsies reakcijas ātrums CO g + C12 g = COC12 g, ja gāzu maisījuma tilpums tiks samazināts uz pusi?

Risinājums: Sākotnējais reakcijas ātrums būs vienāds ar:

Vo = K CCO CC1 2. Uz pusi samazinot tilpumu, visu koncentrāciju

komponenti dubultosies, un ātrumu var aprēķināt šādi: V 1 = K 2C CO 2C Cl2 = 4KC CO C Cl2

Ir pilnīgi skaidrs, ka, samazinoties tilpumam par 2, reakcijas ātrums palielinās par 4.

Arī temperatūras ietekme uz ķīmiskās reakcijas ātrumu ir kvantitatīvi noteikta. Paaugstinoties temperatūrai, jebkuru reakciju ātrums palielinās, kas izskaidrojams ar to aktīvo daļiņu skaita pieaugumu, kuru enerģija sasniedz vai pārsniedz aktivācijas enerģiju Ea. Reakcijas ātruma konstantes atkarību no temperatūras izsaka kā

Praksē aprēķiniem tiek izmantots Van Hofa noteikums, saskaņā ar kuru, temperatūrai paaugstinoties par 10°, reakcijas ātrums vai ātruma konstante palielinās 2-4 reizes.

γ - temperatūras koeficients.

Van Hofa noteikums dod mazāk precīzus rezultātus nekā Arrēnija vienādojums, jo γ var uzskatīt par nemainīgu tikai nelielā temperatūras diapazonā. Neorganiskām reakcijām γ = 2-4, fermentatīvām reakcijām γ = 7-8.

5.5. HI sadalīšanās ātruma temperatūras koeficients temperatūras diapazonā 356-376o C ir vienāds ar 2. Aprēķiniet šīs reakcijas ātruma konstanti 376o C temperatūrā, ja 356o C temperatūrā tā ir vienāda ar 8,09·10-5.

Ūdeņraža atoma orbitāles.

Ja ņem vērā viļņu funkcijas elektroniem atsevišķos atomos, šīs funkcijas sauc atomu orbitāles(saīsināti kā AO). Eksperimentālus pierādījumus par atomu orbitāļu esamību var iegūt no atomu spektriem. Piemēram, elektriskās izlādes laikā ūdeņraža gāzē H2 molekulas sadalās atomos, un atomi izstaro strikti noteiktas frekvences gaismu, kas ir sagrupētas virknē: redzamajā zonā (tā sauktā Balmera sērija), ultravioletā (Laimana sērija) ), un infrasarkano (Paschen sērija). Pat pirmskvantu periodā tika novērots, ka visas sērijas atbilst vienam vienkāršam vienādojumam:

atomu molekulāro orbītu kvantēšana

Ūdeņraža atoms ir trīsdimensiju, tāpēc Šrēdingera vienādojumam ir jāietver kinētiskā enerģija visās trīs dimensijās, un tam būs nedaudz sarežģītāka forma nekā šīs nodaļas 1.1. sadaļā sniegtajam viendimensijas kustības vienādojumam. Risinot to ar robežnosacījumu uzlikšanu, kas izriet no viļņu funkcijas varbūtības interpretācijas, tika iegūti šādi secinājumi.

1. Jāpieņem, ka ir trīs bezdimensiju kvantu skaitļi, kurus apzīmē ar simboliem n, / un m Kvanta skaitļa n parādīšanos izraisa fakts, ka elektrons var mainīt savu attālumu no kodola. . Kvants

cipari / un T ir saistīti ar elektrona leņķisko impulsu, kas var riņķot ap kodolu trīs dimensijās. Skaitlis / raksturo leņķiskā impulsa lielumu un skaitli T- leņķiskā impulsa orientācija telpā, jo leņķiskais impulss ir vektora lielums. Pieņemamās kvantu skaitļu vērtības, kas izriet no robežnosacījumiem, ir n - 1, 2, 3.;

2. Vispārīgi runājot, elektrona enerģijai vajadzētu būt atkarīgai no visiem trim kvantu skaitļiem vai vismaz no diviem, bet ūdeņraža atoma (bet ne citu atomu) unikāla iezīme ir tā, ka elektronu enerģija ir atkarīga tikai no n šī iemesla dēļ n sauc par galveno kvantu skaitli. (Tātad, ja n = 3l var iegūt vērtības 0, 1 un 2, bet elektrona enerģija paliek nemainīga.) Pieļaujamās enerģijas būs En = R/n2 formas.

