Ce sunt orbitalii atomici? Orbital atomic. Numerele cuantice

Tema 6 Configurații electronice ale atomilor elementelor chimice.

1. Conceptul de orbitali. s-, R- Și d-orbitali.

2. Configurații electronice ale atomilor elementelor chimice.

Conceptul de orbitali. orbitalii s-, p- și d

Un atom este o particulă neutră din punct de vedere electric care constă dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ.

Electronii sunt localizați în jurul nucleului la niveluri de energie, al căror număr este egal cu numărul perioadei.

Un orbital atomic este o imagine geometrică care corespunde volumului spațiului din jurul nucleului atomic, care corespunde cu probabilitatea de 90% de a găsi un electron în acest volum (sub formă de particulă) și, în același timp, cu densitatea de sarcină de 90% a electronul (sub formă de undă).

O examinare atentă a spectrelor atomice arată că liniile „groase” cauzate de tranzițiile între nivelurile de energie sunt de fapt împărțite în linii mai subțiri. Aceasta înseamnă că învelișurile de electroni sunt de fapt împărțite în subînvelișuri. Subshell-urile electronice sunt desemnate prin tipurile de linii care le corespund în spectre atomice:

s-subshell este numit pentru „ascuțit” s-linii - ascuțit;
p-subshell este numit după „principal” p-linii - principal;
d-subshell este numit după „difuză” d-linii - difuz;
f-subshell este numit după „fundamental” f-linii - fundamental.

Nivelurile de energie, subnivelurile și orbitalii unui atom multielectron

Principiul Pauli: un atom nu poate avea doi electroni în stări identice.

În conformitate cu principiul Pauli, se poate argumenta că fiecare electron dintr-un atom este caracterizat în mod unic de propriul său set de patru numere cuantice - principalul n, orbital l, magnetic mși spin s.

Populația nivelurilor energetice, subnivelurilor și orbitalilor atomici de către electroni este supusă următoarei reguli (principiul energiei minime): în stare neexcitată, toți electronii au cea mai mică energie.

Aceasta înseamnă că fiecare dintre electronii care umple învelișul unui atom ocupă un astfel de orbital încât atomul în ansamblu are o energie minimă. Creșterea cuantică constantă a energiei subnivelurilor are loc în următoarea ordine:

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

Umplerea orbitalilor atomici în cadrul unui subnivel energetic are loc în conformitate cu regula formulată de fizicianul german F. Hund (1927).

Regula lui Hund: orbitalii atomici aparținând aceluiași subnivel sunt fiecare umplut mai întâi cu un electron, iar apoi sunt umpluți cu al doilea electroni.

Regula lui Hund se mai numește și principiul multiplicității maxime, adică. direcția paralelă maximă posibilă a spinilor electronilor dintr-un subnivel de energie.

Un atom liber nu poate avea mai mult de opt electroni la cel mai înalt nivel de energie.

Se numesc electronii situati la cel mai inalt nivel de energie al unui atom (in stratul exterior de electroni). extern; Numărul de electroni exteriori dintr-un atom al oricărui element nu este niciodată mai mare de opt. Pentru multe elemente, numărul de electroni externi (cu subniveluri interne pline) este cel care determină în mare măsură proprietățile lor chimice. Pentru alți electroni ai căror atomi au un subnivel intern neumplut, de exemplu 3 d- subnivelul atomilor elementelor precum Sc, Ti, Cr, Mn etc., proprietățile chimice depind de numărul de electroni interni și externi. Toți acești electroni sunt numiți valenţă; în formulele electronice prescurtate ale atomilor se scriu după simbolul scheletului atomic, adică după expresia dintre paranteze pătrate.

2. STRUCTURA ELECTRONICĂ A ATOMILOR. LEGĂTURĂ CHIMICĂ

Orice stare stabilă a unui electron dintr-un atom este caracterizată de anumite valori ale numerelor cuantice: n, l, ml, ms, numite respectiv: principal, orbital, magnetic și spin.

Starea unui electron într-un atom, corespunzătoare anumitor valori ale numerelor cuantice n, ℓ, ml, se numește orbital atomic (a.o.). În caz contrar, un orbital atomic este spațiul în care este cel mai probabil să locuiască un electron.

În funcție de valoarea numărului cuantic orbital, se adoptă următoarea denumire pentru subnivelurile de energie:

ℓ= 2 – d -*- ℓ= 3 – f -*-

Fiecare tip de orbital atomic are propria sa formă de nor de electroni. S este un orbital sferic, p este un orbital în formă de gantere, d este un orbital în formă de rozetă, f este un orbital cu o formă și mai complexă.

Numărul de orbitali de fiecare tip este determinat de numărul de moduri de orientare a acestora în spațiu, adică. numărul de valori ale numărului cuantic magnetic – ml. Numărul cuantic magnetic are valori (2ℓ + 1).

(Tabelul 2.1).

Grafic, orbitalul atomic este reprezentat sau - . Numărul (z) de orbitali atomici la un nivel energetic este dat de formula za.o. = n2, unde n este numărul cuantic principal.

Conform principiului Pauli, un atom nu poate avea doi electroni caracterizați de același set de numere cuantice. De aici rezultă că fiecare orbital atomic poate fi ocupat de cel mult doi electroni, iar numerele lor cuantice de spin trebuie să fie diferite, ceea ce este notat cu ↓.

Astfel, numărul total de electroni la nivelul energiei este determinat de formula ze = 2n2. Numărul de electroni dintr-un subnivel este determinat de formula 2 (2ℓ + 1). Calculul numărului de electroni și structura nivelurilor pot fi prezentate sub forma unui tabel. 2.2.

Cunoscând structura fiecărui subnivel și nivel, puteți crea formule electronice ale elementelor.

Starea stabilă (neexcitată) a unui atom multielectron corespunde unei distribuții a electronilor peste orbitalii atomici la care energia atomului este minimă. Prin urmare, orbitalii atomici sunt umpluți în ordinea creșterilor succesive ale energiilor lor. Ordinea în care orbitalii atomici sunt umpluți cu electroni este determinată de regulile lui Klechkovsky, care iau în considerare dependența energiei orbitale de valorile numerelor cuantice principale (n) și orbitale (ℓ). Conform acestor reguli, orbitalii atomici sunt umpluți cu electroni în ordinea creșterilor succesive ale sumei (n+1) (prima regulă a lui Klechkovsky), iar pentru aceleași valori ale acestei sume, în ordinea creșterilor succesive ale numărul principal n (a doua regulă a lui Klechkovsky).

Plasarea electronilor în orbitalii atomici într-un subnivel de energie este determinată de regula lui Hund, conform căreia energia minimă a unui atom corespunde distribuției electronilor în orbitalii atomici ai unui subnivel dat la care valoarea absolută a spinului total al atomului. atomul este maxim; cu orice alt aranjament de electroni, atomul va fi într-o stare excitată, adică. va fi caracterizat de energie mai mare.

Sarcini și exerciții

2.1. Cum este indicată starea unui electron: a) cu n=4, ℓ=2; b) cu n=5, ℓ=3.

Soluție: La scrierea stării energetice, numărul subnivelului (n) este indicat cu un număr, iar natura subnivelului (s, p, d, f) este indicată cu o literă. Pentru n=4 și ℓ=2 scriem 4d; pentru n=5 și ℓ=3 scriem 5f.

