Ano ang atomic orbitals? Atomic orbital. Quantum number

Paksa 6 Mga elektronikong pagsasaayos ng mga atom ng mga elemento ng kemikal.

1. Ang konsepto ng mga orbital. s-, R- At d-mga orbital.

2. Mga elektronikong pagsasaayos ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal.

Ang konsepto ng mga orbital. s-, p- at d-orbitals

Ang atom ay isang electrically neutral na particle na binubuo ng positively charged nucleus at negatively charged electron.

Ang mga electron ay matatagpuan sa paligid ng nucleus sa mga antas ng enerhiya, ang bilang nito ay katumbas ng bilang ng panahon.

Ang atomic orbital ay isang geometric na imahe na tumutugma sa dami ng espasyo sa paligid ng atomic nucleus, na tumutugma sa 90% na posibilidad na makahanap ng isang electron sa volume na ito (bilang isang particle) at sa parehong oras sa 90% charge density ng ang elektron (bilang isang alon).

Ang isang maingat na pagsusuri ng atomic spectra ay nagpapakita na ang "makapal" na mga linya na dulot ng mga paglipat sa pagitan ng mga antas ng enerhiya ay talagang nahahati sa mas manipis na mga linya. Nangangahulugan ito na ang mga shell ng elektron ay aktwal na nahati sa mga subshell. Ang mga electronic subshell ay itinalaga ng mga uri ng mga linya na naaayon sa kanila sa atomic spectra:

s-pinangalanan ang subshell para sa "matalim" nito s-mga linya - matalas;
p-ang subshell ay pinangalanan pagkatapos ng "pangunahing" p-mga linya - punong-guro;
d-pinangalanan ang subshell pagkatapos ng “diffuse” d-mga linya - nagkakalat;
f-ang subshell ay pinangalanan pagkatapos ng "pangunahing" f-mga linya - pundamental.

Mga antas ng enerhiya, mga sublevel at orbital ng isang multielectron atom

Ang prinsipyo ng Pauli: ang isang atom ay hindi maaaring magkaroon ng dalawang electron sa magkatulad na estado.

Alinsunod sa prinsipyo ng Pauli, maaari itong mapagtatalunan na ang bawat elektron sa isang atom ay natatanging nailalarawan sa pamamagitan ng sarili nitong hanay ng apat na quantum number - ang pangunahing n, orbital l, magnetic m at iikot s.

Ang populasyon ng mga antas ng enerhiya, mga sublevel at atomic na orbital ng mga electron ay napapailalim sa sumusunod na panuntunan (prinsipyo ng pinakamababang enerhiya): sa isang hindi nasasabik na estado, ang lahat ng mga electron ay may pinakamababang enerhiya.

Nangangahulugan ito na ang bawat isa sa mga electron na pumupuno sa shell ng isang atom ay sumasakop sa isang orbital na ang atom sa kabuuan ay may pinakamababang enerhiya. Ang patuloy na pagtaas ng dami sa enerhiya ng mga sublevel ay nangyayari sa sumusunod na pagkakasunud-sunod:

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

Ang pagpuno ng mga atomic orbital sa loob ng isang sublevel ng enerhiya ay nangyayari alinsunod sa panuntunang binuo ng German physicist na si F. Hund (1927).

Panuntunan ni Hund: ang mga atomic na orbital na kabilang sa parehong sublevel ay pinupuno muna ng isang electron, at pagkatapos ay pupunuin sila ng pangalawang electron.

Ang panuntunan ni Hund ay tinatawag ding prinsipyo ng maximum multiplicity, i.e. ang maximum na posibleng parallel na direksyon ng mga spins ng mga electron ng isang sublevel ng enerhiya.

Ang isang libreng atom ay maaaring magkaroon ng hindi hihigit sa walong mga electron sa pinakamataas na antas ng enerhiya nito.

Tinatawag ang mga electron na matatagpuan sa pinakamataas na antas ng enerhiya ng isang atom (sa panlabas na layer ng elektron). panlabas; Ang bilang ng mga panlabas na electron sa isang atom ng anumang elemento ay hindi hihigit sa walo. Para sa maraming elemento, ito ay ang bilang ng mga panlabas na electron (na may napunong panloob na mga sublevel) na higit na tumutukoy sa kanilang mga kemikal na katangian. Para sa iba pang mga electron na ang mga atom ay may hindi napunong panloob na sublevel, halimbawa 3 d- sublevel ng mga atomo ng mga elemento tulad ng Sc, Ti, Cr, Mn, atbp., ang mga katangian ng kemikal ay nakasalalay sa bilang ng parehong panloob at panlabas na mga electron. Ang lahat ng mga electron na ito ay tinatawag valence; sa mga pinaikling elektronikong formula ng mga atomo ang mga ito ay isinulat pagkatapos ng simbolo ng atomic skeleton, iyon ay, pagkatapos ng expression sa square bracket.

2. ELECTRONIC STRUCTURE NG ATOM. KEMIKAL NA DUMIDIKIT

Ang anumang matatag na estado ng isang electron sa isang atom ay nailalarawan sa pamamagitan ng ilang mga halaga ng mga numero ng quantum: n, l, ml, ms, na tinatawag ayon sa pagkakabanggit: principal, orbital, magnetic at spin.

Ang estado ng isang electron sa isang atom, na tumutugma sa ilang mga halaga ng mga quantum number n, ℓ, ml, ay tinatawag na atomic orbital (a.o.). Kung hindi, ang isang atomic orbital ay ang espasyo kung saan ang isang elektron ay malamang na naninirahan.

Depende sa halaga ng orbital quantum number, ang sumusunod na pagtatalaga para sa mga sublevel ng enerhiya ay pinagtibay:

ℓ= 2 – d -*- ℓ= 3 – f -*-

Ang bawat uri ng atomic orbital ay may sariling hugis na elektron na ulap. Ang S ay isang spherical orbital, ang p ay isang dumbbell-shaped orbital, ang d ay isang rosette-shaped na orbital, ang f ay isang orbital ng isang mas kumplikadong hugis.

Ang bilang ng mga orbital ng bawat uri ay tinutukoy ng bilang ng mga paraan upang i-orient ang mga ito sa espasyo, i.e. bilang ng mga halaga ng magnetic quantum number - ml. Ang magnetic quantum number ay may (2ℓ + 1) na mga halaga

(Talahanayan 2.1).

Sa graphically, ang atomic orbital ay inilalarawan o - . Ang bilang (z) ng mga atomic orbital sa antas ng enerhiya ay ibinibigay ng formula na za.o. = n2, kung saan ang n ay ang pangunahing quantum number.

Ayon sa prinsipyo ng Pauli, ang isang atom ay hindi maaaring magkaroon ng dalawang electron na nailalarawan sa parehong hanay ng mga quantum number. Ito ay sumusunod mula dito na ang bawat atomic orbital ay maaaring sakupin ng hindi hihigit sa dalawang electron, at ang kanilang mga spin quantum number ay dapat na iba, na tinutukoy ng ↓.

Kaya, ang kabuuang bilang ng mga electron sa antas ng enerhiya ay tinutukoy ng formula ze = 2n2. Ang bilang ng mga electron sa isang sublevel ay tinutukoy ng formula 2(2ℓ + 1). Ang pagkalkula ng bilang ng mga electron at ang istraktura ng mga antas ay maaaring iharap sa anyo ng isang talahanayan. 2.2.

Alam ang istraktura ng bawat sublevel at antas, maaari kang lumikha ng mga elektronikong formula ng mga elemento.

Ang stable (unexcited) na estado ng isang multielectron atom ay tumutugma sa isang distribusyon ng mga electron sa ibabaw ng atomic orbitals kung saan ang enerhiya ng atom ay minimal. Samakatuwid, ang mga atomic na orbital ay pinupuno sa pagkakasunud-sunod ng mga sunud-sunod na pagtaas sa kanilang mga enerhiya. Ang pagkakasunud-sunod kung saan ang mga atomic orbital ay puno ng mga electron ay tinutukoy ng mga patakaran ni Klechkovsky, na isinasaalang-alang ang pag-asa ng enerhiya ng orbital sa mga halaga ng parehong mga pangunahing (n) at orbital (ℓ) na mga numero ng quantum. Ayon sa mga patakarang ito, ang mga atomic orbital ay napuno ng mga electron sa pagkakasunud-sunod ng sunud-sunod na pagtaas sa kabuuan (n+1) (unang tuntunin ni Klechkovsky), at para sa parehong mga halaga ng kabuuan na ito, sa pagkakasunud-sunod ng sunud-sunod na pagtaas sa pangunahing numero n (pangalawang panuntunan ni Klechkovsky).

