O que são orbitais atômicos? Orbital atômico. Números quânticos

Tópico 6 Configurações eletrônicas de átomos de elementos químicos.

1. O conceito de orbitais. é-, R- E d-orbitais.

2. Configurações eletrônicas dos átomos dos elementos químicos.

O conceito de orbitais. Orbitais s-, p- e d

Um átomo é uma partícula eletricamente neutra que consiste em um núcleo carregado positivamente e elétrons carregados negativamente.

Os elétrons estão localizados ao redor do núcleo em níveis de energia, cujo número é igual ao número do período.

Um orbital atômico é uma imagem geométrica que corresponde ao volume do espaço ao redor do núcleo atômico, que corresponde a 90% de probabilidade de encontrar um elétron neste volume (como partícula) e ao mesmo tempo aos 90% de densidade de carga de o elétron (como uma onda).

Um exame cuidadoso dos espectros atômicos mostra que as linhas “grossas” causadas pelas transições entre os níveis de energia são, na verdade, divididas em linhas mais finas. Isso significa que as camadas eletrônicas estão, na verdade, divididas em subcamadas. As subcamadas eletrônicas são designadas pelos tipos de linhas que lhes correspondem nos espectros atômicos:

é-subshell é nomeado por seu “afiado” é-linhas – afiado;
p-subshell tem o nome do “principal” p-linhas – diretor;
d-subshell tem o nome de “difuso” d-linhas – difuso;
f-subshell tem o nome do “fundamental” f-linhas – fundamental.

Níveis de energia, subníveis e orbitais de um átomo multieletrônico

O princípio de Pauli: um átomo não pode ter dois elétrons em estados idênticos.

De acordo com o princípio de Pauli, pode-se argumentar que cada elétron em um átomo é caracterizado exclusivamente por seu próprio conjunto de quatro números quânticos - o principal n, orbitais eu, magnético eu e girar.

A população de níveis de energia, subníveis e orbitais atômicos por elétrons está sujeita à seguinte regra (princípio da energia mínima): no estado não excitado, todos os elétrons têm a energia mais baixa.

Isso significa que cada um dos elétrons que preenchem a camada de um átomo ocupa um orbital tal que o átomo como um todo tem uma energia mínima. O aumento quântico consistente na energia dos subníveis ocorre na seguinte ordem:

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

O preenchimento dos orbitais atômicos dentro de um subnível de energia ocorre de acordo com a regra formulada pelo físico alemão F. Hund (1927).

Regra de Hund: orbitais atômicos pertencentes ao mesmo subnível são preenchidos primeiro com um elétron e depois com segundos elétrons.

A regra de Hund também é chamada de princípio da multiplicidade máxima, ou seja, a direção paralela máxima possível dos spins dos elétrons de um subnível de energia.

Um átomo livre não pode ter mais do que oito elétrons em seu nível de energia mais alto.

Os elétrons localizados no nível de energia mais alto de um átomo (na camada externa de elétrons) são chamados externo; O número de elétrons externos em um átomo de qualquer elemento nunca é superior a oito. Para muitos elementos, é o número de elétrons externos (com subníveis internos preenchidos) que determina em grande parte suas propriedades químicas. Para outros elétrons cujos átomos têm um subnível interno vazio, por exemplo 3 d- subnível de átomos de elementos como Sc, Ti, Cr, Mn, etc., as propriedades químicas dependem do número de elétrons internos e externos. Todos esses elétrons são chamados valência; nas fórmulas eletrônicas abreviadas dos átomos são escritas após o símbolo do esqueleto atômico, ou seja, após a expressão entre colchetes.

2. ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS. LIGAÇÃO QUÍMICA

Qualquer estado estável de um elétron em um átomo é caracterizado por certos valores de números quânticos: n, l, ml, ms, chamados respectivamente: principal, orbital, magnético e spin.

O estado de um elétron em um átomo, correspondente a certos valores dos números quânticos n, ℓ, ml, é chamado de orbital atômico (a.o.). Caso contrário, um orbital atômico é o espaço onde é mais provável que um elétron resida.

Dependendo do valor do número quântico orbital, é adotada a seguinte designação para os subníveis de energia:

ℓ= 2 – d -*- ℓ= 3 – f -*-

Cada tipo de orbital atômico tem seu próprio formato de nuvem de elétrons. S é um orbital esférico, p é um orbital em forma de haltere, d é um orbital em forma de roseta, f é um orbital de formato ainda mais complexo.

O número de orbitais de cada tipo é determinado pelo número de maneiras de orientá-los no espaço, ou seja, número de valores de números quânticos magnéticos – ml. O número quântico magnético tem valores (2ℓ + 1)

(Tabela 2.1).

Graficamente, o orbital atômico é representado ou - . O número (z) de orbitais atômicos em um nível de energia é dado pela fórmula za.o. = n2, onde n é o número quântico principal.

De acordo com o princípio de Pauli, um átomo não pode ter dois elétrons caracterizados pelo mesmo conjunto de números quânticos. Segue-se disso que cada orbital atômico pode ser ocupado por no máximo dois elétrons, e seus números quânticos de spin devem ser diferentes, o que é denotado por ↓.

Assim, o número total de elétrons no nível de energia é determinado pela fórmula ze = 2n2. O número de elétrons em um subnível é determinado pela fórmula 2(2ℓ + 1). O cálculo do número de elétrons e da estrutura dos níveis pode ser apresentado em forma de tabela. 2.2.

Conhecendo a estrutura de cada subnível e nível, é possível criar fórmulas eletrônicas dos elementos.

O estado estável (não excitado) de um átomo multielétron corresponde a uma distribuição de elétrons sobre orbitais atômicos nos quais a energia do átomo é mínima. Portanto, os orbitais atômicos são preenchidos em ordem de aumentos sucessivos em suas energias. A ordem em que os orbitais atômicos são preenchidos com elétrons é determinada pelas regras de Klechkovsky, que levam em consideração a dependência da energia orbital dos valores dos números quânticos principais (n) e orbitais (ℓ). De acordo com essas regras, os orbitais atômicos são preenchidos com elétrons na ordem de aumentos sucessivos na soma (n+1) (primeira regra de Klechkovsky), e para os mesmos valores desta soma, na ordem de aumentos sucessivos na soma número principal n (segunda regra de Klechkovsky).

A colocação de elétrons em orbitais atômicos dentro de um subnível de energia é determinada pela regra de Hund, segundo a qual a energia mínima de um átomo corresponde à distribuição de elétrons em orbitais atômicos de um determinado subnível no qual o valor absoluto do spin total do átomo é máximo; com qualquer outro arranjo de elétrons, o átomo estará em um estado excitado, ou seja, será caracterizado por maior energia.

Tarefas e exercícios

2.1. Como é indicado o estado de um elétron: a) com n=4, ℓ=2; b) com n=5, ℓ=3.

Solução: Ao escrever o estado de energia, o número do subnível (n) é indicado por um número, e a natureza do subnível (s, p, d, f) é indicada por uma letra. Para n=4 e ℓ=2 escrevemos 4d; para n=5 e ℓ=3 escrevemos 5f.