Tabelul 2.2

Calculul numărului de electroni

Sfârșitul mesei. 2.2

2.2. Câți orbiti totali corespund celui de-al treilea nivel de energie? Câți electroni sunt la acest nivel? În câte subniveluri se împarte acest nivel?

Rezolvare: Pentru al treilea nivel de energie n = 3, numărul de orbitali atomici este 9 (32); acest număr de orbitali este suma 1(s) + 3(p) + 5(d) = 9. Conform principiului Pauli, numărul de electroni la acest nivel este 18. Al treilea nivel de energie este împărțit în trei subniveluri : s, p, d (numărul de subniveluri coincide cu numărul de valori ale numărului cuantic principal).

Toate elementele chimice pot fi clasificate în 4 tipuri, în funcție de natura subnivelurilor umplute:

elemente s – umplute cu electroni ns – subnivel; p-elemente – pline cu electroni np – subnivel; d-elemente – pline cu electroni (n-1)d – subnivel; elemente f – pline cu electroni (n-2)f – subnivel.

Pentru a scrie formula electronică a unui element, trebuie: să indicați numărul nivelului de energie în cifre arabe, să scrieți valoarea literei subnivelului și să scrieți numărul de electroni ca exponent.

De exemplu: 26 FeIV 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.

Formula electronică este întocmită ținând cont de competiția subnivelurilor, adică. reguli energetice minime. Fara a lua in calcul ultimul electronic

se va scrie formula: 26 Fe1V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. Valența maximă a unui element este determinată de numărul de orbitali de valență și depinde de tipul electronic al elementului și de numărul perioadei.

Structura electronică a elementelor pe perioade și valență maximă este prezentată în tabel. 2.3.

Tabelul 2.3 Structura electronică și valența maximă a elementelor

2.3. Care subnivel se umple atomul cu electroni după umplerea subnivelului: a) 4p; b) 4s?

R Rezolvare: a) Subnivelul 4p corespunde sumei (n + l) egală cu 4+1 = 5. Aceeași sumă n+l caracterizează subnivelurile 3d (3+2 = 5)

Și 5s (5+0 = 5). Cu toate acestea, starea 3d corespunde unei valori mai mici de n (n = 3) decât starea 4p, astfel încât subnivelul 3d va fi completat mai devreme decât subnivelul 4p. În consecință, după completarea subnivelului 4p, se vor completa subnivelul 5, ceea ce corespunde unei valori mai mari a lui n (n=5) cu unu.

b) subnivelul 4s corespunde sumei n+l = 4+0 = 4. Aceeași sumă n+l caracterizează subnivelul 3p, dar umplerea acestui subnivel precede umplerea subnivelului 4s, deoarece acesta din urmă corespunde unei valori mai mari a numărului cuantic principal. În consecință, după subnivelul 4s, se va completa un subnivel cu suma (n+l) = 5 și, dintre toate combinațiile posibile n+ℓ corespunzătoare acestei sume (n=3, ℓ=2; n=4, ℓ= 1; n= 5, ℓ=0), se va realiza mai întâi combinația cu cea mai mică valoare a numărului cuantic principal, i.e. după subnivelul 4s, subnivelul 3d va fi completat.

Concluzie: Astfel, umplerea subnivelului d rămâne în urmă cu un nivel cuantic, umplerea subnivelului f rămâne în urmă cu două niveluri cuantice.

2.4. Structura electronică a unui atom este descrisă de formula 1s 2 2s2 2p6 3s2 3d7 4s2 . Ce element este acesta?

R Soluție: Acest element aparține tipului electronic

d-elementele perioadei I, deoarece subnivelul 3d este construit de electroni; numărul de electroni 3d7 indică faptul că este al șaptelea element în ordine. Numărul total de electroni este 27, ceea ce înseamnă că numărul atomic este 27. Acest element este cobalt.

2.5. Pe ce bază sunt plasate fosforul și vanadiul în același grup al tabelului periodic? De ce sunt plasați în diferite subgrupe?

R Soluție: Configurații electronice ale atomilor P 1s 2 2s2 2p3 3s 2 3p 3 ; V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d 3 . Aceștia subliniază electronii de valență.

Aceste elemente au același număr de electroni de valență - 5. Prin urmare, P și V sunt situate în aceeași grupă a 5-a. În același timp, aceste elemente nu sunt analogi electronici, deoarece sunt construite pe subniveluri diferite, ceea ce înseamnă că nu ar trebui să fie localizate în același subgrup.

Legătură chimică este rezultatul interacțiunii mecanice cuantice a electronilor.

În funcție de natura distribuției densității electronilor între atomi, legăturile chimice sunt împărțite în covalente nepolare, polare și ionice (legăturile metalice realizate în metale nu sunt luate în considerare aici). Dacă nu există o deplasare a unei perechi de electroni, atunci legătura se apropie de una covalentă nepolară. O legătură polară covalentă este realizată de o pereche comună de electroni deplasați (polarizați) către nucleul unuia dintre atomii parteneri. O legătură ionică este considerată o legătură covalentă extrem de polarizată. Pentru a evalua capacitatea unui atom al unui element dat de a atrage o pereche de electroni comună, se utilizează valoarea electronegativității relative (χ) (Tabelul 5). Cu cât diferența de electronegativitate (Δχ) este mai mare, cu atât polarizarea legăturii este mai mare (cu atât ionicitatea legăturii este mai mare). Se crede că dacă Δχ > 1,9, atunci legătura este ionică.

2.6. Calculați diferența dintre electronegativitățile relative ale atomilor pentru legăturile H-O și E-O în compușii E(OH)2, unde E sunt elementele Ca, Sr, Ba și determinați:

a) care legătură H-O sau E-O este caracterizată în fiecare moleculă printr-un grad mai mare de ionicitate; b) care este natura ionizării acestor molecule într-o soluție apoasă?

Soluție: a) Să calculăm Δχ pentru legătura dintre E-O și 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.

Din compararea lui Δχ vedem că legătura E-O poate fi considerată ionică, legătura H-O poate fi considerată polară.

b) ionizarea în soluții apoase va avea loc de-a lungul celei mai ionice legături, adică. conform schemei: E(OH)2 ↔ E2+ + 2OH- (după tip

temeiuri).

Forța unei legături chimice este caracterizată de energie (kJ/mol) și

lungimea (nm sau A) a legăturii. Cu cât energia de legătură este mai mare și cu cât lungimea sa este mai mică, cu atât legătura este mai puternică.

Legătura chimică, adică o pereche de electroni comună se poate forma în două moduri: prin schimb și mecanism donor-acceptor. O legătură chimică este caracterizată de trei proprietăți principale:

1) are o anumită direcție în spațiu. Din acest punct de vedere, se face o distincție între σ și legături π. Unghiul format de direcțiile a două legături σ se numește legătură. Dacă o legătură π leagă mai mulți atomi, se numește nelocalizat;

2) tinde să se sature, drept urmare particulele au o anumită compoziție și structură. Posibil: coordonare-

starea atomilor nesaturată, saturată de coordonare, saturată de valență și nesaturată de valență;

3) poate fi polarizat sub influența diverșilor factori (în funcție de electronegativitatea atomilor, precum și sub influența unui câmp electric sau magnetic extern, sub acțiunea altor molecule polare).