Ūdeņraža atoma atomu orbitāles ir ļoti svarīgas, jo tās parāda, kā elektrons (vai elektronu blīvums) tiek sadalīts telpā. AO w (r) amplitūda dažādās telpas vietās ir atšķirīga, un varbūtība atrast elektronu kādā bezgalīgi mazā apgabalā df ap punktu r ir. Elektrona telpisko sadalījumu var attēlot, diagrammā norādot lielumu, izmantojot dažādus ēnojumu blīvumus. Blīvuma sadalījums dažos ūdeņraža AO ir parādīts 1.1. attēlā

Ūdeņraža atoma pamatstāvokļa orbitāle ir ļoti vienkārša: tā ir sfēriski simetriska, un tās blīvums samazinās eksponenciāli, attālinoties no kodola. Tāpēc visdrīzāk ir atrast elektronu netālu no kodola, kur q/ un līdz ar to y? ^ ir maksimāli. Tas atbilst idejai, ka, lai sasniegtu zemāko potenciālo enerģiju, elektronam jātiecas uz kodolu. Tomēr orbntāls nav pilnībā “piespiests” kodolam, bet sniedzas apgabalos, kas atrodas diezgan tālu no tā. Šāda situācija rodas tādēļ, ka liela nozīme ir ne tikai elektrona potenciālajai, bet arī kinētiskajai enerģijai. Pēdējo nevar attēlot kā kustības kinētisko enerģiju orbītā ap kodolu, kas izraisa centrbēdzes spēka parādīšanos, kas notur elektronu prom no kodola, jo elektrona leņķiskais impulss ir ūdeņraža pamatstāvoklī. atoms ir nulle. (Ja n = 1, var būt tikai viens leņķiskā impulsa kvantu skaitlis: / = 0, un tāpēc tas ir vienāds ar nulli.) Tādējādi klasiskajā izpratnē elektrons ūdeņraža atoma pamatstāvoklī nešķiet rotējošs. ap kodolu, bet vienkārši šūpojas pa rādiusu. Ar to ir saistīta tā kinētiskā enerģija. No kvantu teorijas viedokļa elektrona kinētiskā enerģija ir saistīta ar elektrona viļņa garumu, kas izplatās radiālā virzienā. Ja orbitāle tiek “nospiesta” pret kodolu, viļņa garums radiālajā virzienā neizbēgami samazinās, un līdz ar to palielinās kinētiskā enerģija (1.1. sadaļa). Īsts orbntāls ir kompromisa rezultāts starp vidēji zemu potenciālo enerģiju un vidēji augstu kinētisko enerģiju. Tuvāk kodolam elektronu blīvums ir lielāks, bet tas atrodas arī attālumā no kodola.

1.1.att

Visas orbitāles ar nulles leņķisko impulsu sauc par s orbitālēm. Zemākās enerģijas orbitāli sauc par 1s orbitāli. Ja n= 2 un 7=0, tad šī ir 2s orbitāle. Tā enerģija ir lielāka par 1s orbitāles enerģiju divu iemeslu dēļ. Pirmkārt, tai ir radiālais mezgls (1.2. att.), kas ir sfēriska virsma, kuras iekšpusē un ārpusē viļņu funkcijai ir dažādas zīmes, un uz šīs virsmas elektronu blīvums ir nulle. Mezglu parādīšanās jebkurā orbitālē palielina elektrona enerģiju, kas aizņem šo orbitāli, un jo vairāk mezglu, jo lielāka ir orbitāles enerģija.