Ang paglalagay ng mga electron sa mga atomic orbital sa loob ng isang sublevel ng enerhiya ay tinutukoy ng panuntunan ni Hund, ayon sa kung saan ang pinakamababang enerhiya ng isang atom ay tumutugma sa pamamahagi ng mga electron sa atomic orbitals ng isang naibigay na sublevel kung saan ang ganap na halaga ng kabuuang spin ng ang atom ay pinakamataas; sa anumang iba pang pag-aayos ng mga electron, ang atom ay nasa isang nasasabik na estado, i.e. ay mailalarawan sa pamamagitan ng mas mataas na enerhiya.

Mga gawain at pagsasanay

2.1. Paano ipinapahiwatig ang estado ng isang electron: a) na may n=4, ℓ=2; b) na may n=5, ℓ=3.

Solusyon: Kapag isinusulat ang estado ng enerhiya, ang bilang ng sublevel (n) ay ipinahiwatig ng isang numero, at ang likas na katangian ng sublevel (s, p, d, f) ay ipinahiwatig ng isang titik. Para sa n=4 at ℓ=2 isinusulat namin ang 4d; para sa n=5 at ℓ=3 isinusulat namin ang 5f.

Talahanayan 2.2

Pagkalkula ng bilang ng mga electron

Dulo ng mesa. 2.2

2.2. Ilang kabuuang orbital ang tumutugma sa ikatlong antas ng enerhiya? Ilang electron ang mayroon sa antas na ito? Ilang sublevel ang nahahati sa antas na ito?

Solusyon: Para sa ikatlong antas ng enerhiya n = 3, ang bilang ng mga atomic orbital ay 9 (32); ang bilang ng mga orbital na ito ay ang kabuuan ng 1(s) + 3(p) + 5(d) = 9. Ayon sa prinsipyo ng Pauli, ang bilang ng mga electron sa antas na ito ay 18. Ang ikatlong antas ng enerhiya ay nahahati sa tatlong sublevel. : s, p, d (ang bilang ng mga sublevel ay tumutugma sa bilang ng mga halaga ng pangunahing quantum number).

Ang lahat ng elemento ng kemikal ay maaaring uriin sa 4 na uri depende sa likas na katangian ng mga sublevel na pinupunan:

s-elemento – puno ng mga electron ns – sublevel; p-elemento – puno ng mga electron np – sublevel; d-elemento – puno ng mga electron (n-1)d – sublevel; f-elemento – puno ng mga electron (n-2)f – sublevel.

Upang isulat ang electronic formula ng isang elemento, dapat mong: ipahiwatig ang numero ng antas ng enerhiya sa mga Arabic numeral, isulat ang halaga ng titik ng sublevel, at isulat ang bilang ng mga electron bilang isang exponent.

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

Ang electronic formula ay pinagsama-sama na isinasaalang-alang ang kumpetisyon ng mga sublevel, i.e. minimum na mga panuntunan sa enerhiya. Nang hindi isinasaalang-alang ang huling electronic

ang formula ay isusulat: 26 Fe1V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. Ang pinakamataas na valence ng isang elemento ay tinutukoy ng bilang ng mga orbital ng valence at depende sa elektronikong uri ng elemento at ang numero ng panahon.

Ang elektronikong istraktura ng mga elemento sa pamamagitan ng mga panahon at maximum na valency ay ipinakita sa talahanayan. 2.3.

Talahanayan 2.3 Elektronikong istraktura at pinakamataas na valence ng mga elemento

2.3. Aling sublevel ang napupunan sa atom ng mga electron pagkatapos punan ang sublevel: a) 4p; b) 4s?

R Solusyon: a) Ang sublevel 4p ay tumutugma sa kabuuan (n + l) na katumbas ng 4+1 = 5. Ang parehong kabuuan n+l ay nagpapakilala sa mga sublevel na 3d (3+2 = 5)

At 5s (5+0 = 5). Gayunpaman, ang estado 3d ay tumutugma sa isang mas maliit na halaga ng n (n = 3) kaysa sa estado 4p, kaya ang sublevel 3d ay mapupunan nang mas maaga kaysa sa sublevel 4p. Dahil dito, pagkatapos punan ang sublevel 4p, ang sublevel 5s ay pupunan, na tumutugma sa isang mas mataas na halaga ng n (n=5) ng isa.

b) ang sublevel 4s ay tumutugma sa sum n+l = 4+0 = 4. Ang parehong sum n+l ay nagpapakilala sa sublevel 3p, ngunit ang pagpuno ng sublevel na ito ay nauuna sa pagpuno ng sublevel 4s, dahil ang huli ay tumutugma sa isang mas malaking halaga ng pangunahing quantum number. Dahil dito, pagkatapos ng sublevel 4s, isang sublevel na may kabuuan (n+l) = 5 ang mapupunan, at, sa lahat ng posibleng kumbinasyon n+ℓ na tumutugma sa kabuuan na ito (n=3, ℓ=2; n=4, ℓ= 1; n= 5, ℓ=0), ang kumbinasyon na may pinakamaliit na halaga ng pangunahing quantum number ay unang maisasakatuparan, i.e. pagkatapos ng sublevel 4s, ang sublevel 3d ay mapupunan.

Konklusyon: Kaya, ang pagpuno ng d sublevel ay nahuhuli ng isang quantum level, ang pagpuno ng f sublevel ay nahuhuli ng dalawang quantum level.

2.4. Ang elektronikong istraktura ng isang atom ay inilalarawan ng formula 1s 2 2s2 2p6 3s2 3d7 4s2 . Anong elemento ito?

R Solusyon: Ang elementong ito ay kabilang sa elektronikong uri

d-elemento ng 1st period, dahil ang 3d sublevel ay binuo ng mga electron; ang bilang ng mga electron 3d7 ay nagpapahiwatig na ito ang ikapitong elemento sa pagkakasunud-sunod. Ang kabuuang bilang ng mga electron ay 27, na nangangahulugang ang atomic number ay 27. Ang elementong ito ay kobalt.

2.5. Sa anong batayan inilalagay ang phosphorus at vanadium sa parehong pangkat ng periodic table? Bakit sila inilagay sa iba't ibang mga subgroup?

R Solusyon: Mga elektronikong pagsasaayos ng P 1s atoms 2 2s2 2p3 3s 2 3p 3 ; V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d 3 . Binibigyang-diin nila ang mga electron ng valence.

Ang mga elementong ito ay may parehong bilang ng mga valence electron - 5. Samakatuwid, ang P at V ay matatagpuan sa parehong ika-5 pangkat. Kasabay nito, ang mga elementong ito ay hindi electronic analogues, dahil ay binuo sa iba't ibang mga sublevel, na nangangahulugang hindi sila dapat matatagpuan sa parehong subgroup.

Kemikal na dumidikit ay ang resulta ng quantum mechanical interaction ng mga electron.

Ayon sa likas na katangian ng pamamahagi ng density ng elektron sa pagitan ng mga atomo, ang mga bono ng kemikal ay nahahati sa covalent non-polar, polar at ionic (ang mga metal na bono na natanto sa mga metal ay hindi isinasaalang-alang dito). Kung walang pag-aalis ng isang pares ng mga electron, ang bono ay lumalapit sa isang nonpolar covalent. Ang isang covalent polar bond ay isinasagawa ng isang nakabahaging pares ng mga electron na inilipat (polarized) sa nucleus ng isa sa mga kasosyong atom. Ang isang ionic bond ay itinuturing bilang isang sobrang polarized na covalent bond. Upang masuri ang kakayahan ng isang atom ng isang naibigay na elemento upang maakit ang isang karaniwang pares ng elektron, ang halaga ng kamag-anak na electronegativity (χ) ay ginagamit (Talahanayan 5). Kung mas malaki ang pagkakaiba sa electronegativity (Δχ), mas malaki ang polariseysyon ng bono (mas mataas ang ionicity ng bono). Ito ay pinaniniwalaan na kung Δχ > 1.9, kung gayon ang bono ay ionic.

2.6. Kalkulahin ang pagkakaiba sa pagitan ng mga kamag-anak na electronegativities ng mga atom para sa H-O at E-O na mga bono sa mga compound E(OH)2, kung saan ang E ay ang mga elementong Ca, Sr, Ba, at tukuyin:

a) kung aling bono ang H-O o E-O ay nailalarawan sa bawat molekula ng mas mataas na antas ng ionicity; b) ano ang katangian ng ionization ng mga molekulang ito sa isang may tubig na solusyon?