Pentru a explica structura geometrică a moleculelor, se folosește ideea de hibridizare a orbitalilor atomici ai atomului central. Conform acestei idei, formarea legăturilor σ este precedată de o schimbare a formei și energiei orbitalilor atomici. Se formează orbitali hibrizi care sunt capabili de o suprapunere mai profundă și, prin urmare, de legături mai puternice. Pentru elementele de tip electronic s și p, orbitalii care conțin perechi de electroni singuri pot lua parte la hibridizare.

2.7. Arătați formarea unei legături în molecula BF3 și ionul BF4 -. Explicați structura acestor particule.

Soluție: 1. Să compunem formulele electronice ale atomilor și ionilor

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

2. Să arătăm distribuția electronilor pe orbitalii de valență. În acest caz, luăm în considerare starea de oxidare a atomului de bor din compus (putem presupune în mod convențional că numărul de electroni nepereche dintr-un atom corespunde stării de oxidare).

3. Să arătăm formarea tuturor conexiunilor posibile și să indicăm mecanismul formării lor:

3 legături σ au fost formate prin mecanismul de schimb Pe baza capacităților de valență ale atomului

bor și tendința lui spre saturație, vom arăta formarea unei legături π de către mecanismul donor-acceptor. Dar, pentru că această legătură unește mai mult de doi atomi

mov, va fi nelocalizat.

În ionul BF4 - se formează 4 legături σ, trei dintre ele prin mecanismul de schimb și una prin mecanismul donor-acceptor.

4. Să calculăm multiplicitatea legăturilor ca raport dintre numărul total de legături și numărul legături σ. În molecula BF3 multiplicitatea legăturii este 1⅓, în ionul BF4 - multiplicitatea legăturii este 1.

5. Să determinăm starea atomului central din punct de vedere al saturației

poduri. Molecula BF3 prezintă valență maximă datorită legăturilor σ și π, prin urmare, starea atomului de bor este saturată de valență.

Ionul BF 4 - prezintă valență maximă datorită legăturilor σ, prin urmare, starea atomului de bor este saturată de coordonare.

6. Să stabilim natura conexiunii B-F din punct de vedere al polarității. Deoarece diferența de electronegativitate (Δχ) este 4,0-2,0 = 2,0, adică. Mai mult de 1,9 legătura poate fi considerată ionică.

7. Să determinăm tipul de hibridizare a orbitalilor atomici ai atomului central și forma geometrică a particulelor.

În molecula BF 3, orbitalii s și 2p participă la formarea legăturilor σ, prin urmare, tipul de hibridizare este sp2. Molecula are un triunghiular

structura. În ionul BF4 -, unul s și trei orbitali p sunt implicați în formarea legăturilor σ, prin urmare tipul de hibridizare este sp3. Ionul are o formă tetraedrică.

8. Să descriem grafic structura particulelor

2.8. Arătați formarea legăturilor în molecula de SO3, explicați structura moleculei.

Rezolvare: Formule electronice ale elementelor

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

Deoarece starea de oxidare a atomului de sulf este +6, vom arăta distribuția electronilor peste orbitalii de valență ai atomului de sulf excitat.

Atomul de sulf formează, conform mecanismului de schimb, 3 legături σ (datorită unui orbital s și doi p-atomi) și 3 legături π (datorită unui orbital p- și a doi d-atomi).

În consecință, atomul este saturat de valență, nesaturat de coordonare; multiplicitatea legăturilor 6/3 = 2. Legătura S-O este polară, perechile de electroni comuni sunt deplasate către oxigen (Δχ = 0,5). Tipul de hibridizare sp2. Molecula are o structură triunghiulară.

3. CONEXIUNI COMPLEXE

Compușii complecși joacă un rol important în viața organismelor vii. Ionii de Na, K, Ca, Mg, care îndeplinesc funcții fiziologice importante în organism, se găsesc în sânge, limfă și fluide tisulare sub formă de compuși complecși. Ionii de Fe, Zn, Mn, Cu formează compuși complecși cu proteine ​​și fac parte din enzime și vitamine. Fierul face parte din hemoglobina. Hemoglobina este un compus între proteina globină și complexul hem. În hem, ionul central este Fe2+.

Compușii complecși sunt compuși moleculari, a căror combinație de componente duce la formarea de ioni complecși capabili să existe liber atât în ​​cristal, cât și în soluție. În moleculele compușilor complecși, există sfere interne și externe. Sfera interioară este cuprinsă între paranteze pătrate și constă dintr-un atom sau ion central, numit agent de complexare, și atomi, ioni sau molecule coordonate în jurul acesteia, numite liganzi.

Numărul de liganzi coordonați în jurul agentului de complexare determină numărul de coordonare al acestuia (CN). Acesta din urmă arată numărul de legături σ care apar între c.o. și liganzi.

Molecula c.s. neutru din punct de vedere electric. Sarcina sferei interioare este egală cu sarcina sferei exterioare cu semnul opus. Sarcina unui ion complex este egală cu suma algebrică a sarcinilor c.o. și liganzi.

Clasificarea compușilor complecși

1. După natura încărcăturii ionului complex

- cationic: format datorită coordonării în jurul unui k.o încărcat pozitiv. molecule de ligand neutru

CI2; CI3;

- anionic: agent de complexare – ioni pozitivi, li-

gangandii sunt anioni K2; Na2;

- neutru: format prin coordonare în jurul unei co neutre. liganzi neutri o sau cu coordonare simultană în jurul unui co încărcat pozitiv.

liganzi încărcați negativ și neutri

2. Prin natura liganzilor

Hidrati sau complexe acvatice Cl3;

amoniac SO4;

- complexe acide K 2 ;

- Na hidroxo complexe.

3. După numărul de c.o.

CI2 mononuclear;

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

Reguli pentru denumirea compușilor complecși

1) titlul de c.s. începe cu un cation;

2) În numele unui ion complex sunt indicați mai întâi liganzii, apoi atomul central. Terminația „o” este adăugată la denumirile liganzilor anionici

molecule libere corespunzătoare. Excepție: NH3 – amină; H2 O – apă; CO – carbonil;

3) agent de complexare în compuși cationici și neutri. numit numele rusesc al elementului, în cele anionice - numele latin cu adăugarea terminației „la”;

4) stare de oxidare k.o. notat cu cifre arabe și plasat în

paranteze după numele său. K3 – hexanitritocobaltat de potasiu (+3); Cl3 – clorură de hexaacvacrom (+3); o – pentacarbonil de fier (0).

Comportarea compușilor complecși în soluție

In solutii de c.s. se comportă ca un electrolit puternic și se disociază în întregime într-un ion complex și ioni din sfera exterioară:

Cl → + + Cl-

Ionii complecși ionizează reversibil și treptat: + ↔ + + NH3

+ ↔ Ag+ + NH3 sau total: + ↔ Ag+ + 2NH3

Constanta de echilibru pentru ionizarea unui ion complex se numește constantă de instabilitate

Depinde doar de natura compusului și de temperatură; este dat în cărțile de referință (vezi Tabelul 6).

4. ECHILIBRUL CHIMIC

Echilibrul chimic este o stare în care vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale:

În acest caz, modificarea energiei Gibbs este zero

Du-te = O; ΔΗο = T Deci

Starea de echilibru chimic rămâne neschimbată în condiții externe constante. Când aceste condiții (temperatura, presiune, concentrații) se modifică, echilibrul este perturbat pentru a fi restabilit, dar în condiții noi.