Tabela 2.2

Cálculo do número de elétrons

Fim da mesa. 2.2

2.2. Quantos orbitais totais correspondem ao terceiro nível de energia? Quantos elétrons existem neste nível? Em quantos subníveis esse nível se divide?

Solução: Para o terceiro nível de energia n = 3, o número de orbitais atômicos é 9 (32); este número de orbitais é a soma de 1(s) + 3(p) + 5(d) = 9. De acordo com o princípio de Pauli, o número de elétrons neste nível é 18. O terceiro nível de energia é dividido em três subníveis : s, p, d (o número de subníveis coincide com o número de valores do número quântico principal).

Todos os elementos químicos podem ser classificados em 4 tipos dependendo da natureza dos subníveis a serem preenchidos:

elementos s – preenchidos com elétrons ns – subnível; elementos p – preenchidos com elétrons np – subnível; elementos d – preenchidos com elétrons (n-1)d – subnível; elementos f – preenchidos com elétrons (n-2)f – subnível.

Para escrever a fórmula eletrônica de um elemento, você deve: indicar o número do nível de energia em algarismos arábicos, escrever o valor da letra do subnível e escrever o número de elétrons como expoente.

Por exemplo: 26 FeIV 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.

A fórmula eletrônica é compilada levando-se em consideração a competição de subníveis, ou seja, regras mínimas de energia. Sem levar em conta o último eletrônico

a fórmula será escrita: 26 Fe1V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. A valência máxima de um elemento é determinada pelo número de orbitais de valência e depende do tipo eletrônico do elemento e do número do período.

A estrutura eletrônica dos elementos por períodos e valências máximas são apresentadas na tabela. 2.3.

Tabela 2.3 Estrutura eletrônica e valência máxima dos elementos

2.3. Qual subnível é preenchido no átomo com elétrons após preencher o subnível: a) 4p; b) 4s?

R Solução: a) O subnível 4p corresponde à soma (n + l) igual a 4+1 = 5. A mesma soma n+l caracteriza os subníveis 3d (3+2 = 5)

E 5s (5+0 = 5). Contudo, o estado 3d corresponde a um valor menor de n (n = 3) que o estado 4p, portanto o subnível 3d será preenchido antes do subnível 4p. Consequentemente, após o preenchimento do subnível 4p, serão preenchidos os subníveis 5s, o que corresponde a um valor maior de n (n=5) em um.

b) o subnível 4s corresponde à soma n+l = 4+0 = 4. A mesma soma n+l caracteriza o subnível 3p, mas o preenchimento deste subnível precede o preenchimento do subnível 4s, pois este último corresponde a um valor maior do número quântico principal. Consequentemente, após o subnível 4s, será preenchido um subnível com a soma (n+l) = 5, e, de todas as combinações possíveis n+ℓ correspondente a esta soma (n=3, ℓ=2; n=4, ℓ= 1; n= 5, ℓ=0), a combinação com o menor valor do número quântico principal será realizada primeiro, ou seja, após o subnível 4s, o subnível 3d será preenchido.

Conclusão: Assim, o preenchimento do subnível d está atrasado em um nível quântico, o preenchimento do subnível f está atrasado em dois níveis quânticos.

2.4. A estrutura eletrônica de um átomo é descrita pela fórmula 1s 2 2s2 2p6 3s2 3d7 4s2 . Que elemento é esse?

R Solução: Este elemento pertence ao tipo eletrônico

d-elementos do 1º período, porque o subnível 3d é constituído por elétrons; o número de elétrons 3d7 indica que é o sétimo elemento na ordem. O número total de elétrons é 27, o que significa que o número atômico é 27. Este elemento é o cobalto.

2.5. Com base em que o fósforo e o vanádio são colocados no mesmo grupo da tabela periódica? Por que eles são colocados em subgrupos diferentes?

R Solução: Configurações eletrônicas de átomos P 1s 2 2s2 2p3 3s 2 3p 3 ; V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d 3 . Eles enfatizam os elétrons de valência.

Esses elementos possuem o mesmo número de elétrons de valência - 5. Portanto, P e V estão localizados no mesmo 5º grupo. Ao mesmo tempo, esses elementos não são análogos eletrônicos, porque são construídos em subníveis diferentes, o que significa que não devem estar localizados no mesmo subgrupo.

Ligação químicaé o resultado da interação mecânica quântica de elétrons.

De acordo com a natureza da distribuição da densidade eletrônica entre os átomos, as ligações químicas são divididas em covalentes apolares, polares e iônicas (as ligações metálicas realizadas em metais não são consideradas aqui). Se não houver deslocamento de um par de elétrons, então a ligação se aproxima de uma ligação covalente apolar. Uma ligação polar covalente é realizada por um par compartilhado de elétrons deslocados (polarizados) para o núcleo de um dos átomos parceiros. Uma ligação iônica é considerada uma ligação covalente extremamente polarizada. Para avaliar a capacidade de um átomo de um determinado elemento atrair um par de elétrons comum, utiliza-se o valor da eletronegatividade relativa (χ) (Tabela 5). Quanto maior a diferença na eletronegatividade (Δχ), maior será a polarização da ligação (maior a ionicidade da ligação). Acredita-se que se Δχ > 1,9, então a ligação é iônica.

2.6. Calcule a diferença entre as eletronegatividades relativas dos átomos para ligações H-O e E-O em compostos E(OH)2, onde E são os elementos Ca, Sr, Ba, e determine:

a) cuja ligação H-O ou E-O é caracterizada em cada molécula por um maior grau de ionicidade; b) qual é a natureza da ionização dessas moléculas em solução aquosa?

Solução: a) Vamos calcular Δχ para a conexão entre E-O e 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 = 1,4

A partir da comparação de Δχ vemos que a ligação EO pode ser considerada iônica, a ligação HO pode ser considerada polar.

b) a ionização em soluções aquosas ocorrerá ao longo da ligação mais iônica, ou seja, de acordo com o esquema: E(OH)2 ↔ E2+ + 2OH- (por tipo

motivos).

A força de uma ligação química é caracterizada pela energia (kJ/mol) e

comprimento (nm ou A) da ligação. Quanto maior a energia da ligação e menor o seu comprimento, mais forte será a ligação.

Ligação química, ou seja, um par de elétrons comum pode ser formado de duas maneiras: por troca e por mecanismo doador-aceitador. Uma ligação química é caracterizada por três propriedades principais:

1) tem uma certa direção no espaço. Deste ponto de vista, é feita uma distinção entre σ e ligações π. O ângulo formado pelas direções de duas ligações σ é denominado ligação. Se uma ligação π conecta vários átomos, ela é chamada de não localizada;

2) tende a saturar, fazendo com que as partículas tenham uma certa composição e estrutura. Possível: coordenação-

estados de átomos insaturados, saturados de coordenação, saturados de valência e insaturados de valência;

3) pode ser polarizado sob a influência de vários fatores (dependendo da eletronegatividade dos átomos, bem como sob a influência de um campo elétrico ou magnético externo, sob a ação de outras moléculas polares).