Tas ir saistīts ar faktu, ka, palielinoties mezglu skaitam, elektronu viļņa garums kļūst īsāks, t.i. uz vienu un to pašu telpas apgabalu krīt lielāks skaits pusgribu, un tāpēc palielinās tā kinētiskā enerģija. Otrkārt, 2s orbitāles enerģijas pieaugums, salīdzinot ar 1s orbitāli, ir saistīts ar to, ka 2s orbitāle stiepjas tālāk no kodola, un tāpēc tajā esošā elektrona potenciālā enerģija ir lielāka nekā 1s. orbitālā. Līdzīgas piezīmes var izteikt arī par augstākām s-orbitālēm: utt.

1.2.att

Orbitālā s n= 1 nav mezglu. Orbitālēm ar n=2 ir viens mezgls, ar n=3 - divi mezgli utt. Attiecībā uz inversijas simetrijas darbību (inversijas centrs sakrīt ar kodola centru), visas s-orbitāles ir simetriski, visas s-orbitāles ir antisimetriski, visas s-orbitāles ir simetriskas utt.

Ja n=0, vienīgā atļautā vērtība l, ir nulle, bet, ja n = 2, orbītas leņķiskā impulsa kvantu skaitlis var iegūt vērtības 0 (2n-orbīta al) vai 1. Ja n = 1, tad sauc par atomu orbitālēm. R- orbngalei. Plkst n= 2 Un l= 1 mums ir 2p-orbnthal. Tas atšķiras no 2s orbitāles ar to, ka elektronam, kas to aizņem, ir orbītas leņķiskais impulss ar lielumu (2) Leņķiskais impulss ir leņķiskā mezgla klātbūtnes sekas (1.2. att.), kas, kā saka, “ievada izliekumu viļņa funkcijas leņķiskā maiņa” (bumba pārvēršas par hanteli). Orbītas leņķiskā impulsa klātbūtne spēcīgi ietekmē orbitāles radiālo formu. Lai gan visām 5-orbitālēm kodolā ir vērtība, kas nav nulle, tur nav 1s orbitāļu. To var uzskatīt par elektronu, kas tiek izmests no kodola ar orbītas leņķisko impulsu. Kulona elektrona pievilkšanās spēks kodolam ir proporcionāls 1/r, kur r ir attālums no kodola, un centrbēdzes spēks, kas atgrūž elektronus no kodola, ir proporcionāls r 3 (3 ir leņķiskais impulss). Tāpēc, ja leņķiskais impulss ir <0, pie ļoti maza r centrbēdzes spēks pārsniedz Kulona spēku. Šis centrbēdzes efekts izpaužas arī AO ar l=2, ko sauc par 1s orbitālēm, l=3 (s-orbitāles) un augstākas orbitāles (Ј-, /? -, y-orbitāles). Visām šīm orbītām, pateicoties tam, ka /^0, kodolā ir nulle amplitūda, un tāpēc varbūtība atrast elektronus ir nulle.

U 2/? - orbntali nav radiālais mezgls, bet 3/? - orbitālei tas ir. Aleju apakšējo atomu orbītu skices, kas ilustrē AO īpašības un simetriju (bet ne varbūtības elektrona sadalījumu orbitālē, kā parādīts 1.1. attēlā), ir parādītas 1.2. attēlā kur viļņu funkcijai ir dažādas zīmes. Tā kā zīmes izvēle ir patvaļīga, nav nozīmes tam, vai tumšos apgabalus saistām ar pozitīvajiem un gaišajiem apgabaliem ar viļņa funkcijas negatīvo zīmi vai otrādi. Robeža starp orbntāļu gaišo un tumšo apgabalu ir mezgls, t.i. vieta, kur viļņa funkcija ir nulle, jeb, citiem vārdiem sakot, vieta, kur viļņa funkcija apvērš zīmi. Jo vairāk mezglu, jo lielāka ir elektrona enerģija, kas aizņem noteiktu AO.

Tā kā orbitālēm l=0, kvantu skaitlis T var ņemt vērtības +1, 0 un - 1. Dažādas vērtības T atbilst orbitālēm ar dažādu orbītas leņķiskā impulsa orientāciju, p-Orbitālei ar m = 0 leņķiskā impulsa projekcija uz 2. asi ir nulles (1.2. att.), un šī iemesla dēļ to sauc R 2 - orbitāls. Skatīt R 2 - orbntali (skat. 1.1. un 1.2. att.) norāda, ka elektronu blīvums ir “savākts atplūdē” pa 2. asi. Šajā gadījumā caur kodolu iet horizontāla mezgla plakne un varbūtība tajā atrast elektronu. lidmašīna ir nulle. Divi citi R - orbitāles var attēlot ar līdzīgiem attēliem ar “asmeņu” orientāciju gar asīm henna(skat. 1.1. att.), tāpēc tos sauc R x un R plkst - orbnthals.