Deplasarea echilibrului este supusă principiului lui Le Chatelier: dacă într-un sistem de echilibru se modifică una dintre condițiile care determină poziția de echilibru, atunci echilibrul se deplasează în direcția procesului care slăbește efectul influenței. Astfel, odata cu cresterea concentratiei de reactivi, echilibrul se deplaseaza catre procesul care va determina consumul acestor reactivi. Motivul acestui comportament al sistemului de echilibru este creșterea numărului de ciocniri de particule ale acestor reactivi, ceea ce determină o accelerare a reacției directe sau inverse.

În sistemele cu gaz, o creștere a concentrațiilor de reactivi are loc pe măsură ce presiunea crește sau volumul sistemului scade. Prin urmare, cu o creștere a presiunii totale în sistem, una dintre cele două reacții reversibile care are loc cu participarea unui număr mai mare de moli de gaz va merge mai repede, adică. echilibrul se deplasează spre formarea a mai puține alunițe.

Pe măsură ce temperatura crește, viteza reacțiilor directe și inversă crește, dar viteza reacției endoterme crește într-o măsură mai mare.

reacţii, pentru că se caracterizează printr-un coeficient de temperatură mai mare.

Sarcini și exerciții

4.1. Arătați direcția deplasării de echilibru atunci când concentrația de H2 în sistemul de echilibru scade:

CO + H2 O↔ CO2 + H2 Soluție: Cu o scădere a CH 2, conform principiului Le-

Chatelier, reacția directă ar trebui să prevaleze, pentru că în același timp, cantitatea de H2 va crește, iar echilibrul va fi restabilit.

4.2. În ce direcție se va deplasa echilibrul PC15 ↔ PC13 + C12 - 31 kJ mol-1 odată cu creșterea temperaturii și presiunii?

Soluție: Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se va deplasa spre dreapta, deoarece reacția directă are loc cu absorbția căldurii, adică. este

endotermic. Pe măsură ce presiunea crește, numărul de ciocniri între moleculele PC13 și C12 va fi mai mare decât PC15, astfel încât echilibrul se va deplasa spre stânga.

4.3. În ce condiții într-un sistem de echilibru

N2 g + 3H2 g ↔ 2NH3 g + 22 kJ mol-1 poate fi maximizat randamentul de NH3?

Rezolvare: Pentru a crește randamentul de NH3, adică. pentru a muta echilibrul la dreapta, trebuie să:

1) creste presiunea amestecului de gaze, deoarece în acest caz, viteza reacției directe crește, deoarece în ea sunt implicați un număr mai mare de moli;

2) crește concentrația de azot 2 și H2 și reduceți concentrația de NH3, eliminându-l din sfera de reacție;

3) scade temperatura amestecului de reacţie, deoarece reacție despre

Formarea NH3 este exotermă.

O caracteristică cantitativă a stării de echilibru chimic este constanta de echilibru, care reflectă legea acțiunii masei.

Constanta de echilibru este legată de energia Gibbs prin relația RTlnK

= -∆G o . Pentru procesul aA + bB ↔ cC + dD constantă de concentrație

echilibrul are forma: Кс = [C] c [D] d, unde [A], [B], [C], [D] – echilibru- [A]a [B]b

concentrații finale în mol/l; a, b, c, d – coeficienți stoichiometrici.

presiuni parțiale ale gazelor și amestecurilor.

Constantele Kc și Kp caracterizează procesele de echilibru în soluții diluate de electroliți și neelectroliți și în sistemele de gaze la presiuni apropiate de 101,3 kPa (gaze ideale).

Pentru soluții concentrate și gaze neideale, trebuie utilizate următoarele valori de activitate:

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

Constanta de echilibru depinde de natura reactivilor și de temperatură, dar nu depinde de concentrațiile componentelor sistemului de echilibru.

În sistemele eterogene, concentrația fazei solide este inclusă în constanta de echilibru, deoarece este o valoare constantă.

Dacă reacțiile apar în soluții apoase cu participarea apei, atunci concentrația de apă este ridicată și constantă și nu va avea practic niciun efect asupra stării de echilibru.

Să notăm constantele de echilibru ale proceselor: 4Н2г + О2 g ↔ 2Н2 Ог + 2С12 g

La rezolvarea problemelor, este necesar să se determine clar starea de agregare a substanțelor care reacţionează și, de asemenea, să se distingă concentrațiile inițiale ale substanțelor de cele de echilibru.

C echilibru = C initial - C consumat

4.4. Într-un vas cu o capacitate de 1 litru la 410°C, s-au amestecat 1 mol de H2 și 1 mol de I2. Calculați la ce concentrații se stabilește echilibrul chimic dacă constanta de echilibru este 48?

Rezolvare: H 2 + I 2 ↔ 2HI

Să presupunem că X moli de H2 și I2 sunt consumați în reacție. Apoi s-au format 2X moli de HI, i.e. HI = 2 mol/l. În acest caz = =

Obținem ecuația: 44X2 – 96X + 48 = 0 Rezolvând-o, obținem X = 0,776. Să calculăm concentrațiile de echilibru: HI = 2X = 2 0,776 = 1,552 mol/l

1 - X = 0,222 mol/l.

4.5. În reacția reversibilă CO + C12 ↔ COC12 s-au stabilit următoarele concentrații de echilibru (mol/l): = 0,1; = 0,4; = 4. Calculați Kravn. și concentrațiile inițiale de C12 și CO.

Găsim concentrațiile inițiale: Sysh. = Comp. + Necheltuieli . Pentru a forma 4 moli de COC12, conform ecuației reacției, se consumă 4

moli de CO și C12. Prin urmare, concentrațiile inițiale sunt: ​​CCO = 0,1 + 4 = 4,1 mol/l; CC1 2 = 0,4 + 4 = 4,4 mol/l.

4.6. Determinați compoziția volumetrică a amestecului în momentul echilibrului pentru reacția Cgrafit + O2 g ↔ CO2 g, dacă la 1300o C Crav. = 0,289.

Rezolvare: K p = P P CO 2

Să notăm cu X conținutul de CO2 în fracții de volum (procent). Apoi conținutul de O2 va fi (100-X). Să substituim în ecuație:

K = 0,289 = (100 X − X); X = 22,42 % în volum. Conținutul de O2 va fi

5. CINETICA CHIMICA

Cinetica chimică studiază viteza și mecanismul reacțiilor chimice, precum și influența diferiților factori asupra vitezei. Viteza medie a unei reacții chimice este măsurată prin modificarea concentrației de reactanți pe unitatea de timp:

V = ± C 2 − C 1 ,

τ2 −τ1

unde C2 și C1 sunt concentrațiile de substanțe (mol/l) corespunzătoare timpului τ2 și τ1 (în s sau min). Pentru sistemele eterogene se măsoară viteza

prin modificarea concentrației pe unitatea de suprafață a fazei solide (1 cm2 sau 1 m2).

Viteza unei reacții chimice depinde de următorii factori principali:

- natura și starea substanțelor care reacţionează;

- natura mediului în care are loc reacția;

Catalizator;

- concentrațiile substanțelor care reacţionează, precum și pentru gaze și presiune;

Temperaturile.

Activitatea chimică a substanțelor depinde de structura atomilor sau moleculelor, de natura legăturilor intramoleculare și intermoleculare. Radicalii au cea mai mare activitate; este oarecum mai scăzută pentru ioni și molecule. Starea de agregare a reactivilor și gradul de dispersie sunt de asemenea importante.

Aproape întotdeauna, substanțele reacționează cu mediul (solvent), formând solvați (hidrați). În plus, solventul poate avea un efect catalitic.