Solusyon: a) Kalkulahin natin ang Δχ para sa koneksyon sa pagitan ng E-O at 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

Mula sa paghahambing ng Δχ makikita natin na ang E-O bond ay maaaring ituring na ionic, ang H-O bond ay maaaring ituring na polar.

b) ang ionization sa mga may tubig na solusyon ay magaganap kasama ang pinaka-ionic na bono, i.e. ayon sa scheme: E(OH)2 ↔ E2+ + 2OH- (ayon sa uri

bakuran).

Ang lakas ng isang kemikal na bono ay nailalarawan sa pamamagitan ng enerhiya (kJ/mol) at

haba (nm o A) ng bono. Kung mas mataas ang enerhiya ng bono at mas maikli ang haba nito, mas malakas ang bono.

Chemical bond, i.e. ang isang karaniwang pares ng elektron ay maaaring mabuo sa dalawang paraan: sa pamamagitan ng palitan at mekanismo ng donor-acceptor. Ang isang kemikal na bono ay nailalarawan sa pamamagitan ng tatlong pangunahing katangian:

1) may tiyak na direksyon sa kalawakan. Mula sa puntong ito ng view, isang pagkakaiba ang ginawa sa pagitan ng σ atπ mga bono. Ang anggulo na nabuo sa pamamagitan ng mga direksyon ng dalawang σ bond ay tinatawag na bono. Kung ang isang π bond ay nag-uugnay sa ilang mga atomo, ito ay tinatawag na non-localized;

2) ay may posibilidad na mababad, bilang isang resulta kung saan ang mga particle ay may isang tiyak na komposisyon at istraktura. Posible: koordinasyon-

unsaturated, coordination-saturated, valence-saturated at valence-unsaturated na estado ng mga atomo;

3) maaaring polarized sa ilalim ng impluwensya ng iba't ibang mga kadahilanan (depende sa electronegativity ng mga atomo, pati na rin sa ilalim ng impluwensya ng isang panlabas na electric o magnetic field, sa ilalim ng pagkilos ng iba pang mga polar molecule).

Upang ipaliwanag ang geometric na istraktura ng mga molekula, ang ideya ng hybridization ng mga atomic orbital ng gitnang atom ay ginagamit. Ayon sa ideyang ito, ang pagbuo ng mga bono ng σ ay nauuna sa isang pagbabago sa hugis at enerhiya ng mga atomic orbital. Ang mga hybrid na orbital ay nabuo na may kakayahang mas malalim na magkakapatong at samakatuwid ay mas malakas na mga bono. Para sa mga elemento ng s at p electronic na uri, ang mga orbital na naglalaman ng nag-iisang pares ng elektron ay maaaring makilahok sa hybridization.

2.7. Ipakita ang pagbuo ng isang bono sa molekula ng BF3 at ang BF4 - ion. Ipaliwanag ang istruktura ng mga particle na ito.

Solusyon: 1. Buuin natin ang mga electronic formula ng atoms at ions

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

2. Ipakita natin ang pamamahagi ng mga electron sa valence orbitals. Sa kasong ito, isinasaalang-alang natin ang estado ng oksihenasyon ng boron atom sa tambalan (maaari nating ipagpalagay na ang bilang ng mga hindi magkapares na electron sa isang atom ay tumutugma sa estado ng oksihenasyon).

3. Ipakita natin ang pagbuo ng lahat ng posibleng koneksyon at ipahiwatig ang mekanismo ng kanilang pagbuo:

Ang 3 σ bond ay nabuo sa pamamagitan ng mekanismo ng palitan Batay sa mga kakayahan ng valence ng atom

boron at ang pagkahilig nito sa saturation, ipapakita namin ang pagbuo ng isang π-bond ng mekanismo ng donor-acceptor. Pero, kasi ang bono na ito ay nagsasama ng higit sa dalawang atomo

mov, hindi ito magiging lokal.

Sa BF4 - ion, nabuo ang 4 σ bond, tatlo sa kanila sa pamamagitan ng mekanismo ng palitan at isa sa mekanismo ng donor-acceptor.

4. Kalkulahin natin ang multiplicity ng mga bono bilang ratio ng kabuuang bilang ng mga bono sa bilangσ-mga bono. Sa BF3 molecule ang bond multiplicity ay 1⅓, sa BF4 ion - ang bond multiplicity ay 1.

5. Tukuyin natin ang estado ng gitnang atom mula sa punto ng view ng saturation

mga tulay. Ang molekula ng BF3 ay nagpapakita ng pinakamataas na valence dahil sa σ at π na mga bono samakatuwid, ang estado ng boron atom ay valence-saturated.

Ang BF 4 - ion ay nagpapakita ng pinakamataas na valence dahil sa σ bond, samakatuwid, ang estado ng boron atom ay coordination-saturated.

6. Tukuyin natin ang likas na katangian ng koneksyon B-F sa mga tuntunin ng polarity. kasi ang pagkakaiba sa electronegativity (Δχ) ay 4.0-2.0 = 2.0, i.e. Mahigit sa 1.9 ang bono ay maaaring ituring na ionic.

7. Alamin natin ang uri ng hybridization ng atomic orbitals ng gitnang atom at ang geometric na hugis ng mga particle.

Sa molekula ng BF 3, ang s at 2p orbitals ay lumahok sa pagbuo ng mga bono ng σ, samakatuwid, ang uri ng hybridization ay sp2. Ang molekula ay may isang tatsulok

istraktura. Sa BF4 - ion, isang s at tatlong p orbital ang kasangkot sa pagbuo ng mga bono ng σ, kaya ang uri ng hybridization ay sp3. Ang ion ay may hugis na tetrahedral.

8. Ilarawan natin nang grapiko ang istruktura ng mga particle

2.8. Ipakita ang pagbuo ng mga bono sa molekula ng SO3, ipaliwanag ang istraktura ng molekula.

Solusyon: Mga elektronikong formula ng mga elemento

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

kasi ang estado ng oksihenasyon ng sulfur atom ay +6, ipapakita namin ang pamamahagi ng mga electron sa mga valence orbital ng excited na sulfur atom.

Ang sulfur atom ay bumubuo, ayon sa mekanismo ng palitan, 3 σ bond (dahil sa isa at dalawang p-atomic orbitals) at 3 π bonds (dahil sa isang p- at dalawang d-atomic orbitals).

Dahil dito, ang atom ay valence-saturated, coordination-unsaturated; bond multiplicity 6/3 = 2. Ang S-O bond ay polar, ang karaniwang mga pares ng elektron ay inililipat patungo sa oxygen (Δχ = 0.5). Uri ng hybridization sp2. Ang molekula ay may tatsulok na istraktura.

3. KOMPLEXONG KONEKSIYON

Ang mga kumplikadong compound ay may mahalagang papel sa buhay ng mga buhay na organismo. Na, K, Ca, Mg ions, na gumaganap ng mahahalagang physiological function sa katawan, ay matatagpuan sa dugo, lymph, at tissue fluid sa anyo ng mga kumplikadong compound. Ang mga ion ng Fe, Zn, Mn, Cu ay bumubuo ng mga kumplikadong compound na may mga protina at bahagi ng mga enzyme at bitamina. Ang bakal ay bahagi ng hemoglobin. Ang Hemoglobin ay isang tambalan sa pagitan ng globin protein at ng heme complex. Sa heme, ang gitnang ion ay Fe2+.

Ang mga kumplikadong compound ay mga molekular na compound, ang kumbinasyon ng mga bahagi na humahantong sa pagbuo ng mga kumplikadong ion na may kakayahang malayang pag-iral kapwa sa isang kristal at sa solusyon. Sa mga molekula ng mga kumplikadong compound, mayroong panloob at panlabas na mga sphere. Ang panloob na globo ay nakapaloob sa mga square bracket at binubuo ng isang gitnang atom o ion, na tinatawag na complexing agent, at mga atomo, ion, o mga molekula na naka-coordinate sa paligid nito, na tinatawag na mga ligand.

Tinutukoy ng bilang ng mga ligand na naka-coordinate sa paligid ng complexing agent ang coordination number (CN) nito. Ang huli ay nagpapakita ng bilang ng mga σ-bond na lumabas sa pagitan ng c.o. at mga ligand.

Molecule c.s. neutral sa kuryente. Ang singil ng panloob na globo ay katumbas ng singil ng panlabas na globo na may kabaligtaran na tanda. Ang singil ng isang complex ion ay katumbas ng algebraic sum ng mga singil ng c.o. at mga ligand.