Para explicar a estrutura geométrica das moléculas, utiliza-se a ideia de hibridização dos orbitais atômicos do átomo central. Segundo essa ideia, a formação das ligações σ é precedida por uma mudança na forma e na energia dos orbitais atômicos. São formados orbitais híbridos que são capazes de sobreposição mais profunda e, portanto, ligações mais fortes. Para elementos do tipo eletrônico s e p, orbitais contendo pares de elétrons solitários podem participar da hibridização.

2.7. Mostre a formação de uma ligação na molécula BF3 e no íon BF4 -. Explique a estrutura dessas partículas.

Solução: 1. Vamos compor as fórmulas eletrônicas de átomos e íons

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

2. Vamos mostrar a distribuição dos elétrons nos orbitais de valência. Neste caso, levamos em consideração o estado de oxidação do átomo de boro no composto (podemos assumir convencionalmente que o número de elétrons desemparelhados em um átomo corresponde ao estado de oxidação).

3. Mostremos a formação de todas as conexões possíveis e indiquemos o mecanismo de sua formação:

3 ligações σ foram formadas pelo mecanismo de troca Com base nas capacidades de valência do átomo

boro e sua tendência à saturação, mostraremos a formação de uma ligação π pelo mecanismo doador-aceitador. Mas porque esta ligação une mais de dois átomos

mov, ele não será localizado.

No íon BF4 - são formadas 4 ligações σ, três delas pelo mecanismo de troca e uma pelo mecanismo doador-aceitador.

4. Vamos calcular a multiplicidade de títulos como a razão entre o número total de títulos e o númeroσ-ligações. Na molécula BF3 a multiplicidade da ligação é 1⅓, no íon BF4 - a multiplicidade da ligação é 1.

5. Vamos determinar o estado do átomo central em termos de saturação

pontes. A molécula BF3 exibe valência máxima devido às ligações σ e π, portanto, o estado do átomo de boro é saturado de valência;

O íon BF 4 - exibe valência máxima devido às ligações σ, portanto, o estado do átomo de boro é saturado de coordenação.

6. Vamos determinar a natureza da conexão B-F em termos de polaridade. Porque a diferença na eletronegatividade (Δχ) é 4,0-2,0 = 2,0, ou seja, Mais de 1,9 a ligação pode ser considerada iônica.

7. Vamos determinar o tipo de hibridização dos orbitais atômicos do átomo central e a forma geométrica das partículas.

Na molécula BF 3, os orbitais s e 2p participam da formação das ligações σ, portanto o tipo de hibridização é sp2. A molécula tem formato triangular

estrutura. No íon BF4 -, um orbital s e três p estão envolvidos na formação de ligações σ, portanto o tipo de hibridização é sp3. O íon tem uma forma tetraédrica.

8. Vamos representar graficamente a estrutura das partículas

2.8. Mostre a formação de ligações na molécula de SO3, explique a estrutura da molécula.

Solução: Fórmulas eletrônicas de elementos

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

Porque o estado de oxidação do átomo de enxofre é +6, mostraremos a distribuição dos elétrons sobre os orbitais de valência do átomo de enxofre excitado.

O átomo de enxofre forma, de acordo com o mecanismo de troca, 3 ligações σ (devido a um orbital s e dois orbitais p-atômicos) e 3 ligações π (devido a um orbital p e dois orbitais d-atômicos).

Conseqüentemente, o átomo é saturado de valência e insaturado de coordenação; multiplicidade da ligação 6/3 = 2. A ligação SO é polar, os pares de elétrons comuns são deslocados em direção ao oxigênio (Δχ = 0,5). Tipo de hibridização sp2. A molécula tem uma estrutura triangular.

3. CONEXÕES COMPLEXAS

Compostos complexos desempenham um papel importante na vida dos organismos vivos. Os íons Na, K, Ca, Mg, que desempenham funções fisiológicas importantes no corpo, são encontrados no sangue, na linfa e nos fluidos dos tecidos na forma de compostos complexos. Os íons Fe, Zn, Mn, Cu formam compostos complexos com proteínas e fazem parte de enzimas e vitaminas. O ferro faz parte da hemoglobina. A hemoglobina é um composto entre a proteína globina e o complexo heme. No heme, o íon central é Fe2+.

Compostos complexos são compostos moleculares, cuja combinação de componentes leva à formação de íons complexos capazes de existência livre tanto em um cristal quanto em solução. Nas moléculas de compostos complexos, existem esferas internas e externas. A esfera interna está entre colchetes e consiste em um átomo ou íon central, denominado agente complexante, e átomos, íons ou moléculas coordenadas em torno dele, chamados ligantes.

O número de ligantes coordenados em torno do agente complexante determina seu número de coordenação (CN). Este último mostra o número de ligações σ que surgem entre c.o. e ligantes.

Molécula c.s. eletricamente neutro. A carga da esfera interna é igual à carga da esfera externa com sinal oposto. A carga de um íon complexo é igual à soma algébrica das cargas do c.o. e ligantes.

Classificação de compostos complexos

1. De acordo com a natureza da carga do íon complexo

- catiônico: formado devido à coordenação em torno de uma unidade carregada positivamente. moléculas de ligante neutro

Cl2; Cl3;

- aniônico: agente complexante – íons positivos, li-

gangandas são ânions K2; Na2;

- neutro: formado pela coordenação em torno de um co neutro. ligantes neutros o ou com coordenação simultânea em torno de um co carregado positivamente.

ligantes carregados negativamente e neutros

2. Pela natureza dos ligantes

Hidratos ou complexos aquáticos Cl3;

Amônia SO4;

- complexos ácidos K 2 ;

- Complexos hidroxo de Na.

3. Por número de c.o.

Cl2 mononuclear;

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

Regras para nomear compostos complexos

1) título de c.s. comece com um cátion;

2) No nome de um íon complexo, primeiro os ligantes são indicados e depois o átomo central. A terminação “o” é adicionada aos nomes dos ligantes aniônicos;

moléculas livres correspondentes. Exceção: NH3 – amina; H2O – água; CO – carbonila;

3) agente complexante em compostos catiônicos e neutros. chamado de nome russo do elemento, nos aniônicos - o nome latino com o acréscimo da terminação “at”;

4) estado de oxidação k.o. denotado por um algarismo arábico e colocado em

colchetes após seu nome. K3 – hexanitritocobaltato de potássio (+3); Cl3 – cloreto de hexaaquacromo (+3); o – ferro pentacarbonil (0).

Comportamento de compostos complexos em solução

Em soluções de c.s. comporta-se como um eletrólito forte e se dissocia inteiramente em um íon complexo e em íons da esfera externa:

Cl → + + Cl-

Íons complexos ionizam de forma reversível e gradual: + ↔ + + NH3

+ ↔ Ag+ + NH3 ou total: + ↔ Ag+ + 2NH3

A constante de equilíbrio para a ionização de um íon complexo é chamada de constante de instabilidade

Depende apenas da natureza do composto e da temperatura; é fornecido em livros de referência (ver Tabela 6).

4. EQUILÍBRIO QUÍMICO

O equilíbrio químico é um estado em que as taxas de reações diretas e reversas são iguais:

Neste caso, a mudança na energia de Gibbs é zero

Vai = O; ΔΗο = T Então

O estado de equilíbrio químico permanece inalterado sob condições externas constantes. Quando estas condições (temperatura, pressão, concentrações) mudam, o equilíbrio é perturbado para ser novamente restaurado, mas sob novas condições.