Catalizatorii accelerează de obicei reacțiile chimice schimbându-le calea. În acest caz, noua cale de reacție corespunde unei energii de activare mai scăzute. Energia de activare (Ea) este energia minimă pe care trebuie să o aibă particulele de substanțe care reacţionează pentru a interacționa. Valoarea Ea este determinată de natura chimică a substanțelor.

Efectele concentrației, presiunii și temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice pot fi cuantificate.

Legea acțiunii în masă exprimă dependenţa vitezei unei reacţii chimice de concentraţia substanţelor care reacţionează: viteza de reacţie este direct proporţională cu concentraţiile substanţelor care reacţionează ridicate la puterea coeficienţilor lor stoichiometrici. Pentru reacție

aA + bB → C V = KCA a CB b,

unde CA și CB sunt concentrațiile molare ale reactivilor A și B;

A și b – coeficienți stoichiometrici pentru A și B;

LA – constanta de viteză a unei reacții date, reflectând influența naturii substanțelor. Depinde de temperatură, dar nu depinde de concentrația de substanțe.

Pentru sistemele cu gaz, în loc de concentrații, puteți folosi valoarea

us presiuni parțiale: V = KPA a PB b .

În sistemele eterogene, concentrațiile de substanțe cristaline sunt valori constante și sunt incluse în constanta de viteză. Motivul creșterii vitezei de reacție cu creșterea concentrațiilor de reactanți poate fi explicat printr-o creștere a numărului total de ciocniri de particule și, prin urmare, o creștere a numărului de ciocniri active. Să scriem expresii pentru viteza următoarelor reacții:

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

Legea acțiunii în masă este valabilă numai pentru reacții simple cu ordine și molecularitate redusă.

Ordinea unei reacții este înțeleasă ca suma exponenților la concentrații în expresia legii acțiunii masei. Molecularitatea reacției determinat de numărul minim de molecule care participă la interacțiune. Pe baza molecularității lor, reacțiile sunt împărțite în monomoleculare (monomoleculare), cu două molecule (bimoleculare) și cu trei molecule (trimoleculare). Reacţiile cu greutate moleculară mai mare sunt rare deoarece Astfel de reacții apar în mai multe etape.

Reacțiile monomoleculare includ reacții de descompunere și rearanjamente intramoleculare, pentru care V = K·C. Reacțiile cu două molecule includ reacții în care interacțiunea are loc atunci când două molecule se ciocnesc, pentru ele V = K·C1 ·C2; pentru reacţiile trimoleculare V = K·C1 ·C2 ·C3. Pe baza ordinii reacțiilor, există ordinea întâi, a doua și a treia, precum și zero și fracțional.

de ordinul trei V = K·C3 , V = K·C1 2 ·C2 , V = K·C1 ·C2 2 .

Reacțiile au ordin zero dacă pe parcursul întregului proces concentrația substanței nu se modifică și viteza este constantă. Acest lucru este posibil în sistemele eterogene în care substanța cristalină interacționează cu suprafața și concentrația rămâne constantă. Pentru o reacție de ordinul zero, V = K·Co. O reacție are o ordine fracțională dacă procesul are loc în mai multe etape, fiecare având o viteză neglijabilă.

Sarcini și exerciții

5.1. Determinați molecularitatea și ordinea reacției:

C12 g + 2NO g = 2NOCl g

Soluție: 1 mol de C12 și 2 moli de NO intră în reacție, prin urmare, reacția indicată este trimoleculară. Procedura de determinare

Să folosim ecuația: V = KCCl 2 C2 NO. Reacția este de ordinul trei.

5.2. Calculați viteza de dizolvare a hidroxidului de fier (II) în 0,02 M H2 SO4 la K = 40. Determinați molecularitatea și ordinea reacției.

Soluție: Reacția se va desfășura conform ecuației:

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

V = KCH 2 SO 4, deoarece Fe(OH)2 este în fază cristalină. Molecularitatea reacției este 2, de ordinul 1. Calculați viteza de reacție:

V = 40.0,02 = 0,8 mol/min.l.

5.3. Într-o soluție care conține 1 mol SnCl 2 și 2 moli de FeCl3, reacția se desfășoară conform ecuației:

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

De câte ori va scădea viteza de reacție după reacție?

este 0,65 mol SnCl2?

Soluție: Calculați viteza de reacție la inițială

După ce 0,65 mol SnCl2 au reacţionat, concentraţiile vor fi

au următoarele valori: СSnCl2 = 1 - 0,65 = 0,35 mol/l; СFeCl3 = = 2 - 1,3 = 0,7 mol/l. În acest caz, viteza de reacție va fi egală cu:

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

5.4. Cum se va schimba viteza de reacție CO g + C12 g = COC12 g dacă volumul amestecului de gaz se reduce la jumătate?

Soluție: viteza de reacție inițială va fi egală cu:

Vo = K · CCO · CC1 2 . Cu o înjumătățire a volumului, concentrațiile tuturor

componentele se vor dubla și viteza poate fi calculată după cum urmează: V 1 = K 2C CO 2C Cl2 = 4KC CO C Cl2

Este destul de evident că, cu o scădere a volumului cu un factor de 2, viteza de reacție crește cu un factor de 4.

Este de asemenea cuantificat efectul temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice. Odată cu creșterea temperaturii, viteza oricăror reacții crește, ceea ce se explică prin creșterea numărului de particule active a căror energie atinge sau depășește energia de activare Ea. Dependența constantei vitezei de reacție de temperatură este exprimată ca

În practică, pentru calcule se folosește regula lui Van't Hoff, conform căreia atunci când temperatura crește cu 10°, viteza sau constanta de viteză a reacției crește de 2-4 ori.

γ – coeficientul de temperatură.

Regula lui Van't Hoff dă rezultate mai puțin precise decât ecuația lui Arrhenius, deoarece γ poate fi considerat constant doar într-un interval mic de temperatură. Pentru reacțiile anorganice γ = 2-4, pentru reacțiile enzimatice γ = 7-8.

5.5. Coeficientul de temperatură al vitezei de descompunere a lui HI în intervalul de temperatură 356-376o C este egal cu 2. Calculați constanta de viteză a acestei reacții la 376o C, dacă la 356o C este egală cu 8,09 10-5.

Orbitalii atomului de hidrogen.

Când sunt luate în considerare funcțiile de undă pentru electronii din atomi individuali, aceste funcții sunt numite orbitali atomici(abreviat ca AO). Dovezi experimentale pentru existența orbitalilor atomici pot fi obținute din spectre atomice. De exemplu, în timpul unei descărcări electrice în hidrogen gazos, moleculele de H2 se disociază în atomi, iar atomii emit lumină cu frecvențe strict definite, care sunt grupate în serie: în regiunea vizibilă (așa-numita serie Balmer), ultraviolete (seria Lyman). ), și infraroșu (seria Paschen). Chiar și în perioada pre-cuantică, s-a observat că toate seriile satisfac o singură ecuație simplă:

cuantificarea orbitalului molecular atomic

Atomul de hidrogen este tridimensional, astfel încât ecuația Schrödinger trebuie să includă energia cinetică în toate cele trei dimensiuni și va avea o formă puțin mai complexă decât ecuația pentru mișcarea unidimensională prezentată în Secțiunea 1.1 a acestui capitol. La rezolvarea acesteia cu impunerea unor condiţii la limită care decurg din interpretarea probabilistică a funcţiei de undă s-au obţinut următoarele concluzii.