Pag-uuri ng mga kumplikadong compound

1. Ayon sa likas na katangian ng singil ng kumplikadong ion

- cationic: nabuo dahil sa koordinasyon sa paligid ng isang positively charged k.o. neutral na mga molekula ng ligand

Cl2; Cl3;

- anionic: complexing agent – ​​positibong ion, li-

ang mga gangd ay K2 anion; Na2;

- neutral: nabuo sa pamamagitan ng koordinasyon sa paligid ng isang neutral na co. neutral ligand o o may sabay-sabay na koordinasyon sa paligid ng isang positibong sisingilin co.

negatibong sisingilin at neutral na mga ligand

2. Sa pamamagitan ng likas na katangian ng mga ligand

Mga hydrates o aqua complex na Cl3;

Ammonia SO4;

- mga acid complex K 2 ;

- Na mga hydroxo complex.

3. Sa bilang ng c.o.

Mononuclear Cl2;

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

Mga panuntunan para sa pagbibigay ng pangalan sa mga kumplikadong compound

1) pamagat ng c.s. magsimula sa isang kasyon;

2) Sa pangalan ng isang kumplikadong ion, ang mga ligand ay ipinahiwatig muna, pagkatapos ay ang gitnang atom. Ang pagtatapos na "o" ay idinagdag sa mga pangalan ng anionic ligand ay tinatawag na bilang

kaukulang libreng molekula. Exception: NH3 – ammine; H2 O – aqua; CO – carbonyl;

3) complexing agent sa cationic at neutral compounds. tinawag ang Russian na pangalan ng elemento, sa mga anionic - ang Latin na pangalan na may pagdaragdag ng pagtatapos na "sa";

4) estado ng oksihenasyon k.o. ipinapahiwatig ng isang Arabic numeral at inilagay sa

mga bracket pagkatapos ng pangalan nito. K3 – potassium hexaniritocobaltate (+3); Cl3 – hexaaquachrome (+3) chloride; o – iron pentacarbonyl (0).

Pag-uugali ng mga kumplikadong compound sa solusyon

Sa mga solusyon ng c.s. kumikilos tulad ng isang malakas na electrolyte at ganap na naghihiwalay sa isang kumplikadong ion at outer sphere ions:

Cl → + + Cl-

Ang mga kumplikadong ion ay nag-ionize nang pabaligtad at sunud-sunod: + ↔ + + NH3

+ ↔ Ag+ + NH3 o kabuuan: + ↔ Ag+ + 2NH3

Ang equilibrium constant para sa ionization ng isang complex ion ay tinatawag na instability constant

Ito ay nakasalalay lamang sa likas na katangian ng tambalan at ang temperatura; ay ibinigay sa mga sangguniang aklat (tingnan ang Talahanayan 6).

4. CHEMICAL EQUILIBRIUM

Ang equilibrium ng kemikal ay isang estado kung saan ang mga rate ng pasulong at pabalik na mga reaksyon ay pantay:

Sa kasong ito, ang pagbabago sa enerhiya ng Gibbs ay zero

Pumunta = O; ΔΗο = T Kaya

Ang estado ng chemical equilibrium ay nananatiling hindi nagbabago sa ilalim ng pare-parehong panlabas na kondisyon. Kapag ang mga kundisyong ito (temperatura, presyon, konsentrasyon) ay nagbabago, ang balanse ay naaabala upang maibalik muli, ngunit sa ilalim ng mga bagong kundisyon.

Ang pagbabago sa ekwilibriyo ay napapailalim sa prinsipyo ng Le Chatelier: kung sa isang sistema ng ekwilibriyo ay binago ang isa sa mga kundisyon na tumutukoy sa posisyon ng ekwilibriyo, kung gayon ang ekwilibriyo ay lumilipat sa direksyon ng proseso na nagpapahina sa epekto ng impluwensya. Kaya, sa isang pagtaas sa konsentrasyon ng mga reagents, ang equilibrium ay lumilipat patungo sa proseso na magiging sanhi ng pagkonsumo ng mga reagents na ito. Ang dahilan para sa pag-uugali na ito ng sistema ng balanse ay ang pagtaas sa bilang ng mga banggaan ng mga particle ng mga reagents na ito, na nagiging sanhi ng isang acceleration ng direkta o reverse reaksyon.

Sa mga sistema ng gas, ang pagtaas sa mga konsentrasyon ng mga reagents ay nangyayari habang ang presyon ay tumataas o ang dami ng sistema ay bumababa. Samakatuwid, na may pagtaas sa kabuuang presyon sa system, ang isa sa dalawang nababaligtad na mga reaksyon na nangyayari sa pakikilahok ng isang mas malaking bilang ng mga moles ng gas ay pupunta nang mas mabilis, i.e. ang ekwilibriyo ay lumilipat patungo sa pagbuo ng mas kaunting mga moles.

Habang tumataas ang temperatura, tumataas ang rate ng parehong pasulong at pabalik na reaksyon, ngunit ang rate ng endothermic na reaksyon ay tumataas sa mas malaking lawak.

reaksyon, dahil ito ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang mas mataas na koepisyent ng temperatura.

Mga gawain at pagsasanay

4.1. Ipakita ang direksyon ng equilibrium shift kapag bumaba ang konsentrasyon ng H2 sa equilibrium system:

CO + H2 O↔ CO2 + H2 Solution: Sa pagbaba ng CH 2, ayon sa Le- prinsipyo

Chatelier, dapat mangibabaw ang direktang reaksyon, dahil sa parehong oras, ang halaga ng H2 ay tataas, at ang ekwilibriyo ay maibabalik muli.

4.2. Sa anong direksyon lilipat ang equilibrium PC15 ↔ PC13 + C12 - 31 kJ mol-1 sa pagtaas ng temperatura at presyon?

Solusyon: Habang tumataas ang temperatura, lilipat sa kanan ang ekwilibriyo, dahil ang direktang reaksyon ay nangyayari sa pagsipsip ng init, i.e. ay

endothermic. Habang tumataas ang presyon, ang bilang ng mga banggaan sa pagitan ng mga molekula ng PC13 at C12 ay magiging mas malaki kaysa sa PC15, kaya lilipat sa kaliwa ang equilibrium.

4.3. Sa ilalim ng anong mga kondisyon sa isang sistema ng ekwilibriyo

N2 g + 3H2 g ↔ 2NH3 g + 22 kJ mol-1 ma-maximize ba ang yield ng NH3?

Solusyon: Upang mapataas ang ani ng NH3, i.e. upang ilipat ang balanse sa kanan, kailangan mong:

1) dagdagan ang presyon ng pinaghalong gas, dahil sa kasong ito, ang rate ng direktang reaksyon ay tumataas, dahil ang isang mas malaking bilang ng mga moles ay kasangkot dito;

2) dagdagan ang konsentrasyon ng N 2 at H2 at bawasan ang konsentrasyon ng NH3, inaalis ito mula sa reaction sphere;

3) babaan ang temperatura ng pinaghalong reaksyon, dahil reaksyon tungkol sa

Ang pagbuo ng NH3 ay exothermic.

Ang isang quantitative na katangian ng estado ng chemical equilibrium ay ang equilibrium constant, na sumasalamin sa batas ng mass action.

Ang equilibrium constant ay nauugnay sa enerhiya ng Gibbs sa pamamagitan ng relasyong RTlnK

= -∆G o . Para sa proseso aA + bB ↔ cC + dD concentration constant

equilibrium ay may anyo: Кс = [C] c [D] d, kung saan [A], [B], [C], [D] – equilibrium- [A]a [B]b

nal na konsentrasyon sa mol/l; a, b, c, d – stoichiometric coefficients.

bahagyang presyon ng mga gas at pinaghalong.

Ang mga constant na Kc at Kp ay nagpapakilala sa mga proseso ng ekwilibriyo sa mga dilute na solusyon ng mga electrolyte at non-electrolytes at sa mga sistema ng gas sa mga presyon na malapit sa 101.3 kPa (mga ideal na gas).

Para sa mga puro solusyon at di-ideal na gas, ang mga sumusunod na halaga ng aktibidad ay dapat gamitin:

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

Ang equilibrium constant ay nakasalalay sa likas na katangian ng mga reagents at temperatura, ngunit hindi nakasalalay sa mga konsentrasyon ng mga bahagi ng sistema ng balanse.