A mudança no equilíbrio está sujeita ao princípio de Le Chatelier: se em um sistema de equilíbrio uma das condições que determinam a posição de equilíbrio for alterada, então o equilíbrio se desloca na direção do processo que enfraquece o efeito da influência. Assim, com o aumento da concentração dos reagentes, o equilíbrio se desloca em direção ao processo que provocará o consumo desses reagentes. A razão desse comportamento do sistema de equilíbrio é o aumento do número de colisões de partículas desses reagentes, o que provoca uma aceleração da reação direta ou reversa.

Nos sistemas de gás, ocorre um aumento nas concentrações dos reagentes à medida que a pressão aumenta ou o volume do sistema diminui. Portanto, com o aumento da pressão total no sistema, uma das duas reações reversíveis que ocorre com a participação de um maior número de moles de gás ocorrerá mais rapidamente, ou seja, o equilíbrio muda para a formação de menos moles.

À medida que a temperatura aumenta, a taxa das reações direta e reversa aumenta, mas a taxa da reação endotérmica aumenta ainda mais.

reações, porque é caracterizado por um coeficiente de temperatura mais alto.

Tarefas e exercícios

4.1. Mostre a direção da mudança de equilíbrio quando a concentração de H2 no sistema de equilíbrio diminui:

CO + H2 O↔ CO2 + H2 Solução: Com diminuição do CH 2, segundo o princípio Le-

Chatelier, a reação direta deverá prevalecer, pois ao mesmo tempo, a quantidade de H2 aumentará e o equilíbrio será restaurado novamente.

4.2. Em que direção o equilíbrio PC15 ↔ PC13 + C12 - 31 kJ mol-1 se deslocará com o aumento da temperatura e da pressão?

Solução: À medida que a temperatura aumenta, o equilíbrio se deslocará para a direita, porque a reação direta ocorre com a absorção de calor, ou seja, é

endotérmico. À medida que a pressão aumenta, o número de colisões entre as moléculas PC13 e C12 será maior que o PC15, de modo que o equilíbrio se deslocará para a esquerda.

4.3. Sob quais condições em um sistema de equilíbrio

N2 g + 3H2 g ↔ 2NH3 g + 22 kJ mol-1 o rendimento de NH3 pode ser maximizado?

Solução: Para aumentar o rendimento de NH3, ou seja, para mudar o equilíbrio para a direita, você precisa:

1) aumentar a pressão da mistura de gases, porque neste caso, a taxa da reação direta aumenta, pois nela está envolvido um maior número de moles;

2) aumentar a concentração de N 2 e H2 e reduzir a concentração de NH3, retirando-o da esfera de reação;

3) diminuir a temperatura da mistura de reação, porque reação sobre

A formação de NH3 é exotérmica.

Uma característica quantitativa do estado de equilíbrio químico é a constante de equilíbrio, que reflete a lei da ação das massas.

A constante de equilíbrio está relacionada à energia de Gibbs pela relação RTlnK

= -∆G o . Para o processo aA + bB ↔ cC + dD constante de concentração

o equilíbrio tem a forma: Кс = [C] c [D] d, onde [A], [B], [C], [D] – equilíbrio- [A]a [B]b

concentrações nais em mol/l; a, b, c, d – coeficientes estequiométricos.

pressões parciais de gases e misturas.

As constantes Kc e Kp caracterizam processos de equilíbrio em soluções diluídas de eletrólitos e não eletrólitos e em sistemas gasosos a pressões próximas de 101,3 kPa (gases ideais).

Para soluções concentradas e gases não ideais, devem ser utilizados os seguintes valores de atividade:

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

A constante de equilíbrio depende da natureza dos reagentes e da temperatura, mas não depende das concentrações dos componentes do sistema de equilíbrio.

Em sistemas heterogêneos, a concentração da fase sólida está incluída no valor da constante de equilíbrio, porque é um valor constante.

Se as reações ocorrerem em soluções aquosas com a participação de água, então a concentração de água será alta e constante e praticamente não terá efeito no estado de equilíbrio.

Vamos anotar as constantes de equilíbrio dos processos: 4HC1g + O2g ↔ 2H2Og + 2C12g

Na resolução de problemas, é necessário determinar claramente o estado de agregação das substâncias reagentes, e também distinguir as concentrações iniciais das substâncias das de equilíbrio.

Equilíbrio C = C inicial - C consumido

4.4. Em um recipiente com capacidade de 1 litro a 410°C, foram misturados 1 mol de H2 e 1 mol de I2. Calcule em quais concentrações o equilíbrio químico é estabelecido se a constante de equilíbrio for 48?

Solução: H 2 + I 2 ↔ 2HI

Suponhamos que X moles de H2 e I2 sejam consumidos na reação. Então foram formados 2X moles de HI, ou seja, IH = 2 mol/l. Neste caso = =

Obtemos a equação: 44X2 – 96X + 48 = 0 Resolvendo, obtemos X = 0,776. Vamos calcular as concentrações de equilíbrio: HI = 2X = 2 0,776 = 1,552 mol/l

1 - X = 0,222 mol/l.

4.5. Na reação reversível CO + C12 ↔ COC12 foram estabelecidas as seguintes concentrações de equilíbrio (mol/l): = 0,1; = 0,4; = 4. Calcule Kravn. e concentrações iniciais de C12 e CO.

Encontramos as concentrações iniciais: Sysh. = Comp. + Não despesas . Para formar 4 moles de COC12, de acordo com a equação de reação, 4 são consumidos

moles de CO e C12. Portanto as concentrações iniciais são: CCO = 0,1 + 4 = 4,1 mol/l; CC1 2 = 0,4 + 4 = 4,4 mol/l.

4.6. Determine a composição volumétrica da mistura no momento de equilíbrio para a reação Cgrafite + O2 g ↔ CO2 g, se a 1300 o C Crav. = 0,289.

Solução: K p = P P CO 2

Denotemos por X o teor de CO2 em frações volumétricas (porcentagem). Então o conteúdo de O2 será (100-X). Vamos substituir na equação:

K = 0,289 = (100 X − X); X = 22,42% em volume. O conteúdo de O2 será

5. CINÉTICA QUÍMICA

A cinética química estuda a taxa e o mecanismo das reações químicas, bem como a influência de vários fatores na taxa. A taxa média de uma reação química é medida pela mudança na concentração dos reagentes por unidade de tempo:

V = ± C 2 − C 1 ,

τ2 −τ1

onde C2 e C1 são as concentrações das substâncias (mol/l) correspondentes aos tempos τ2 e τ1 (em s ou min). Para sistemas heterogêneos, a velocidade é medida

alterando a concentração por unidade de área superficial da fase sólida (1 cm2 ou 1 m2).

A taxa de uma reação química depende dos seguintes fatores principais:

- a natureza e o estado das substâncias reagentes;

- a natureza do ambiente em que ocorre a reação;

Catalisador;

- concentrações de substâncias reagentes, e para gases e pressão;

Temperaturas.