1. Este necesar să acceptăm că există trei numere cuantice adimensionale, care sunt notate prin simbolurile n, / și m Apariția numărului cuantic n este cauzată de faptul că electronul își poate modifica distanța față de nucleu . Cuantic

numere / și T sunt legate de momentul unghiular al electronului, care poate orbita nucleul în trei dimensiuni. Numărul / caracterizează mărimea momentului unghiular și numărul T- orientarea momentului unghiular în spațiu, întrucât momentul unghiular este o mărime vectorială. Valorile acceptabile ale numerelor cuantice care decurg din condițiile la limită sunt n - 1, 2, 3.;

2. Energia unui electron, în general, ar trebui să depindă de toate cele trei numere cuantice, sau cel puțin de două, dar o caracteristică unică a atomului de hidrogen (dar nu a altor atomi) este că energia electronului depinde doar de n acest motiv n se numește număr cuantic principal. (Deci, pentru n = 3l poate lua valorile 0, 1 și 2, dar energia electronului rămâne constantă.) Energiile permise vor fi energii de forma En = R/n2.

Orbitalii atomici ai unui atom de hidrogen sunt foarte importanți deoarece arată modul în care electronul (sau densitatea electronilor) este distribuit în spațiu. Amplitudinea lui AO w (r) este diferită în diferite locuri din spațiu, iar probabilitatea de a găsi un electron într-o regiune infinitezimală df în jurul punctului r este. Distribuția spațială a unui electron poate fi descrisă prin indicarea mărimii folosind diferite densități de umbrire pe diagramă. Distribuția densității în unele AO de hidrogen este prezentată în Fig. 1.1

Orbitul de stare fundamentală al atomului de hidrogen este foarte simplu: este simetric sferic și densitatea lui scade exponențial pe măsură ce se îndepărtează de nucleu. Prin urmare, este cel mai probabil să găsiți un electron în apropierea nucleului, unde q/ și, astfel, y? ^ sunt maxime. Acest lucru este în concordanță cu ideea că, pentru a obține cea mai scăzută energie potențială, un electron trebuie să tindă spre nucleu. Cu toate acestea, orbnthalul nu este complet „presat” pe nucleu, ci se extinde în zone destul de îndepărtate de acesta. Această situație apare din cauza faptului că nu numai potențialul, ci și energia cinetică a electronului este de mare importanță. Aceasta din urmă nu poate fi reprezentată ca energia cinetică a mișcării pe o orbită în jurul nucleului, ceea ce duce la apariția unei forțe centrifuge care ține electronul departe de nucleu, deoarece momentul unghiular al electronului în starea fundamentală a hidrogenului. atomul este zero. (Pentru n = 1, poate exista un singur număr cuantic de moment unghiular: / = 0, și deci egal cu zero.) Astfel, în sensul clasic, electronul în starea fundamentală a atomului de hidrogen nu pare să se rotească în jurul nucleului, ci pur și simplu se balansează de-a lungul razei. Cu asta este asociată energia sa cinetică. Din punctul de vedere al teoriei cuantice, energia cinetică a unui electron este legată de lungimea de undă a electronului care se propagă în direcția radială. Dacă orbital este „presat” spre nucleu, lungimea de undă în direcția radială scade inevitabil și, prin urmare, energia cinetică crește (Secțiunea 1.1). Orbnthal real este rezultatul unui compromis între energia potențială moderat scăzută și energia cinetică moderat ridicată. Mai aproape de nucleu, densitatea de electroni este mai mare, dar este prezentă și la distanță de nucleu.

Fig.1.1

Toți orbitalii cu moment unghiular zero se numesc orbitali s. Orbitalul cu cea mai mică energie se numește orbital 1s. Dacă n= 2 și 7=0, atunci acesta este un orbital 2s. Energia sa este mai mare decât energia orbitalului 1s din două motive. În primul rând, are un nod radial (Fig. 1.2), care este o suprafață sferică, în interiorul și în exteriorul căreia funcția de undă are semne diferite, iar pe această suprafață însăși densitatea electronilor este zero. Apariția nodurilor în orice orbital crește energia electronului care ocupă acest orbital și cu cât sunt mai multe noduri, cu atât energia orbitalului este mai mare.

Acest lucru se datorează faptului că, pe măsură ce numărul de noduri crește, lungimea de undă a electronului devine mai scurtă, adică. un număr mai mare de semi-voințe cade pe aceeași zonă a spațiului și, prin urmare, energia cinetică a acestuia crește. În al doilea rând, creșterea energiei orbitalului 2s în comparație cu orbitalul 1s se datorează faptului că orbitalul 2s se extinde la o distanță mai departe de nucleu și, prin urmare, energia potențială a electronului din el este mai mare decât în ​​1s. orbital. Remarci similare pot fi făcute cu privire la orbitalii s superiori: etc.

Fig.1.2

Orbital s n= 1 nu are noduri. Orbitalii cu n=2 au un nod, cu n=3 - două noduri etc. În ceea ce privește operația de simetrie inversă (centrul de inversare coincide cu centrul nucleului), toți orbitalii s sunt simetrici, toți orbitalii s sunt antisimetrici, toți orbitalii s sunt simetrici etc.

Dacă n=0, singura valoare permisă l, este zero, dar dacă n = 2, numărul cuantic al momentului unghiular orbital poate lua valorile 0 (2n-orbita al) sau 1. Dacă n = 1, orbitalii atomici se numesc R- orbngalei. La n= 2Și l= 1 avem 2p-orbnthal. Diferă de orbitalul 2s prin faptul că electronul care îl ocupă are un moment unghiular orbital de mărime (2) Momentul unghiular este o consecință a prezenței unui nod unghiular (Fig. 1.2), care, după cum se spune, „introduce curbura în schimbarea unghiulară a funcției de undă” (mingea se transformă în ganteră). Prezența momentului unghiular orbital are o influență puternică asupra formei radiale a orbitalului. În timp ce toți 5-orbitalii de la nucleu au o valoare diferită de zero, nu există orbitali 1s acolo. Acest lucru poate fi considerat ca electronul fiind aruncat departe de nucleu de momentul unghiular orbital. Forța de atracție Coulomb a unui electron către nucleu este proporțională cu 1/r unde r este distanța de la nucleu, iar forța centrifugă care respinge electronii din nucleu este proporțională cu r 3 (3 este momentul unghiular). Prin urmare, dacă momentul unghiular este <0, la r foarte mic forța centrifugă depășește forța Coulomb. Acest efect centrifugal se manifestă și în AO cu l=2, care se numesc orbitali 1s, l=3 (orbitalii s) și orbitalii superiori (orbitalii Ј-, /? -, y-). Toți acești orbitali, datorită faptului că /^0, au amplitudine nulă la nucleu și, prin urmare, probabilitatea de a găsi electroni acolo este zero.

U 2/? - orbntali nu exista nod radial, dar 3/? - orbital o are. Schițe ale orbitelor atomice inferioare ale aleilor, ilustrând proprietățile și simetria AO (dar nu distribuția probabilistică a electronului în orbital, ca în Fig. 1.1), sunt prezentate în Fig. 1.2. Zonele luminoase și întunecate unde funcţia de undă are semne diferite. Deoarece alegerea semnului este arbitrară, nu are nicio diferență dacă asociem zonele întunecate cu zonele pozitive și cele luminoase cu semnul negativ al funcției de undă sau invers. Granița dintre zonele luminoase și întunecate ale orbntalelor este un nod, i.e. locul în care funcția de undă este zero sau, cu alte cuvinte, locul în care funcția de undă are semnul invers. Cu cât sunt mai multe noduri, cu atât energia electronului care ocupă un anumit AO este mai mare.