Ja /? =3, tad / var iegūt vērtības 0, 1 un 2. Tas attiecas uz vienu 3^-orbngali, trīs 3/? - orbngals un pieci 3^-orbngals ir pieci, kopš tā laika / = 2 T var ņemt vērtības 2, 1, 0, - 1 un - 2. Visas Ak- orbntāliem kodola tuvumā ir nulle amplitūda. Tiem nav radiālo mezglu (4с1 - orbntāliem ir radiālie mezgli), bet katram ir divas mezglu plaknes (sk. 1.2. att.).

Iepriekš tika teikts, ka elektrona enerģija ūdeņraža atomā ir atkarīga no orbitāles galvenā kvantu skaitļa, ko tas aizņem, un nav atkarīgs no tā orbītas leņķiskā impulsa. Tādējādi ūdeņraža atomā elektronam 2p orbitālē ir tāda pati enerģija kā jebkurā no 2p orbitālēm. Ja dažādām orbitālēm ir vienāda enerģija, tās sauc deģenerēts. Ūdeņraža atoma deģenerācija ir kaut kas ārkārtējs, un fizikā tas izskaidrojams ar tā Kulona potenciāla īpašo formu.

Ķīmiskais elements- īpašs atoma veids, kas apzīmēts ar nosaukumu un simbolu un ko raksturo atomskaitlis un relatīvā atommasa.

Tabulā 1. tabulā ir uzskaitīti izplatītākie ķīmiskie elementi, norādīti simboli, ar kuriem tie ir apzīmēti (izruna iekavās), sērijas numuri, relatīvās atomu masas un raksturīgie oksidācijas stāvokļi.

Nulle Elementa oksidācijas pakāpe tā vienkāršajā(-ās) vielā(-ās) tabulā nav norādīta.

Visiem viena elementa atomiem ir vienāds protonu skaits kodolā un vienāds elektronu skaits čaulā. Tātad elementa atomā ūdeņradis N ir 1 p + kodolā un perifērijā 1 e- ; elementa atomā skābeklis O ir 8 p + kodolā un 8 e- čaulā; elementa atoms alumīnija Al satur 13 R+ kodolā un 13 e- čaulā.

Viena un tā paša elementa atomi var atšķirties pēc neitronu skaita kodolā, šādus atomus sauc par izotopiem. Tātad, elements ūdeņradis H trīs izotopi: ūdeņradis-1 (īpašs nosaukums un simbols protium 1 H) ar 1 p + kodolā un 1 e- čaulā; ūdeņradis-2 (deitērijs 2 N vai D) ar 1 p + un 1 P 0 kodolā un 1 e- čaulā; ūdeņradis-3 (tritijs 3 N vai T) ar 1 p + un 2 P 0 kodolā un 1 e- čaulā. Simbolos 1H, 2H un 3H augšraksts norāda masas skaitlis– protonu un neitronu skaita summa kodolā. Citi piemēri:

Elektroniskā formula No tabulas var noteikt jebkura ķīmiskā elementa atomu atbilstoši tā atrašanās vietai D.I. Mendeļejeva periodiskajā elementu tabulā. 2.

Jebkura atoma elektronu apvalks ir sadalīts enerģijas līmeņi(1., 2., 3. utt.), līmeņi tiek sadalīti apakšlīmeņi(norādīts ar burtiem s, p, d, f). Apakšlīmeņi sastāv no atomu orbitāles– telpas zonas, kurās, iespējams, atrodas elektroni. Orbitāles tiek apzīmētas kā 1s (1. līmeņa s-apakšlīmeņa orbitāle), 2 s, 2R, 3s, 3p, 3d, 4s... Orbitāļu skaits apakšlīmeņos:

Atomu orbitāļu piepildīšana ar elektroniem notiek saskaņā ar trim nosacījumiem:

1) minimālās enerģijas princips

Elektroni aizpilda orbitāles, sākot ar apakšlīmeni ar zemāku enerģiju.