A atividade química das substâncias depende da estrutura dos átomos ou moléculas, da natureza das ligações intramoleculares e intermoleculares. Os radicais têm a maior atividade; é um pouco menor para íons e moléculas. O estado de agregação dos reagentes e o grau de dispersão também são importantes.

Quase sempre, as substâncias reagem com o meio (solvente), formando solvatos (hidratos). Além disso, o solvente pode ter um efeito catalítico.

Os catalisadores normalmente aceleram as reações químicas mudando seu caminho. Neste caso, o novo caminho de reação corresponde a uma energia de ativação mais baixa. Energia de ativação (Ea) é a energia mínima que as partículas de substâncias reagentes devem ter para interagir. O valor de Ea é determinado pela natureza química das substâncias.

Os efeitos da concentração, pressão e temperatura na taxa de uma reação química podem ser quantificados.

Lei da ação de massa expressa a dependência da taxa de uma reação química na concentração das substâncias reagentes: a taxa de reação é diretamente proporcional às concentrações das substâncias reagentes elevadas à potência de seus coeficientes estequiométricos. Para reação

aA + bB → C V = KCA a CB b,

onde CA e CB são as concentrações molares dos reagentes A e B;

A e b – coeficientes estequiométricos para A e B;

PARA – constante de velocidade de uma determinada reação, refletindo a influência da natureza das substâncias. Depende da temperatura, mas não depende da concentração de substâncias.

Para sistemas de gás, em vez de concentrações, você pode usar o valor

com pressões parciais: V = KPA a PB b .

Em sistemas heterogêneos, as concentrações de substâncias cristalinas são valores constantes e estão incluídas na constante de velocidade. A razão para o aumento na taxa de reação com o aumento das concentrações de reagentes pode ser explicada por um aumento no número total de colisões de partículas e, portanto, um aumento no número de colisões ativas. Vamos escrever expressões para a taxa das seguintes reações:

a) 2H2g + O2g = 2H2Og

A lei da ação das massas é válida apenas para reações simples com pouca ordem e molecularidade.

A ordem de uma reação é entendida como a soma dos expoentes nas concentrações na expressão da lei da ação das massas. Molecularidade da reação determinado pelo número mínimo de moléculas participantes da interação. Com base em sua molecularidade, as reações são divididas em moléculas únicas (monomoleculares), duas moléculas (bimoleculares) e três moléculas (trimoleculares). Reações de maior peso molecular são raras porque Tais reações ocorrem em vários estágios.

As reações monomoleculares incluem reações de decomposição e rearranjos intramoleculares, para as quais V = K·C. As reações bimoleculares incluem reações nas quais a interação ocorre quando duas moléculas colidem, para elas V = K·C1 ·C2; para reações três moleculares V = K·C1 ·C2 ·C3. Com base na ordem das reações, existem primeira, segunda e terceira ordens, além de zero e fracionárias.

terceira ordem V = K·C3 , V = K·C1 2 ·C2 , V = K·C1 ·C2 2 .

As reações têm ordem zero se durante todo o processo a concentração da substância não muda e a taxa é constante. Isto é possível em sistemas heterogêneos onde a substância cristalina interage com a superfície e a concentração permanece constante. Para uma reação de ordem zero, V = K·Co. Uma reação tem ordem fracionária se o processo ocorre em vários estágios, cada um dos quais com uma taxa desprezível.

Tarefas e exercícios

5.1. Determine a molecularidade e a ordem da reação:

C12g + 2NOg = 2NOClg

Solução: 1 mol de C12 e 2 mols de NO entram na reação, portanto, a reação indicada é trimolecular. O procedimento para determinar

Vamos usar a equação: V = KCCl 2 C2 NO. A reação é de terceira ordem.

5.2. Calcule a taxa de dissolução do hidróxido de ferro (II) em H2SO4 0,02 M em K = 40. Determine a molecularidade e a ordem da reação.

Solução: A reação prosseguirá de acordo com a equação:

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

V = KCH 2 SO 4, porque Fe(OH)2 está na fase cristalina. A molecularidade da reação é 2, ordem 1. Calcule a taxa de reação:

V = 40·0,02 = 0,8 mol/min·l.

5.3. Em uma solução contendo 1 mol de SnCl 2 e 2 moles de FeCl3, a reação prossegue de acordo com a equação:

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

Quantas vezes a taxa de reação diminuirá após a reação?

é 0,65 mol de SnCl2?

Solução: Calcule a taxa de reação no início

Após a reação de 0,65 mol de SnCl2, as concentrações serão

têm os seguintes valores: СSnCl2 = 1 - 0,65 = 0,35 mol/l; СFeCl3 = = 2 - 1,3 = 0,7 mol/l. Neste caso, a taxa de reação será igual a:

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

5.4. Como a taxa de reação CO g + C12 g = COC12 g mudará se o volume da mistura gasosa for reduzido à metade?

Solução: A taxa de reação inicial será igual a:

Vo = K CCO CC1 2. Com a redução do volume pela metade, as concentrações de todos

componentes dobrarão e a velocidade pode ser calculada da seguinte forma: V 1 = K 2C CO 2C Cl2 = 4KC CO C Cl2

É bastante óbvio que com uma diminuição no volume por um fator de 2, a taxa de reação aumenta por um fator de 4.

O efeito da temperatura na taxa de uma reação química também é quantificado. Com o aumento da temperatura, a taxa de quaisquer reações aumenta, o que é explicado por um aumento no número de partículas ativas cuja energia atinge ou excede a energia de ativação Ea. A dependência da constante de taxa de reação com a temperatura é expressa como

Na prática, a regra de Van't Hoff é usada para cálculos, segundo a qual quando a temperatura aumenta em 10°, a taxa ou constante de velocidade da reação aumenta de 2 a 4 vezes.

γ - coeficiente de temperatura.

A regra de Van't Hoff fornece resultados menos precisos do que a equação de Arrhenius, porque γ pode ser considerado constante apenas em uma pequena faixa de temperatura. Para reações inorgânicas γ = 2-4, para reações enzimáticas γ = 7-8.

5.5. O coeficiente de temperatura da taxa de decomposição do HI na faixa de temperatura 356-376o C é igual a 2. Calcule a constante de velocidade desta reação a 376o C, se a 356o C for igual a 8,09·10-5.

Orbitais do átomo de hidrogênio.

Quando as funções de onda para elétrons em átomos individuais são consideradas, essas funções são chamadas orbitais atômicos(abreviado como AO). Evidências experimentais da existência de orbitais atômicos podem ser obtidas a partir de espectros atômicos. Por exemplo, durante uma descarga elétrica no gás hidrogênio, as moléculas de H2 se dissociam em átomos, e os átomos emitem luz de frequências estritamente definidas, que são agrupadas em série: na região visível (a chamada série Balmer), ultravioleta (série Lyman ) e infravermelho (série Paschen). Mesmo no período pré-quântico, percebeu-se que todas as séries satisfazem uma equação simples:

quantização orbital molecular atômica

O átomo de hidrogênio é tridimensional, portanto a equação de Schrödinger deve incluir a energia cinética em todas as três dimensões e terá uma forma um pouco mais complexa do que a equação para o movimento unidimensional apresentada na Seção 1.1 deste capítulo. Ao resolvê-lo com a imposição de condições de contorno que decorrem da interpretação probabilística da função de onda, foram obtidas as seguintes conclusões.