Sa mga heterogenous system, ang konsentrasyon ng solid phase ay kasama sa halaga ng equilibrium constant, dahil ay isang pare-parehong halaga.

Kung ang mga reaksyon ay nangyari sa may tubig na mga solusyon na may partisipasyon ng tubig, kung gayon ang konsentrasyon ng tubig ay mataas at pare-pareho at halos walang epekto sa estado ng balanse.

Isulat natin ang mga equilibrium constants ng mga proseso: 4Н2г + О2 g ↔ 2Н2 Ог + 2С12 g

Kapag nilulutas ang mga problema, kinakailangan upang malinaw na matukoy ang estado ng pagsasama-sama ng mga tumutugon na sangkap, at din upang makilala ang mga paunang konsentrasyon ng mga sangkap mula sa mga equilibrium.

C equilibrium = C inisyal - C nakonsumo

4.4. Sa isang sisidlan na may kapasidad na 1 litro sa 410°C, pinaghalo ang 1 mol ng H2 at 1 mol ng I2. Kalkulahin kung anong mga konsentrasyon ang naitatag ng chemical equilibrium kung ang equilibrium constant ay 48?

Solusyon: H 2 + I 2 ↔ 2HI

Ipagpalagay natin na ang X moles ng H2 at I2 ay natupok sa reaksyon. Pagkatapos ay nabuo ang 2X moles ng HI, i.e. HI = 2 mol/l. Sa kasong ito = =

Nakukuha natin ang equation: 44X2 – 96X + 48 = 0 Ang paglutas nito, makukuha natin ang X = 0.776. Kalkulahin natin ang mga konsentrasyon ng equilibrium: HI = 2X = 2 0.776 = 1.552 mol/l

1 - X = 0.222 mol/l.

4.5. Sa reversible reaction CO + C12 ↔ COC12, ang mga sumusunod na equilibrium concentrations (mol/l) ay itinatag: = 0.1; = 0.4; = 4. Kalkulahin ang Kravn. at mga paunang konsentrasyon ng C12 at CO.

Nahanap namin ang mga paunang konsentrasyon: Sysh. = Comp. + Hindi paggasta . Upang bumuo ng 4 na moles ng COC12, ayon sa equation ng reaksyon, 4 ang natupok

mga nunal ng CO at C12. Kaya ang mga unang konsentrasyon ay: CCO = 0.1 + 4 = 4.1 mol/l; CC1 2 = 0.4 + 4 = 4.4 mol/l.

4.6. Tukuyin ang volumetric na komposisyon ng pinaghalong sa sandali ng equilibrium para sa reaksyon Cgraphite + O2 g ↔ CO2 g, kung nasa 1300o C Crav. = 0.289.

Solusyon: K p = P P CO 2

Ipahiwatig natin sa pamamagitan ng X ang nilalaman ng CO2 sa mga fraction ng volume (porsiyento). Pagkatapos ang nilalaman ng O2 ay magiging (100-X). Ipalit natin sa equation:

K = 0.289 = (100 X − X); X = 22.42 vol.%. Ang nilalaman ng O2 ay magiging

5. CHEMICAL KINETICS

Pinag-aaralan ng mga kemikal na kinetika ang rate at mekanismo ng mga reaksiyong kemikal, pati na rin ang impluwensya ng iba't ibang mga kadahilanan sa rate. Ang average na rate ng isang kemikal na reaksyon ay sinusukat sa pamamagitan ng pagbabago sa konsentrasyon ng mga reactant bawat yunit ng oras:

V = ± C 2 − C 1 ,

τ2 −τ1

kung saan ang C2 at C1 ay ang mga konsentrasyon ng mga sangkap (mol/l) na tumutugma sa oras na τ2 at τ1 (sa s o min). Para sa mga heterogenous system, ang bilis ay sinusukat

sa pamamagitan ng pagbabago ng konsentrasyon sa bawat yunit ng ibabaw na lugar ng solid phase (1 cm2 o 1 m2).

Ang bilis ng isang kemikal na reaksyon ay nakasalalay sa mga sumusunod na pangunahing salik:

- ang kalikasan at estado ng mga tumutugon na sangkap;

- ang kalikasan ng kapaligiran kung saan nangyayari ang reaksyon;

Katalista;

- konsentrasyon ng mga tumutugon na sangkap, at para sa mga gas at presyon;

Mga temperatura.

Ang aktibidad ng kemikal ng mga sangkap ay nakasalalay sa istraktura ng mga atomo o molekula, ang likas na katangian ng intramolecular at intermolecular na mga bono. Ang mga radikal ay may pinakamalaking aktibidad; ito ay medyo mas mababa para sa mga ion at molekula. Ang estado ng pagsasama-sama ng mga reagents at ang antas ng pagpapakalat ay mahalaga din.

Halos palaging, ang mga sangkap ay tumutugon sa daluyan (solvent), na bumubuo ng mga solvates (hydrates). Bilang karagdagan, ang solvent ay maaaring magkaroon ng catalytic effect.

Karaniwang pinapabilis ng mga catalyst ang mga reaksiyong kemikal sa pamamagitan ng pagbabago ng kanilang landas. Sa kasong ito, ang bagong landas ng reaksyon ay tumutugma sa isang mas mababang activation energy. Ang activation energy (Ea) ay ang pinakamababang enerhiya na dapat magkaroon ng mga particle ng reacting substance upang makipag-ugnayan. Ang halaga ng Ea ay tinutukoy ng kemikal na katangian ng mga sangkap.

Ang mga epekto ng konsentrasyon, presyon, at temperatura sa bilis ng isang kemikal na reaksyon ay maaaring mabilang.

Batas ng aksyong masa nagpapahayag ng pag-asa ng bilis ng isang kemikal na reaksyon sa konsentrasyon ng mga tumutugon na sangkap: ang bilis ng reaksyon ay direktang proporsyonal sa mga konsentrasyon ng mga tumutugon na sangkap na itinaas sa kapangyarihan ng kanilang mga stoichiometric coefficient. Para sa reaksyon

aA + bB → C V = KCA a CB b,

kung saan ang CA at CB ay ang molar concentrations ng reagents A at B;

A at b - stoichiometric coefficients para sa A at B;

SA – rate constant ng isang naibigay na reaksyon, na sumasalamin sa impluwensya ng likas na katangian ng mga sangkap. Depende ito sa temperatura, ngunit hindi nakasalalay sa konsentrasyon ng mga sangkap.

Para sa mga sistema ng gas, sa halip na mga konsentrasyon, maaari mong gamitin ang halaga

sa amin partial pressures: V = KPA a PB b .

Sa mga heterogenous system, ang mga konsentrasyon ng mga crystalline na sangkap ay pare-pareho ang mga halaga at kasama sa rate constant. Ang dahilan para sa pagtaas ng rate ng reaksyon sa pagtaas ng mga konsentrasyon ng mga reactant ay maaaring ipaliwanag sa pamamagitan ng pagtaas sa kabuuang bilang ng mga banggaan ng butil, at samakatuwid ay isang pagtaas sa bilang ng mga aktibong banggaan. Isulat natin ang mga expression para sa rate ng mga sumusunod na reaksyon:

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

Ang batas ng mass action ay may bisa lamang para sa mga simpleng reaksyon na may maliit na pagkakasunud-sunod at molekularidad.

Ang pagkakasunud-sunod ng isang reaksyon ay nauunawaan bilang ang kabuuan ng mga exponent sa mga konsentrasyon sa pagpapahayag ng batas ng mass action. Molecularity ng reaksyon tinutukoy ng pinakamababang bilang ng mga molekula na nakikilahok sa pakikipag-ugnayan. Batay sa kanilang molecularity, ang mga reaksyon ay nahahati sa single-molecule (monomolecular), two-molecule (bimolecular) at three-molecule (trimolecular). Ang mga reaksyon ng mas mataas na molekular na timbang ay bihira dahil Ang ganitong mga reaksyon ay nangyayari sa maraming yugto.

Kasama sa mga reaksiyong single-molecular ang mga reaksyon ng decomposition at intramolecular rearrangements, kung saan ang V = K·C. Kasama sa dalawang-molekular na reaksyon ang mga reaksyon kung saan nangyayari ang interaksyon kapag nagbanggaan ang dalawang molekula, para sa kanila V = K·C1 ·C2; para sa tatlong-molekular na reaksyon V = K·C1 ·C2 ·C3. Batay sa pagkakasunud-sunod ng mga reaksyon, mayroong una, pangalawa at pangatlong order, pati na rin ang zero at fractional.

ikatlong ayos V = K·C3 , V = K·C1 2 ·C2 , V = K·C1 ·C2 2 .