Apakšlīmeņu enerģijas pieauguma secība:

1s < 2c < 2lpp < 3s < 3lpp < 4s ? 3d < 4lpp < 5s ? 4d < 5lpp < 6s…

2)izslēgšanas noteikums (Pauli princips)

Katra orbitāle var uzņemt ne vairāk kā divus elektronus.

Vienu elektronu orbitālē sauc par nesapārotu, divus elektronus sauc par nesapārotiem elektroniskais pāris:

3) maksimālās daudzveidības princips (Hunda likums)

Apakšlīmenī elektroni vispirms aizpilda visas orbitāles līdz pusei un pēc tam pilnībā.

Katram elektronam ir savs raksturlielums - spin (parasti apzīmē ar augšup vai lejup vērstu bultiņu). Elektronu spini tiek summēti kā vektori, ja ir jābūt noteikta elektronu skaita spinu summai apakšlīmenī maksimums(daudzkārtība):

Elementu atomu līmeņu, apakšlīmeņu un orbitāļu aizpildīšana no H ar elektroniem (Z = 1) līdz Kr (Z = 36) parādīts enerģijas diagramma(skaitļi atbilst aizpildīšanas secībai un sakrīt ar elementu kārtas numuriem):

No pabeigtajām enerģijas diagrammām elektroniskās formulas elementu atomi. Elektronu skaits noteiktā apakšlīmeņa orbitālēs ir norādīts augšējā indeksā pa labi no burta (piemēram, 3 d 5 ir 5 elektroni uz Z d-apakšlīmenis); vispirms nāk 1. līmeņa elektroni, tad 2., 3. utt. Formulas var būt pilnīgas un īsas, pēdējās iekavās satur atbilstošās cēlgāzes simbolu, kas norāda tās formulu, un turklāt sākot ar Zn. , aizpildīts iekšējais d-apakšlīmenis. Piemēri:

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

8 O = 1s 2 2s 2 2p 4= [2 Viņš] 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 = 1 s 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p 6 3 d 10 4s 2= [18 ar, 3 d 10] 4s 2

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

Tiek saukti elektroni, kas novietoti ārpus iekavām valence. Viņi ir tie, kas piedalās ķīmisko saišu veidošanā.

Izņēmumi ir:

24 Cr = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1= [18 Ar] Зd 5 4s 1(nevis 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(nevis 3d 9 4s 2!).

1. nosaukums, nav aktuāli uz ūdeņraža izotopiem, ir

1) deitērijs

2) oksonijs

2. Metāla atoma valences apakšlīmeņu formula ir

3. Nesapāroto elektronu skaits dzelzs atoma pamatstāvoklī ir

4. Alumīnija atoma ierosinātajā stāvoklī nepāra elektronu skaits ir vienāds ar

5. Elektroniskā formula 3d 9 4s 0 atbilst katjonam

6. Anjona elektroniskā formula E 2- 3s 2 3p 6 atbilst elementam.

7. Kopējais elektronu skaits Mg 2+ katjonā un F anjonā ir vienāds ar

Apspriežot atomu un molekulu ķīmiskās īpašības - struktūru un reaktivitāti, priekšstats par atomu orbitāļu telpisko formu var lieliski palīdzēt konkrētas problēmas kvalitatīvā risināšanā. Vispārīgā gadījumā AO raksta kompleksā formā, bet izmantojot kompleksu funkciju lineāras kombinācijas, kas saistītas ar vienu un to pašu enerģijas līmeni ar galveno kvantu skaitli P un ar tādu pašu orbitālā impulsa vērtību / ir iespējams iegūt izteiksmes reālā formā, kuras var attēlot reālajā telpā.

Apskatīsim secīgi virkni AO ūdeņraža atomā.