1. É necessário aceitar que existem três números quânticos adimensionais, que são denotados pelos símbolos n, / e m. O aparecimento do número quântico n é causado pelo fato de que o elétron pode mudar sua distância do núcleo. . Quântico

números / e T estão relacionados ao momento angular do elétron, que pode orbitar o núcleo em três dimensões. O número / caracteriza a magnitude do momento angular, e o número T- a orientação do momento angular no espaço, uma vez que o momento angular é uma grandeza vetorial. Os valores aceitáveis ​​​​de números quânticos que decorrem das condições de contorno são n - 1, 2, 3.;

2. A energia de um elétron, de modo geral, deveria depender de todos os três números quânticos, ou pelo menos de dois, mas uma característica única do átomo de hidrogênio (mas não de outros átomos) é que a energia do elétron depende apenas de n. esta razão n é chamada de número quântico principal. (Então, para n = 3l pode assumir os valores 0, 1 e 2, mas a energia do elétron permanece constante.) As energias permitidas serão energias da forma En = R/n2.

Os orbitais atômicos de um átomo de hidrogênio são muito importantes porque mostram como o elétron (ou densidade eletrônica) está distribuído no espaço. A amplitude de AO w (r) é diferente em diferentes lugares do espaço, e a probabilidade de encontrar um elétron em alguma região infinitesimal df em torno do ponto r é. A distribuição espacial de um elétron pode ser representada indicando a magnitude usando diferentes densidades de sombreamento no diagrama. A distribuição de densidade em alguns AOs de hidrogênio é mostrada na Fig.

O orbital do estado fundamental do átomo de hidrogênio é muito simples: é esfericamente simétrico e sua densidade diminui exponencialmente à medida que se afasta do núcleo. Portanto, é mais provável encontrar um elétron próximo ao núcleo, onde q/ e, portanto, y? ^ são máximos. Isto é consistente com a ideia de que, para atingir a energia potencial mais baixa, um elétron deve tender para o núcleo. Porém, o orbntal não está completamente “pressionado” ao núcleo, mas se estende por áreas bastante distantes dele. Esta situação surge devido ao fato de que não só o potencial, mas também a energia cinética do elétron é de grande importância. Esta última não pode ser representada como a energia cinética do movimento em uma órbita ao redor do núcleo, o que leva ao aparecimento de uma força centrífuga que mantém o elétron afastado do núcleo, uma vez que o momento angular do elétron no estado fundamental do hidrogênio átomo é zero. (Para n = 1, pode haver apenas um número quântico de momento angular: / = 0 e, portanto, igual a zero.) Assim, no sentido clássico, o elétron no estado fundamental do átomo de hidrogênio não parece girar ao redor do núcleo, mas simplesmente oscila ao longo do raio. É a isso que está associada sua energia cinética. Do ponto de vista da teoria quântica, a energia cinética de um elétron está relacionada ao comprimento de onda do elétron que se propaga na direção radial. Se o orbital for “pressionado” em direção ao núcleo, o comprimento de onda na direção radial diminui inevitavelmente e, portanto, a energia cinética aumenta (Seção 1.1). Orbital real é o resultado de um compromisso entre energia potencial moderadamente baixa e energia cinética moderadamente alta. Mais perto do núcleo, a densidade do elétron é maior, mas também está presente a uma distância do núcleo.

Figura 1.1

Todos os orbitais com momento angular zero são chamados de orbitais s. O orbital de menor energia é chamado de orbital 1s. Se n = 2 e 7 = 0, então este é um orbital 2s. Sua energia é superior à energia do orbital 1s por dois motivos. Em primeiro lugar, possui um nó radial (Fig. 1.2), que é uma superfície esférica, dentro e fora da qual a função de onda tem sinais diferentes, e nesta própria superfície a densidade eletrônica é zero. O aparecimento de nós em qualquer orbital aumenta a energia do elétron que ocupa esse orbital, e quanto mais nós, maior será a energia do orbital.

Isso se deve ao fato de que à medida que o número de nós aumenta, o comprimento de onda do elétron fica mais curto, ou seja, um número maior de meias-vontades cai na mesma área do espaço e, portanto, sua energia cinética aumenta. Em segundo lugar, o aumento na energia do orbital 2s em comparação com o orbital 1s se deve ao fato de que o orbital 2s se estende a uma distância maior do núcleo e, portanto, a energia potencial do elétron nele é maior do que no 1s orbital. Observações semelhantes podem ser feitas em relação aos orbitais s superiores: etc.

Figura 1.2

Orbitais n = 1 não tem nós. Orbitais com n=2 possuem um nó, com n=3 - dois nós, etc. Com relação à operação de simetria de inversão (o centro de inversão coincide com o centro do núcleo), todos os orbitais s são simétricos, todos os orbitais s são antissimétricos, todos os orbitais s são simétricos, etc.

Se n=0, o único valor permitido para eu, é zero, mas se n = 2, o número quântico do momento angular orbital pode assumir os valores 0 (2n-órbita al) ou 1. Se n = 1, os orbitais atômicos são chamados R- orbngalei. No n = 2 E eu= 1 temos 2p-orbntal. Difere do orbital 2s porque o elétron que o ocupa tem um momento angular orbital de magnitude (2). O momento angular é uma consequência da presença de um nó angular (Fig. 1.2), que, como dizem, “introduz curvatura em a mudança angular da função de onda” (a bola se transforma em um haltere). A presença de momento angular orbital tem forte influência na forma radial do orbital. Embora todos os orbitais 5 no núcleo tenham um valor diferente de zero, não existem orbitais 1s ali. Isso pode ser pensado como o elétron sendo lançado para longe do núcleo pelo momento angular orbital. A força de atração de Coulomb de um elétron para o núcleo é proporcional a 1/r onde r é a distância do núcleo, e a força centrífuga que repele os elétrons do núcleo é proporcional a r 3 (3 é o momento angular). Portanto, se o momento angular for <0, em r muito pequeno a força centrífuga excede a força de Coulomb. Este efeito centrífugo também se manifesta em AO com eu=2, que são chamados de orbitais 1s, eu=3 (orbitais s) e orbitais superiores (Ј-, /? -, orbitais y). Todas essas órbitas, devido ao fato de /^0, terem amplitude zero no núcleo e, portanto, a probabilidade de encontrar elétrons ali é zero.

Você 2/? - orbntali não há nó radial, mas 3/? - o orbital tem. Esboços das órbitas atômicas inferiores dos becos, ilustrando as propriedades e a simetria do AO (mas não a distribuição probabilística do elétron dentro do orbital, como na Figura 1.1), são mostrados na Figura 1.2. onde a função de onda tem sinais diferentes. Como a escolha do sinal é arbitrária, não faz diferença se associamos as áreas escuras aos positivos e as áreas claras ao sinal negativo da função de onda, ou vice-versa. A fronteira entre as áreas claras e escuras dos orbntais é um nó, ou seja, o local onde a função de onda é zero, ou, em outras palavras, o local onde a função de onda inverte o sinal. Quanto mais nós, maior será a energia do elétron que ocupa um determinado AO.