Deoarece pentru orbitalii l=0, numărul cuantic T poate lua valorile +1, 0 și - 1. Diverse valori T corespund orbitalilor cu orientări diferite ale momentului unghiular orbital, p-Orbital cu m = 0 are o proiecție nulă a momentului unghiular pe axa 2 (Fig. 1.2), și din acest motiv se numește R 2 -orbital. Vedere R 2 - orbntali (vezi Fig. 1.1 și 1.2) indică faptul că densitatea electronilor este „colectată într-o apă spațioasă” de-a lungul axei 2. În acest caz, există un plan nodal orizontal care trece prin nucleu și probabilitatea de a găsi un electron în acest planul este zero. Alți doi R - orbitalii pot fi reprezentați prin imagini similare cu orientarea „lamelor” de-a lungul axelor henna(vezi Fig. 1.1), de aceea sunt numite R x și R la - orbnthals.

Dacă /? =3, atunci / poate lua valorile 0, 1 și 2. Acest lucru se aplică unui 3^-orbngali, trei 3/? - orbngals și cinci 3^-orbngals 3b/-Orbngals sunt cinci, de când / = 2 T poate lua valori 2, 1, 0, - 1 și - 2. Toate Oh- orbntalele au amplitudine zero în apropierea nucleului. Nu au noduri radiale (4с1 - orbnthals au noduri radiale), dar fiecare are două plane nodale (vezi Fig. 1.2).

S-a spus mai sus că energia unui electron într-un atom de hidrogen depinde de numărul cuantic principal al orbitalului pe care îl ocupă și nu depinde de momentul său unghiular orbital. Astfel, într-un atom de hidrogen, un electron dintr-un orbital 2p are aceeași energie ca în oricare dintre orbitalii 2p. Dacă orbiti diferiți au aceeași energie, se numesc degenerat. Degenerarea atomului de hidrogen este ceva excepțional și se explică în fizică prin forma specială a potențialului său Coulomb.

Element chimic- un tip specific de atom, desemnat prin nume și simbol și caracterizat prin numărul atomic și masa atomică relativă.

În tabel Tabelul 1 enumeră elementele chimice comune, oferă simbolurile prin care sunt desemnate (pronunțare între paranteze), numerele de serie, masele atomice relative și stările de oxidare caracteristice.

Zero Starea de oxidare a unui element din substanțele sale simple nu este indicată în tabel.

Toți atomii aceluiași element au același număr de protoni în nucleu și același număr de electroni în înveliș. Deci, într-un atom al unui element hidrogen N este 1 p +în miez și periferie 1 e-; într-un atom element oxigen O este 8 p +în miez și 8 e- într-o coajă; element atom aluminiu Al conține 13 R+ în miez și 13 e- într-o coajă.

Atomii aceluiași element pot diferi prin numărul de neutroni din nucleu, astfel de atomi se numesc izotopi. Deci, elementul hidrogen H trei izotopi: hidrogen-1 (nume și simbol special protium 1 H) cu 1 p +în miez și 1 e- într-o coajă; hidrogen-2 (deuteriu 2 N sau D) cu 1 p +și 1 P 0 în miez și 1 e- într-o coajă; hidrogen-3 (tritiu 3 N sau T) cu 1 p +și 2 P 0 în miez și 1 e- într-o coajă. În simbolurile 1H, 2H și 3H, indicele indică numar de masa– suma numerelor de protoni și neutroni din nucleu. Alte exemple:

Formula electronica un atom al oricărui element chimic în conformitate cu locația lui în Tabelul periodic al elementelor lui Mendeleev poate fi determinat din tabel. 2.

Învelișul de electroni a oricărui atom este împărțit în niveluri de energie(1, 2, 3 etc.), nivelurile sunt împărțite în subniveluri(indicat prin litere s, p, d, f). Subnivelurile constau din orbitali atomici– zone ale spațiului în care este probabil să locuiască electronii. Orbitalii sunt desemnați ca 1s (orbital de subnivel 1 de nivel s), 2 s, 2R, 3s, 3p, 3d, 4s... Numărul de orbitali în subniveluri:

Umplerea orbitalilor atomici cu electroni are loc în conformitate cu trei condiții:

1) principiul energiei minime

Electronii umplu orbitalii, începând cu subnivelul cu energie mai mică.

Secvența creșterii energiei a subnivelurilor:

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

2)regula de excludere (principiul Pauli)

Fiecare orbital poate găzdui nu mai mult de doi electroni.

Un electron dintr-un orbital se numește nepereche, doi electroni se numesc pereche electronica:

3) principiul multiplicității maxime (regula lui Hund)

Într-un subnivel, electronii umplu mai întâi toți orbitalii la jumătate, apoi complet.

Fiecare electron are propria sa caracteristică - spin (reprezentat în mod convențional printr-o săgeată în sus sau în jos). Spinii electronilor se adună ca vectori trebuie să fie suma spinurilor unui număr dat de electroni maxim(multiplicitate):

Umplerea nivelurilor, subnivelurilor și orbitalilor atomilor elementelor din H cu electroni (Z = 1) până la Kr (Z = 36) arătat în diagrama energetică(numerele corespund secvenței de umplere și coincid cu numerele ordinale ale elementelor):

Din diagramele energetice completate, formule electronice atomi de elemente. Numărul de electroni din orbitalii unui anumit subnivel este indicat în superscriptul din dreapta literei (de exemplu, 3 d 5 este 5 electroni pe Z d-subnivel); mai întâi vin electronii nivelului 1, apoi al 2-lea, al 3-lea etc. Formulele pot fi complete și scurte, acestea din urmă conțin între paranteze simbolul gazului nobil corespunzător, care transmite formula acestuia și, în plus, începând cu Zn , subnivelul d interior umplut. Exemple:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Electronii plasați în afara parantezei se numesc valenţă Ei sunt cei care iau parte la formarea legăturilor chimice.

Excepțiile sunt:

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

1. Titlu, nu este relevant la izotopii de hidrogen, este

1) deuteriu

2) oxoniu

2. Formula pentru subnivelurile de valență ale unui atom de metal este

3. Numărul de electroni nepereche în starea fundamentală a unui atom de fier este

4. În starea excitată a unui atom de aluminiu, numărul de electroni nepereche este egal cu

5. Formula electronică 3d 9 4s 0 corespunde cationului

6. Formula electronică a anionului E 2- 3s 2 3p 6 corespunde elementului

7. Numărul total de electroni din cationul Mg 2+ și anionul F este egal cu

Când discutăm despre proprietățile chimice ale atomilor și moleculelor - structură și reactivitate - o idee despre forma spațială a orbitalilor atomici poate fi de mare ajutor în rezolvarea calitativă a unei anumite probleme. În cazul general, AO-urile sunt scrise în formă complexă, dar folosind combinații liniare de funcții complexe legate de același nivel de energie cu numărul cuantic principal Pși cu aceeași valoare a impulsului orbital /, se pot obține expresii în formă reală care pot fi reprezentate în spațiul real.

Să considerăm secvenţial o serie de AO în atomul de hidrogen.