Pamatstāvokļa 4^ viļņu funkcija izskatās visvienkāršākā. Tam ir sfēriska simetrija

A vērtību nosaka izteiksme, kur vērtība

sauca Bora rādiuss. Bora rādiuss norāda atomu raksturīgos izmērus. Vērtība 1/oc nosaka funkciju raksturīgās samazināšanās skalu viena elektrona atomos

No (EVL) ir skaidrs, ka viena elektrona atomu izmērs samazinās, palielinoties kodola lādiņam apgriezti proporcionāli Z vērtībai. Piemēram, He + atomā viļņa funkcija samazināsies divas reizes ātrāk nekā ūdeņradim. atoms ar raksturīgo attālumu 0,265 A.

*F ls atkarība no attāluma ir parādīta attēlā. 3.3. Funkcijas *Fj maksimums ir pie nulles. Elektrona atrašana kodola iekšpusē nedrīkst būt pārāk pārsteidzoša, jo kodolu nevar iedomāties kā necaurlaidīgu sfēru.

Maksimālā varbūtība noteikt elektronu kādā attālumā no kodola ūdeņraža atoma pamatstāvoklī rodas plkst. r = a 0 = 0,529 A. Šo vērtību var atrast šādi. Varbūtība atrast elektronu nelielā A tilpumā V vienāds ar |*P| 2 DY. Skaļums AV mēs pieņemam tik mazu, ka viļņa funkcijas vērtību var uzskatīt par nemainīgu šajā mazajā tilpumā. Mūs interesē varbūtība atrast elektronu no attāluma G no serdes plānā A biezuma kārtiņā G. Tā kā varbūtība atrast elektronu attālumā G nav atkarīgs no virziena un konkrētais virziens mūs neinteresē, tad jāatrod varbūtība, ka elektrons paliks ļoti plānā sfēriskā slānī ar biezumu A G. Tā kā vērtība | V F| 2 ir viegli aprēķināt, mums ir nepieciešams

Rīsi. 3.3. *F 1s atkarība no attāluma. Funkcijas vērtības tiek normalizētas līdz tās vērtībai r = O

Rīsi. 3.4.Shēma sfēriskā slāņa tilpuma aprēķināšanai

atrodiet sfēriskā slāņa tilpumu, ko apzīmējam ar A K. Tas ir vienāds ar divu lodīšu ar rādiusu tilpumu starpību G Un g + Ar(3.4. att.):

Kopš A G maz, salīdzinot ar G, tad, aprēķinot vērtību (g + Ar) 3 mēs varam aprobežoties ar pirmajiem diviem terminiem. Tad iegūstam sfēriskā slāņa tilpumu

Pēdējo izteiksmi var iegūt vienkāršāk. Kopš A G maz, salīdzinot ar G, tad sfēriskā slāņa tilpumu var pieņemt vienādu ar sfēriskā slāņa laukuma un tā biezuma reizinājumu (sk. 3.4. att.). Sfēras laukums ir 4 kg 2, un biezums A G.Šo divu lielumu reizinājums dod tādu pašu izteiksmi (3.11.).

Tātad varbūtība W atrast elektronu šajā slānī ir vienāds ar

*P ls izteiksme ņemta no 3.1. pielikuma. Ja ņemam vērā A vērtību G konstante, tad reducētās funkcijas maksimums tiek novērots pie G = a 0.

Ja vēlaties uzzināt, kāda ir varbūtība W noteikt elektronu tilpumā V, tad ir nepieciešams integrēt elektrona noteikšanas varbūtības blīvumu virs šī telpas apgabala saskaņā ar izteiksmi (3.6).

Piemēram, kāda ir varbūtība atklāt elektronu ūdeņraža atomā sfēriskā telpas apgabalā, kura centrs atrodas kodolā un kura rādiuss ir x 0. Tad

Šeit ir vērtība d V aprēķinu laikā tas tika aizstāts ar 4kg 1 dr pēc analoģijas ar (3.11), jo viļņa funkcija ir atkarīga tikai no attāluma un tāpēc nav nepieciešams integrēt pāri leņķiem, jo ​​integrējamajai funkcijai nav leņķiskās atkarības.

Kvalitatīvu priekšstatu par viļņu funkcijas sadalījumu telpā sniedz atomu orbitāļu attēls mākoņu formā, un jo intensīvāka krāsa, jo augstāka ir H" funkcijas vērtība. Orbitāle izskatīsies šādi. šis (3.5. att.):

Rīsi. 3.5.