Já que para orbitais l=0, o número quântico T pode assumir os valores +1, 0 e - 1. Vários valores T correspondem a orbitais com diferentes orientações de momento angular orbital, p-Orbital com m = 0 tem projeção zero de momento angular no eixo 2 (Fig. 1.2), e por isso é denominado R 2 -orbital. Visualizar R 2 - orbntali (ver Fig. 1.1 e 1.2) indica que a densidade do elétron é “coletada em um remanso” ao longo do eixo 2. Neste caso, há um plano nodal horizontal passando pelo núcleo, e a probabilidade de encontrar um elétron neste plano é zero. Outros dois R - orbitais podem ser representados por imagens semelhantes com a orientação das “lâminas” ao longo dos eixos hena(ver Fig. 1.1), é por isso que eles são chamados R x e R no - orbntais.

Se /? =3, então / pode assumir os valores 0, 1 e 2. Isso se aplica a um 3^-orbngali, três 3/? - orbngals e cinco 3^-orbngals. 3b/-Orbngals são cinco, desde quando / = 2. T pode assumir os valores 2, 1, 0, - 1 e - 2. Todos Oh- orbitais têm amplitude zero perto do núcleo. Eles não possuem nós radiais (4с1 - os orbntais possuem nós radiais), mas cada um possui dois planos nodais (ver Fig. 1.2).

Foi dito acima que a energia de um elétron em um átomo de hidrogênio depende do número quântico principal do orbital que ele ocupa e não depende do seu momento angular orbital. Assim, num átomo de hidrogénio, um electrão numa orbital 2p tem a mesma energia que em qualquer uma das orbitais 2p. Se orbitais diferentes têm a mesma energia, eles são chamados degenerar. A degenerescência do átomo de hidrogénio é algo excepcional e é explicada na física pela forma especial do seu potencial de Coulomb.

Elemento químico- um tipo específico de átomo, designado por nome e símbolo e caracterizado por número atômico e massa atômica relativa.

Na tabela A Tabela 1 lista os elementos químicos comuns, fornece os símbolos pelos quais eles são designados (pronúncia entre colchetes), números de série, massas atômicas relativas e estados de oxidação característicos.

Zero O estado de oxidação de um elemento na(s) sua(s) substância(s) simples não é indicado na tabela.

Todos os átomos do mesmo elemento têm o mesmo número de prótons no núcleo e o mesmo número de elétrons na camada. Então, em um átomo de um elemento hidrogênio N é 1 p + no centro e na periferia 1 e- ; em um elemento átomo oxigênioÓ é 8 p + no núcleo e 8 e- em uma concha; elemento átomo alumínio Al contém 13 R+ no núcleo e 13 e- em uma concha.

Átomos do mesmo elemento podem diferir no número de nêutrons no núcleo; esses átomos são chamados de isótopos. Então, o elemento hidrogênio H três isótopos: hidrogênio-1 (nome e símbolo especial prócio 1 H) com 1 p + no núcleo e 1 e- em uma concha; hidrogênio-2 (deutério 2 N, ou D) com 1 p + e 1 P 0 no núcleo e 1 e- em uma concha; hidrogênio-3 (trítio 3 N ou T) com 1 p + e 2 P 0 no núcleo e 1 e- em uma concha. Nos símbolos 1H, 2H e 3H, o sobrescrito indica Número de massa– a soma do número de prótons e nêutrons no núcleo. Outros exemplos:

Fórmula eletrônica um átomo de qualquer elemento químico de acordo com sua localização na Tabela Periódica dos Elementos de D.I. Mendeleev pode ser determinado a partir da tabela. 2.

A camada de elétrons de qualquer átomo é dividida em níveis de energia(1, 2, 3º, etc.), os níveis são divididos em subníveis(indicado por letras s, p, d, f). Os subníveis consistem em orbitais atômicos– áreas do espaço onde os elétrons provavelmente residirão. Orbitais são designados como 1s (orbital de subnível s de 1º nível), 2 é, 2R, 3é, 3p, 3d, 4é... Número de orbitais em subníveis:

O preenchimento dos orbitais atômicos com elétrons ocorre de acordo com três condições:

1) princípio da energia mínima

Os elétrons preenchem os orbitais, começando pelo subnível de menor energia.

A sequência de aumento de energia dos subníveis:

1é < 2c < 2p < 3é < 3p < 4é ? 3d < 4p < 5é ? 4d < 5p < 6é…

2)regra de exclusão (princípio de Pauli)

Cada orbital não pode acomodar mais do que dois elétrons.

Um elétron em um orbital é chamado desemparelhado, dois elétrons são chamados par eletrônico:

3) princípio da multiplicidade máxima (regra de Hund)

Dentro de um subnível, os elétrons primeiro preenchem todos os orbitais até a metade e depois completamente.

Cada elétron tem sua própria característica - spin (convencionalmente representado por uma seta para cima ou para baixo). Os spins dos elétrons se somam como vetores; a soma dos spins de um determinado número de elétrons em um subnível deve ser; máximo(multiplicidade):

Preenchimento de níveis, subníveis e orbitais de átomos de elementos de H com elétrons (Z = 1) até Cr (Z = 36) mostrado em diagrama de energia(os números correspondem à sequência de preenchimento e coincidem com os números ordinais dos elementos):

A partir dos diagramas de energia preenchidos, fórmulas eletrônicasátomos de elementos. O número de elétrons nos orbitais de um determinado subnível é indicado no sobrescrito à direita da letra (por exemplo, 3 d 5 são 5 elétrons por Z d-subnível); primeiro vêm os elétrons do 1º nível, depois o 2º, 3º, etc. As fórmulas podem ser completas e breves, estas últimas contêm entre parênteses o símbolo do gás nobre correspondente, que transmite sua fórmula, e, além disso, começando com Zn , subnível d interno preenchido. Exemplos:

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

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

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

17Cl = 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 Cr = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6= [18 Ar, 3d 10] 4s 2 4p 6

Os elétrons colocados fora dos colchetes são chamados valência. São eles que participam da formação das ligações químicas.

As exceções são:

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

1. Título, Não é relevante para isótopos de hidrogênio, é

1) deutério

2) oxônio

2. A fórmula para os subníveis de valência de um átomo de metal é

3. O número de elétrons desemparelhados no estado fundamental de um átomo de ferro é

4. No estado excitado de um átomo de alumínio, o número de elétrons desemparelhados é igual a

5. A fórmula eletrônica 3d 9 4s 0 corresponde ao cátion

6. A fórmula eletrônica do ânion E 2- 3s 2 3p 6 corresponde ao elemento

7. O número total de elétrons no cátion Mg 2+ e no ânion F é igual a

Ao discutir as propriedades químicas de átomos e moléculas – estrutura e reatividade – uma ideia da forma espacial dos orbitais atômicos pode ser de grande ajuda na solução qualitativa de uma determinada questão. No caso geral, os AOs são escritos de forma complexa, mas usando combinações lineares de funções complexas relacionadas ao mesmo nível de energia com o número quântico principal P e com o mesmo valor do momento orbital /, é possível obter expressões em forma real que podem ser representadas no espaço real.