Ang mga reaksyon ay may zero order kung sa buong proseso ang konsentrasyon ng sangkap ay hindi nagbabago at ang rate ay pare-pareho. Ito ay posible sa mga heterogenous system kung saan ang crystalline substance ay nakikipag-ugnayan sa ibabaw at ang konsentrasyon ay nananatiling pare-pareho. Para sa isang zero-order na reaksyon V = K·Co. Ang isang reaksyon ay may fractional na pagkakasunud-sunod kung ang proseso ay nangyayari sa ilang mga yugto, na ang bawat isa ay may kaunting rate.

Mga gawain at pagsasanay

5.1. Tukuyin ang molecularity at pagkakasunud-sunod ng reaksyon:

C12 g + 2NO g = 2NOCl g

Solusyon: 1 mole ng C12 at 2 moles ng NO ay pumasok sa reaksyon, samakatuwid, ang ipinahiwatig na reaksyon ay trimolecular. Ang pamamaraan para sa pagtukoy

Gamitin natin ang equation: V = KCCl 2 C2 NO. Ang reaksyon ay ikatlong order.

5.2. Kalkulahin ang rate ng pagkatunaw ng iron (II) hydroxide sa 0.02 M H2 SO4 sa K = 40. Tukuyin ang molecularity at pagkakasunud-sunod ng reaksyon.

Solusyon: Ang reaksyon ay magpapatuloy ayon sa equation:

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

V = KCH 2 SO 4, kasi Ang Fe(OH)2 ay nasa crystalline phase. Ang molecularity ng reaksyon ay 2, order 1. Kalkulahin ang rate ng reaksyon:

V = 40·0.02 = 0.8 mol/min·l.

5.3. Sa isang solusyon na naglalaman ng 1 mol SnCl 2 at 2 moles ng FeCl3, ang reaksyon ay nagpapatuloy ayon sa equation:

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

Ilang beses bababa ang rate ng reaksyon pagkatapos ng reaksyon?

ay 0.65 mol SnCl2?

Solusyon: Kalkulahin ang rate ng reaksyon sa inisyal

Pagkatapos mag-react ang 0.65 mol SnCl2, ang mga konsentrasyon ay magiging

magkaroon ng mga sumusunod na halaga: СSnCl2 = 1 - 0.65 = 0.35 mol/l; СFeCl3 = = 2 - 1.3 = 0.7 mol/l. Sa kasong ito, ang rate ng reaksyon ay magiging katumbas ng:

V1 = K 0.35 0.72 = 0.17 K.

5.4. Paano magbabago ang rate ng reaksyon CO g + C12 g = COC12 g kung nahahati ang dami ng pinaghalong gas?

Solusyon: Ang unang rate ng reaksyon ay magiging katumbas ng:

Vo = K CCO CC1 2. Sa pamamagitan ng paghahati ng volume, ang mga konsentrasyon ng lahat

Ang mga bahagi ay doble at ang bilis ay maaaring kalkulahin tulad ng sumusunod: V 1 = K 2C CO 2C Cl2 = 4KC CO C Cl2

Halatang halata na sa pagbaba ng volume ng isang factor ng 2, ang rate ng reaksyon ay tumataas ng isang factor ng 4.

Nasusukat din ang epekto ng temperatura sa bilis ng isang kemikal na reaksyon. Sa pagtaas ng temperatura, ang rate ng anumang mga reaksyon ay tumataas, na ipinaliwanag sa pamamagitan ng pagtaas sa bilang ng mga aktibong particle na ang enerhiya ay umabot o lumampas sa activation energy Ea. Ang pag-asa ng pare-pareho ang rate ng reaksyon sa temperatura ay ipinahayag bilang

Sa pagsasagawa, ang panuntunan ng Van't Hoff ay ginagamit para sa mga kalkulasyon, ayon sa kung saan kapag ang temperatura ay tumaas ng 10°, ang rate o rate constant ng reaksyon ay tataas ng 2-4 na beses.

γ - koepisyent ng temperatura.

Ang panuntunan ni Van't Hoff ay nagbibigay ng hindi gaanong tumpak na mga resulta kaysa sa Arrhenius equation, dahil Ang γ ay maaaring ituring na pare-pareho lamang sa isang maliit na hanay ng temperatura. Para sa mga di-organikong reaksyon γ = 2-4, para sa mga reaksyong enzymatic γ = 7-8.

5.5. Ang koepisyent ng temperatura ng rate ng decomposition ng HI sa hanay ng temperatura na 356-376o C ay katumbas ng 2. Kalkulahin ang rate constant ng reaksyong ito sa 376o C, kung sa 356o C ito ay katumbas ng 8.09 10-5.

Mga orbital ng hydrogen atom.

Kapag ang mga function ng wave para sa mga electron sa mga indibidwal na atom ay isinasaalang-alang, ang mga function na ito ay tinatawag atomic orbitals(pinaikling bilang AO). Ang pang-eksperimentong ebidensya para sa pagkakaroon ng mga atomic orbital ay maaaring makuha mula sa atomic spectra. Halimbawa, sa panahon ng isang electrical discharge sa hydrogen gas, ang mga molekula ng H2 ay naghihiwalay sa mga atomo, at ang mga atomo ay naglalabas ng liwanag ng mahigpit na tinukoy na mga frequency, na pinagsama-sama sa serye: sa nakikitang rehiyon (ang tinatawag na Balmer series), ultraviolet (Lyman series). ), at infrared (serye ng Paschen). Kahit na sa pre-quantum period, napansin na ang lahat ng serye ay nakakatugon sa isang simpleng equation:

atomic molecular orbital quantization

Ang hydrogen atom ay tatlong-dimensional, kaya ang Schrödinger equation ay dapat magsama ng kinetic energy sa lahat ng tatlong dimensyon at magkakaroon ng bahagyang mas kumplikadong anyo kaysa sa equation para sa one-dimensional na paggalaw na ipinakita sa Seksyon 1.1 ng kabanatang ito. Kapag nilutas ito sa pagpapataw ng mga kundisyon ng hangganan na sumusunod mula sa probabilistikong interpretasyon ng function ng alon, ang mga sumusunod na konklusyon ay nakuha.

1. Kinakailangang tanggapin na mayroong tatlong dimensyon na quantum number, na tinutukoy ng mga simbolo n, /, at m Ang hitsura ng quantum number n ay sanhi ng katotohanan na ang electron ay maaaring magbago ng distansya nito mula sa nucleus . Quantum

mga numero / at T ay nauugnay sa angular na momentum ng elektron, na maaaring mag-orbit sa nucleus sa tatlong dimensyon. Ang numero / ay nagpapakilala sa magnitude ng angular momentum, at ang numero T- ang oryentasyon ng angular momentum sa espasyo, dahil ang angular momentum ay isang vector quantity. Ang mga tinatanggap na halaga ng mga quantum number na sumusunod mula sa mga kondisyon ng hangganan ay n - 1, 2, 3.;

2. Ang enerhiya ng isang electron, sa pangkalahatan, ay dapat na nakadepende sa lahat ng tatlong quantum number, o hindi bababa sa dalawa, ngunit isang natatanging katangian ng hydrogen atom (ngunit hindi sa ibang mga atom) ay ang enerhiya ng elektron ay nakasalalay lamang sa n Para ang kadahilanang ito n ay tinatawag na pangunahing quantum number. (Kaya, para sa n = 3l ay maaaring tumagal sa mga halaga 0, 1 at 2, ngunit ang enerhiya ng elektron ay nananatiling pare-pareho.) Ang pinahihintulutang enerhiya ay magiging mga energies ng anyo En = R/n2.