Orbitāls 2p z B mākoņa forma parādīta attēlā. 3.6.

Rīsi. 3.6.Ūdeņraža atoma 2p g orbitāles attēls mākoņa formā

Līdzīgā veidā elektronu blīvuma sadalījums izskatīsies kā mākonis, ko var atrast, reizinot varbūtības blīvumu I"Fj 2 ar elektronu lādiņu. Šajā gadījumā viņi dažkārt runā par elektronu smērēšanos. Tomēr tas nekādā gadījumā nav nozīmē, ka mums ir darīšana ar elektronu izsmērēšanos pa kosmosu - elektrona reāla izsmērēšanās kosmosā nenotiek, un tāpēc ūdeņraža atomu nevar attēlot kā kodolu, kas iegremdēts reālā negatīva lādiņa mākonī.

Tomēr šādus attēlus mākoņu formā izmanto reti, un daudz biežāk līnijas tiek izmantotas, lai radītu priekšstatu par H" funkciju leņķisko atkarību. Lai to izdarītu, aprēķiniet H" funkciju vērtības. H" darbojas uz sfēras, kas novilkta noteiktā attālumā no kodola. Pēc tam aprēķinātās vērtības tiek uzzīmētas uz rādiusiem, norādot Ch"-funkciju zīmi visinformatīvākajai plaknes sadaļai konkrētai Ch"-funkcijai. Piemēram, Is orbitāle parasti tiek attēlota kā aplis (3.7. att.).

Rīsi.

Attēlā 3,8 2/> r-orbitāle ir uzbūvēta uz kāda rādiusa sfēras. Lai iegūtu telpisku attēlu, ir nepieciešams pagriezt figūru attiecībā pret z asi. Indekss “z”, rakstot funkciju, norāda funkcijas orientāciju pa “z” asi. Zīmes “+” un “-” atbilst H” funkciju zīmēm. Funkcijas 2/? z vērtības ir pozitīvas telpas apgabalā, kur ^-koordināta ir pozitīva, un negatīva. reģions, kurā ^-koordināta ir negatīva.

Rīsi. 3.8. Veidlapa 2p z- orbitāles. Būvēts uz kāda rādiusa sfēras

Līdzīga situācija ir arī atlikušo /orbitāļu gadījumā. Piemēram, 2/? X-orbitāle ir orientēta pa x-asi un ir pozitīva tajā telpas daļā, kur x-koordināta ir pozitīva, un tās vērtības ir negatīvas, kur x-koordinātu vērtības ir negatīvas (3.9. att.).

Viļņu funkciju attēls, kas norāda zīmi, ir svarīgs ķīmisko savienojumu reaktivitātes kvalitatīvam aprakstam, un tāpēc attēliem, piemēram, tiem, kas parādīti attēlā. 3.9 ķīmiskajā literatūrā atrodami visbiežāk.

Tagad aplūkosim d-orbitāles (3.10. att.). Orbitāles dxy, dxz, dyz, izskatīties līdzvērtīgi. To orientāciju un zīmes nosaka apakšindeksi: indekss xy rāda

Rīsi. 3.9. Veidlapa 2p x - orbitāles. Būvēts uz kāda rādiusa sfēras

ka orbitāle ir orientēta 45° leņķī attiecībā pret x un asīm plkst un ka Y funkcijas zīme ir pozitīva, kur indeksu x un reizinājums plkst pozitīvi.

Rīsi. 3.10.

Līdzīga situācija ir arī ar atlikušajām ^/-orbitālēm. Attēlā parādītais ^/-orbitāļu attēls. 3.10, visbiežāk sastopams literatūrā. Var redzēt, ka orbitāles d , d x2 _ y2 , d z2 nav līdzvērtīgi. Tikai orbitāles ir līdzvērtīgas d , d xz , d yz . Ja ir nepieciešams izmantot piecas ekvivalentas ^/-orbitāles, lai aprakstītu molekulas struktūru, tad tās var konstruēt, izmantojot lineāras orbitāļu kombinācijas.