Consideremos sequencialmente uma série de AOs no átomo de hidrogênio.

A função de onda do estado fundamental 4^ parece muito simples. Tem simetria esférica

O valor de a é determinado pela expressão onde o valor

chamado Raio de Bohr. O raio de Bohr indica os tamanhos característicos dos átomos. O valor de 1/oc determina a escala do decaimento característico de funções em átomos de um elétron

A partir de (EVL) fica claro que o tamanho dos átomos de um elétron diminui à medida que a carga nuclear aumenta na proporção inversa ao valor de Z. Por exemplo, no átomo He + a função de onda diminuirá duas vezes mais rápido que em um átomo de hidrogênio. átomo com uma distância característica de 0,265 A.

A dependência de *F ls com a distância é mostrada na Fig. 3.3. O máximo da função *Fj é zero. Encontrar um elétron dentro de um núcleo não deveria ser muito surpreendente, uma vez que o núcleo não pode ser imaginado como uma esfera impenetrável.

A probabilidade máxima de detectar um elétron a alguma distância do núcleo no estado fundamental de um átomo de hidrogênio ocorre em r = uma 0 = 0,529 A. Este valor pode ser encontrado da seguinte forma. Probabilidade de encontrar um elétron em algum pequeno volume A V igual a |*P| 2D. Volume AV assumimos tão pequeno que o valor da função de onda pode ser considerado constante dentro deste pequeno volume. Estamos interessados ​​na probabilidade de encontrar um elétron a uma distância G do núcleo em uma fina camada de espessura A G. Como a probabilidade de encontrar um elétron à distância G não depende da direção e a direção específica não nos interessa, então precisamos encontrar a probabilidade de um elétron permanecer em uma camada esférica muito fina de espessura A G. Desde o valor | VF | 2 é fácil de calcular, precisamos

Arroz. 3.3. Dependência de *F 1s da distância. Os valores da função são normalizados para seu valor em em r = O

Arroz. 3.4.Esquema para calcular o volume de uma camada esférica

encontre o volume da camada esférica, que denotamos por A K. É igual à diferença nos volumes de duas bolas com raios G E g + Ar(Fig. 3.4):

Desde um G pouco comparado a G, então ao calcular o valor (g + Ar) 3 podemos nos limitar aos dois primeiros termos. Então para o volume da camada esférica obtemos

A última expressão pode ser obtida de forma mais simples. Desde um G pouco comparado a G, então o volume da camada esférica pode ser considerado igual ao produto da área da camada esférica e sua espessura (ver Fig. 3.4). A área da esfera é 4kg 2, e espessura A G. O produto dessas duas quantidades dá a mesma expressão (3.11).

Então a probabilidade C encontrar um elétron nesta camada é igual a

A expressão para *P ls foi retirada do Apêndice 3.1. Se considerarmos o valor de A G constante, então o máximo da função reduzida é observado em G = um 0.

Se você quiser saber qual é a probabilidade C detectar elétrons em volume V, então é necessário integrar a densidade de probabilidade de detecção de um elétron nesta região do espaço de acordo com a expressão (3.6).

Por exemplo, qual é a probabilidade de detectar um elétron em um átomo de hidrogênio em uma região esférica do espaço com centro no núcleo e raio x 0. Então

Aqui o valor d V durante os cálculos foi substituído por 4kg 1 dr. por analogia com (3.11), uma vez que a função de onda depende apenas da distância e portanto não há necessidade de integração em ângulos devido à ausência de dependência angular da função integrável.

Uma ideia qualitativa da distribuição da função de onda no espaço é dada pela imagem dos orbitais atômicos em forma de nuvens, e quanto mais intensa a cor, maior será o valor da função H". O orbital ficará assim isto (Fig. 3.5):

Arroz. 3.5.

Orbital 2p z B a forma de uma nuvem é mostrada na Fig. 3.6.

Arroz. 3.6. Imagem do orbital 2p g de um átomo de hidrogênio na forma de uma nuvem

De maneira semelhante, a distribuição de densidade eletrônica se parecerá com uma nuvem, que pode ser encontrada multiplicando a densidade de probabilidade I"Fj 2 pela carga do elétron. Nesse caso, às vezes se fala em mancha de elétrons. No entanto, isso de forma alguma significa que estamos lidando com a dispersão de elétrons no espaço - nenhuma dispersão real do elétron no espaço ocorre e, portanto, o átomo de hidrogênio não pode ser representado como um núcleo imerso em uma nuvem real de carga negativa.

No entanto, essas imagens na forma de nuvens raramente são usadas e, com muito mais frequência, linhas são usadas para criar uma ideia da dependência angular das funções H". Para fazer isso, calcule os valores do H" funciona em uma esfera desenhada a uma certa distância do núcleo. Em seguida, os valores calculados são plotados nos raios, indicando o sinal das funções Ch" para a seção plana mais informativa para uma determinada função Ch". Por exemplo, o orbital Is é geralmente representado como um círculo (Fig. 3.7).

Arroz.

Na Fig. 3.8 2/> r-orbital é construído em uma esfera de algum raio. Para obter uma imagem espacial, é necessário girar a figura em relação ao eixo z. O índice “z” ao escrever uma função indica a orientação da função ao longo do eixo “z”. Os sinais “+” e “-” correspondem aos sinais das funções H". Os valores da função 2/? z são positivos na região do espaço onde a coordenada ^ é positiva, e negativos em a região onde a coordenada ^ é negativa.

Arroz. 3.8. Forma 2pz-orbitais. Construído em uma esfera de algum raio

A situação é semelhante no caso dos restantes /orbitais. Por exemplo, 2/? O orbital x é orientado ao longo do eixo x e é positivo naquela parte do espaço onde a coordenada x é positiva, e seus valores são negativos onde os valores da coordenada x são negativos (Fig. 3.9).

A imagem das funções de onda indicando o sinal é importante para uma descrição qualitativa da reatividade dos compostos químicos e, portanto, imagens como as mostradas na Fig. 3.9 são encontrados com mais frequência na literatura química.

Consideremos agora os orbitais d (Fig. 3.10). Orbitais dxy, dxz, dyz, pareça equivalente. Sua orientação e sinais são determinados por subscritos: índice xy mostra

Arroz. 3.9. Forma 2px - orbitais. Construído em uma esfera de algum raio

que o orbital está orientado em ângulos de 45° em relação aos eixos x e no e que o sinal da função Y é positivo onde o produto dos índices x e no positivamente.

Arroz. 3.10.

A situação é semelhante com os orbitais ^/ restantes. A imagem dos orbitais ^/ mostrada na Fig. 3.10, mais frequentemente encontrado na literatura. Pode-se ver que os orbitais d , d x2 _ y2 , d z2 não são equivalentes. Apenas orbitais são equivalentes d , d xz , d yz . Se for necessário usar cinco orbitais ^/ equivalentes para descrever a estrutura de uma molécula, então eles podem ser construídos usando combinações lineares de orbitais.