Ang mga atomic orbital ng isang hydrogen atom ay napakahalaga dahil ipinapakita nila kung paano ang electron (o electron density) ay ipinamamahagi sa kalawakan. Ang amplitude ng AO w (r) ay iba sa iba't ibang lugar sa espasyo, at ang posibilidad na makahanap ng isang electron sa ilang infinitesimal na rehiyon df sa paligid ng point r ay. Ang spatial distribution ng isang electron ay maaaring ilarawan sa pamamagitan ng pagpapakita ng magnitude gamit ang iba't ibang shading density sa diagram. Ang pamamahagi ng density sa ilang hydrogen AO ay ipinapakita sa Fig. 1.1

Ang ground state orbital ng hydrogen atom ay napakasimple: ito ay spherically symmetrical at ang density nito ay bumababa nang exponential habang lumalayo ito sa nucleus. Samakatuwid, ito ay malamang na makahanap ng isang electron malapit sa nucleus, kung saan q/ at, sa gayon, y? ^ ay maximum. Ito ay pare-pareho sa ideya na upang makamit ang pinakamababang potensyal na enerhiya, ang isang electron ay dapat na may posibilidad na ang nucleus. Gayunpaman, ang orbnthal ay hindi ganap na "pinipilit" sa nucleus, ngunit umaabot sa mga lugar na medyo malayo mula dito. Ang sitwasyong ito ay lumitaw dahil sa ang katunayan na hindi lamang ang potensyal, kundi pati na rin ang kinetic energy ng elektron ay napakahalaga. Ang huli ay hindi maaaring kinakatawan bilang ang kinetic energy ng paggalaw sa isang orbit sa paligid ng nucleus, na humahantong sa paglitaw ng isang centrifugal force na nagpapanatili sa electron palayo sa nucleus, dahil ang angular momentum ng electron sa ground state ng hydrogen ang atom ay zero. (Para sa n = 1, maaari lamang magkaroon ng isang quantum number ng angular momentum: / = 0, at samakatuwid ay katumbas ng zero.) Kaya, sa klasikal na kahulugan, ang electron sa ground state ng hydrogen atom ay tila hindi umiikot. sa paligid ng nucleus, ngunit umiindayog lamang sa radius. Ito ang nauugnay sa kinetic energy nito. Mula sa punto ng view ng quantum theory, ang kinetic energy ng isang electron ay nauugnay sa wavelength ng electron na nagpapalaganap sa radial na direksyon. Kung ang orbital ay "pinipilit" patungo sa nucleus, ang wavelength sa direksyon ng radial ay hindi maiiwasang bumababa, at samakatuwid ay tumataas ang kinetic energy (Seksyon 1.1). Ang tunay na orbnthal ay resulta ng isang kompromiso sa pagitan ng katamtamang mababang potensyal na enerhiya at katamtamang mataas na kinetic energy. Mas malapit sa nucleus, mas mataas ang density ng elektron, ngunit naroroon din ito sa layo mula sa nucleus.

Fig.1.1

Ang lahat ng orbital na may zero angular momentum ay tinatawag na s orbitals. Ang pinakamababang energy orbital ay tinatawag na 1s orbital. Kung n= 2 at 7=0, pagkatapos ito ay isang 2s orbital. Ang enerhiya nito ay mas mataas kaysa sa enerhiya ng 1s orbital sa dalawang dahilan. Una, mayroon itong radial node (Fig. 1.2), na isang spherical surface, sa loob at labas kung saan ang wave function ay may iba't ibang mga palatandaan, at sa ibabaw na ito mismo ang electron density ay zero. Ang hitsura ng mga node sa anumang orbital ay nagpapataas ng enerhiya ng electron na sumasakop sa orbital na ito, at ang mas maraming node, mas mataas ang enerhiya ng orbital.

Ito ay dahil sa ang katunayan na habang ang bilang ng mga node ay tumataas, ang electron wavelength ay nagiging mas maikli, i.e. ang isang mas malaking bilang ng mga half-wills ay bumabagsak sa parehong lugar ng espasyo at samakatuwid ay tumataas ang kinetic energy nito. Pangalawa, ang pagtaas ng enerhiya ng 2s orbital kumpara sa 1s orbital ay dahil sa ang katunayan na ang 2s orbital ay umaabot sa malayong distansya mula sa nucleus, at samakatuwid ang potensyal na enerhiya ng electron sa loob nito ay mas mataas kaysa sa 1s. orbital. Ang mga katulad na pangungusap ay maaaring gawin tungkol sa mas mataas na lying s-orbitals: atbp.

Fig.1.2

Orbital s n= 1 ay walang mga node. Ang mga orbital na may n=2 ay may isang node, na may n=3 - dalawang node, atbp. Kaugnay ng operasyon ng inversion symmetry (ang sentro ng inversion ay tumutugma sa gitna ng nucleus), lahat ng s-orbitals ay simetriko, lahat ng s-orbitals ay antisymmetric, lahat ng s-orbitals ay simetriko, atbp.

Kung n=0, ang tanging halaga na pinapayagan para sa l, ay zero, ngunit kung n = 2, ang quantum number ng orbital angular momentum ay maaaring tumagal ng mga halaga 0 (2n-orbit al) o 1. Kung n = 1, ang mga atomic orbital ay tinatawag R- orbngalei. Sa n= 2 At l= 1 mayroon kaming 2p-orbnthal. Naiiba ito sa 2s orbital dahil ang electron na sumasakop dito ay may orbital angular momentum ng magnitude (2) Angular momentum ay bunga ng pagkakaroon ng isang angular node (Fig. 1.2), na, gaya ng sinasabi nila, “nagpapapasok ng curvature sa ang angular na pagbabago ng wave function” (ang bola ay nagiging dumbbell). Ang pagkakaroon ng orbital angular momentum ay may malakas na impluwensya sa hugis ng radial ng orbital. Habang ang lahat ng 5-orbital sa nucleus ay may di-zero na halaga, walang 1s orbital doon. Ito ay maaaring isipin na ang electron ay itinapon mula sa nucleus sa pamamagitan ng orbital angular momentum. Ang puwersa ng Coulomb attraction ng isang electron sa nucleus ay proporsyonal sa 1/r kung saan ang r ay ang distansya mula sa nucleus, at ang centrifugal force na nagtataboy ng mga electron mula sa nucleus ay proporsyonal sa r 3 (3 ay angular momentum). Samakatuwid, kung ang angular momentum ay <0, sa napakaliit na r ang sentripugal na puwersa ay lumampas sa puwersa ng Coulomb. Ang centrifugal effect na ito ay nagpapakita rin ng sarili sa AO na may l=2, na tinatawag na 1s orbitals, l=3 (s-orbitals) at mas mataas na orbital (Ј-, /? -, y-orbitals). Ang lahat ng mga orbital na ito, dahil sa katotohanan na /^0, ay may zero amplitude sa nucleus at, samakatuwid, ang posibilidad na makahanap ng mga electron doon ay zero.

U 2/? - orbntali walang radial node, ngunit 3/? - ang orbital ay mayroon nito. Ang mga sketch ng mas mababang mga atomic na orbit ng mga eskinita, na naglalarawan ng mga katangian at simetrya ng AO (ngunit hindi ang probabilistic distribution ng electron sa loob ng orbital, tulad ng sa Fig. 1.1), ay ipinapakita sa Fig. 1.2 kung saan ang wave function ay may iba't ibang mga palatandaan. Dahil arbitrary ang pagpili ng sign, walang pinagkaiba kung iuugnay natin ang madilim na lugar sa positibo at maliwanag na lugar sa negatibong sign ng wave function, o vice versa. Ang hangganan sa pagitan ng liwanag at madilim na mga lugar ng orbntals ay isang node, i.e. ang lugar kung saan ang wave function ay zero, o, sa madaling salita, ang lugar kung saan ang wave function reverses sign. Ang mas maraming node, mas mataas ang enerhiya ng electron na sumasakop sa isang ibinigay na AO.

Dahil para sa mga orbital l=0, ang quantum number T maaaring kunin ang mga halagang +1, 0 at - 1. Iba't ibang mga halaga T tumutugma sa mga orbital na may iba't ibang oryentasyon ng orbital angular momentum, ang p-Orbital na may m = 0 ay may zero projection ng angular momentum papunta sa axis 2 (Fig. 1.2), at sa kadahilanang ito ito ay tinatawag na R 2 -orbital. Tingnan R 2 - orbntali (tingnan ang Fig. 1.1 at 1.2) ay nagpapahiwatig na ang density ng elektron ay "nakolekta sa isang backwater" kasama ang axis 2. Sa kasong ito, mayroong isang pahalang na nodal plane na dumadaan sa nucleus, at ang posibilidad na makahanap ng isang electron dito. ang eroplano ay zero. Dalawa pa R - Ang mga orbital ay maaaring kinakatawan ng mga katulad na larawan na may oryentasyon ng "mga blades" kasama ang mga palakol henna(tingnan ang Fig. 1.1), iyon ang dahilan kung bakit sila tinawag R x at R sa - orbnthals.