Funcția de undă a stării fundamentale 4^ pare cea mai simplă. Are simetrie sferică

Valoarea lui a este determinată de expresia unde valoarea

numit raza Bohr. Raza Bohr indică dimensiunile caracteristice ale atomilor. Valoarea 1/oc determină scara dezintegrarii caracteristice a funcțiilor în atomii cu un electron

Din (EVL) este clar că dimensiunea atomilor cu un electron se micșorează pe măsură ce sarcina nucleară crește în proporție inversă cu valoarea lui Z. De exemplu, în atomul He + funcția de undă va scădea de două ori mai repede decât într-un hidrogen. atom cu o distanță caracteristică de 0,265 A.

Dependența lui *F ls de distanță este prezentată în Fig. 3.3. Maximul funcției *Fj este la zero. Găsirea unui electron în interiorul unui nucleu nu ar trebui să fie prea surprinzătoare, deoarece nucleul nu poate fi imaginat ca o sferă impenetrabilă.

Probabilitatea maximă de a detecta un electron la o anumită distanță de nucleu în starea fundamentală a unui atom de hidrogen are loc la r = a 0 = 0,529 A. Această valoare poate fi găsită după cum urmează. Probabilitatea de a găsi un electron într-un volum mic A V egal cu |*P| 2 DY. Volum AV presupunem atât de mică încât valoarea funcției de undă poate fi considerată constantă în acest volum mic. Suntem interesați de probabilitatea de a găsi un electron la distanță G din miez într-un strat subțire de grosimea A G. Deoarece probabilitatea de a găsi un electron la distanță G nu depinde de direcție și direcția specifică nu ne interesează, atunci trebuie să găsim probabilitatea ca un electron să rămână într-un strat sferic foarte subțire de grosimea A G. Deoarece valoarea | V F| 2 este ușor de calculat, avem nevoie

Orez. 3.3. Dependența *F 1s de distanță. Valorile funcției sunt normalizate la valoarea acesteia în r = O

Orez. 3.4.Schema de calcul al volumului unui strat sferic

găsiți volumul stratului sferic, pe care îl notăm cu A K. Este egal cu diferența de volume a două bile cu raze GȘi g + Ar(Fig. 3.4):

Din moment ce A G putin in comparatie cu G, apoi la calcularea valorii (g + Ar) 3 ne putem limita la primii doi termeni. Apoi pentru volumul stratului sferic obținem

Ultima expresie poate fi obținută într-un mod mai simplu. Din moment ce A G putin in comparatie cu G, atunci volumul stratului sferic poate fi luat egal cu produsul dintre suprafața stratului sferic și grosimea acestuia (a se vedea Fig. 3.4). Aria sferei este 4 kg 2, si grosimea A G. Produsul acestor două mărimi dă aceeași expresie (3.11).

Deci probabilitatea W găsi un electron în acest strat este egal cu

Expresia pentru *P ls este preluată din Anexa 3.1. Dacă luăm în considerare valoarea lui A G constantă, atunci maximul funcției reduse se observă la G = a 0 .

Dacă vrei să știi care este probabilitatea W detectează electronii în volum V, atunci este necesar să se integreze densitatea de probabilitate a detectării unui electron în această regiune a spațiului în conformitate cu expresia (3.6).

De exemplu, care este probabilitatea de a detecta un electron într-un atom de hidrogen într-o regiune sferică a spațiului cu un centru la nucleu și cu o rază x 0. Apoi

Aici valoarea d Vîn timpul calculelor a fost înlocuit cu 4 kg 1 dr prin analogie cu (3.11), deoarece funcția de undă depinde doar de distanță și, prin urmare, nu este necesară integrarea peste unghiuri din cauza absenței dependenței unghiulare a funcției integrabile.

O idee calitativă a distribuției funcției de undă în spațiu este dată de imaginea orbitalilor atomici sub formă de nori, iar cu cât culoarea este mai intensă, cu atât valoarea funcției H este mai mare. Orbitalul va arăta ca aceasta (Fig. 3.5):

Orez. 3.5.

Orbitală 2p z B forma unui nor este prezentată în fig. 3.6.

Orez. 3.6. Imaginea orbitalului 2p g al unui atom de hidrogen sub forma unui nor

Într-un mod similar, distribuția densității de electroni va arăta ca un nor, care poate fi găsită prin înmulțirea densității de probabilitate I"Fj 2 cu sarcina electronilor. În acest caz, se vorbește uneori despre pete de electroni. Cu toate acestea, aceasta în niciun caz. înseamnă că avem de-a face cu un electron de-a lungul spațiului - nu are loc nicio întindere reală a electronului în spațiu și, prin urmare, atomul de hidrogen nu poate fi reprezentat ca un nucleu scufundat într-un nor real de sarcină negativă.

Cu toate acestea, astfel de imagini sub formă de nori sunt rareori folosite și, mult mai des, liniile sunt folosite pentru a crea o idee despre dependența unghiulară a funcțiilor H". Pentru a face acest lucru, calculați valorile H" funcționează pe o sferă desenată la o anumită distanță de nucleu. Apoi, valorile calculate sunt trasate pe raze, indicând semnul funcțiilor Ch" pentru cea mai informativă secțiune plană pentru o anumită funcție Ch". De exemplu, orbitalul Is este de obicei descris ca un cerc (Fig. 3.7).

Orez.

În fig. 3.8 2/> r-orbital este construit pe o sferă cu o anumită rază. Pentru a obține o imagine spațială, este necesar să rotiți figura în raport cu axa z. Indicele „z” atunci când scrieți o funcție indică orientarea funcției de-a lungul axei „z”. Semnele „+” și „-” corespund semnelor funcțiilor H". Valorile funcției 2/? z sunt pozitive în regiunea spațiului unde coordonata ^ este pozitivă și negativă în regiunea în care coordonata ^ este negativă.

Orez. 3.8. Formă 2p z-orbitali. Construit pe o sferă de o anumită rază

Situația este similară și în cazul /orbitalilor rămași. De exemplu, 2/? Orbitalul x este orientat de-a lungul axei x și este pozitiv în acea parte a spațiului în care coordonata x este pozitivă, iar valorile sale sunt negative unde valorile coordonatei x sunt negative (Fig. 3.9).

Imaginea funcțiilor de undă care indică semnul este importantă pentru o descriere calitativă a reactivității compușilor chimici și, prin urmare, imagini precum cele prezentate în Fig. 3.9 se găsesc cel mai adesea în literatura de specialitate chimică.

Să luăm acum în considerare orbitalii d (Fig. 3.10). Orbitali dxy, dxz, dyz, arata echivalent. Orientarea și semnele lor sunt determinate de indicele: index X y spectacole

Orez. 3.9. Formă 2p x - orbitali. Construit pe o sferă cu o anumită rază

că orbitalul este orientat la unghiuri de 45° față de axele x și lași că semnul funcției Y este pozitiv unde produsul indicilor x și la pozitiv.

Orez. 3.10.

Situația este similară cu restul ^/-orbitalii. Imaginea orbitalilor ^/- prezentată în Fig. 3.10, se găsește cel mai des în literatură. Se poate observa că orbitalii d , d x2 _ y2 , d z2 nu sunt echivalente. Doar orbitalii sunt echivalenti d , d xz , d yz . Dacă este necesar să folosiți cinci ^/-orbitali echivalenti pentru a descrie structura unei molecule, atunci aceștia pot fi construiți folosind combinații liniare de orbitali.