Kung /? =3, pagkatapos / ay maaaring tumagal sa mga halaga 0, 1 at 2. Nalalapat ito sa isang 3^-orbngali, tatlong 3/? - Ang mga orbngal at limang 3^-orbngal ay lima, mula noong / = 2 T maaaring tumagal ng mga halaga 2, 1, 0, - 1 at - 2. Lahat Oh- Ang mga orbntal ay may zero amplitude malapit sa nucleus. Wala silang mga radial node (4с1 - ang mga orbnthal ay may mga radial node), ngunit ang bawat isa ay may dalawang nodal na eroplano (tingnan ang Fig. 1.2).

Sinabi sa itaas na ang enerhiya ng isang electron sa isang hydrogen atom ay nakasalalay sa pangunahing quantum number ng orbital na sinasakop nito at hindi nakadepende sa orbital na angular momentum nito. Kaya, sa isang hydrogen atom, ang isang electron sa isang 2p orbital ay may parehong enerhiya tulad ng sa alinman sa mga 2p orbital. Kung ang iba't ibang mga orbital ay may parehong enerhiya, sila ay tinatawag mabulok. Ang pagkabulok ng hydrogen atom ay isang bagay na kakaiba at ipinaliwanag sa pisika ng espesyal na anyo ng potensyal na Coulomb nito.

Elemento ng kemikal- isang tiyak na uri ng atom, na itinalaga ng pangalan at simbolo at nailalarawan sa pamamagitan ng atomic number at relatibong atomic mass.

Sa mesa Ang talahanayan 1 ay naglilista ng mga karaniwang elemento ng kemikal, nagbibigay ng mga simbolo kung saan ang mga ito ay itinalaga (pagbigkas sa mga bracket), mga serial number, mga relatibong atomic na masa, at katangian ng mga estado ng oksihenasyon.

Zero Ang estado ng oksihenasyon ng isang elemento sa (mga) simpleng sangkap nito ay hindi ipinahiwatig sa talahanayan.

Ang lahat ng mga atom ng parehong elemento ay may parehong bilang ng mga proton sa nucleus at parehong bilang ng mga electron sa shell. Kaya, sa isang atom ng isang elemento hydrogen Ang N ay 1 p + sa core at periphery 1 e- ; sa isang elementong atom oxygen O ay 8 p + sa core at 8 e- sa isang shell; elementong atom aluminyo Ang Al ay naglalaman ng 13 R+ sa core at 13 e- sa isang shell.

Ang mga atom ng parehong elemento ay maaaring magkaiba sa bilang ng mga neutron sa nucleus ay tinatawag na isotopes. Kaya, ang elemento hydrogen H tatlong isotopes: hydrogen-1 (espesyal na pangalan at simbolo protium 1 H) na may 1 p + sa core at 1 e- sa isang shell; hydrogen-2 (deuterium 2 N, o D) na may 1 p + at 1 P 0 sa core at 1 e- sa isang shell; hydrogen-3 (tritium 3 N, o T) na may 1 p + at 2 P 0 sa core at 1 e- sa isang shell. Sa mga simbolo na 1H, 2H at 3H, ang superscript ay nagpapahiwatig Pangkalahatang numero– ang kabuuan ng mga bilang ng mga proton at neutron sa nucleus. Iba pang mga halimbawa:

Electronic na formula isang atom ng anumang elemento ng kemikal alinsunod sa lokasyon nito sa Periodic Table of Elements ni D.I. Mendeleev ay maaaring matukoy mula sa talahanayan. 2.

Ang electron shell ng anumang atom ay nahahati sa mga antas ng enerhiya(1st, 2nd, 3rd, atbp.), Ang mga antas ay nahahati sa mga sublevel(ipinahiwatig ng mga titik s, p, d, f). Ang mga sublevel ay binubuo ng atomic orbitals– mga lugar ng espasyo kung saan malamang na naninirahan ang mga electron. Ang mga orbital ay itinalaga bilang 1s (1st level s-sublevel orbital), 2 s, 2R, 3s, 3p, 3d, 4s... Bilang ng mga orbital sa mga sublevel:

Ang pagpuno ng mga atomic orbital na may mga electron ay nangyayari alinsunod sa tatlong kondisyon:

1) prinsipyo ng pinakamababang enerhiya

Pinupuno ng mga electron ang mga orbital, simula sa sublevel na may mas mababang enerhiya.

Ang pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya ng mga sublevel:

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

2)panuntunan sa pagbubukod (prinsipyo ni Pauli)

Ang bawat orbital ay maaaring tumanggap ng hindi hihigit sa dalawang electron.

Ang isang electron sa isang orbital ay tinatawag na unpaired, dalawang electron ang tinatawag elektronikong pares:

3) prinsipyo ng maximum multiplicity (Hund's rule)

Sa loob ng isang sublevel, unang pinupunan ng mga electron ang lahat ng orbital sa kalahati, at pagkatapos ay ganap.

Ang bawat elektron ay may sariling katangian - spin (conventionally kinakatawan ng isang pataas o pababang arrow). Ang mga electron spins ay nagdaragdag bilang mga vectors; maximum(multiplicity):

Pagpuno ng mga antas, sublevel at orbital ng mga atom ng mga elemento mula sa H na may mga electron (Z = 1) hanggang kay Kr (Z = 36) na ipinapakita sa diagram ng enerhiya(ang mga numero ay tumutugma sa pagkakasunud-sunod ng pagpuno at nag-tutugma sa mga ordinal na numero ng mga elemento):

Mula sa mga nakumpletong diagram ng enerhiya, mga elektronikong formula mga atomo ng mga elemento. Ang bilang ng mga electron sa mga orbital ng isang naibigay na sublevel ay ipinahiwatig sa superscript sa kanan ng titik (halimbawa, 3 d Ang 5 ay 5 electron bawat Z d-sublevel); unang dumating ang mga electron ng 1st level, pagkatapos ay ang 2nd, 3rd, atbp. Ang mga formula ay maaaring kumpleto at maikli, ang huli ay naglalaman sa mga bracket ng simbolo ng kaukulang noble gas, na nagbibigay ng formula nito, at, bukod dito, nagsisimula sa Zn , napuno ang panloob na d-sublevel. Mga halimbawa:

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

8 O = 1s 2 2s 2 2p 4= [2 Siya] 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 Bilang = 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

Ang mga electron na inilagay sa labas ng mga bracket ay tinatawag valence. Sila ang nakikibahagi sa pagbuo ng mga bono ng kemikal.

Ang mga pagbubukod ay:

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

1. Pamagat, hindi nauugnay sa hydrogen isotopes, ay

1) deuterium

2) oxonium

2. Ang formula para sa mga valence sublevel ng isang metal na atom ay

3. Ang bilang ng mga hindi magkapares na electron sa ground state ng isang iron atom ay

4. Sa nasasabik na estado ng isang aluminyo atom, ang bilang ng mga hindi magkapares na electron ay katumbas ng

5. Ang electronic formula 3d 9 4s 0 ay tumutugma sa cation

6. Ang electronic formula ng anion E 2- 3s 2 3p 6 ay tumutugma sa elemento

7. Ang kabuuang bilang ng mga electron sa Mg 2+ cation at ang F anion ay katumbas ng

Kapag tinatalakay ang mga kemikal na katangian ng mga atomo at molekula - istraktura at reaktibiti - isang ideya ng spatial na anyo ng mga atomic orbital ay maaaring maging malaking tulong sa husay na solusyon ng isang partikular na isyu. Sa pangkalahatang kaso, ang mga AO ay isinusulat sa kumplikadong anyo, ngunit gumagamit ng mga linear na kumbinasyon ng mga kumplikadong function na nauugnay sa parehong antas ng enerhiya na may pangunahing quantum number. P at sa parehong halaga ng orbital momentum /, posibleng makakuha ng mga expression sa totoong anyo na maaaring ilarawan sa totoong espasyo.

Isaalang-alang natin ang sunud-sunod na serye ng mga AO sa hydrogen atom.

Ang wave function ng ground state 4^ ay mukhang pinakasimple. Mayroon itong spherical symmetry

Ang halaga ng a ay tinutukoy ng expression kung saan ang halaga

tinawag Bohr radius. Ang Bohr radius ay nagpapahiwatig ng mga katangian ng laki ng mga atomo. Tinutukoy ng halaga ng 1/oc ang sukat ng katangian ng pagkabulok ng mga pag-andar sa mga atomo ng one-electron

Mula sa (EVL) ay malinaw na lumiliit ang laki ng one-electron atoms habang tumataas ang nuclear charge sa kabaligtaran na proporsyon sa halaga ng Z. Halimbawa, sa He + atom ang wave function ay bababa nang dalawang beses nang mas mabilis kaysa sa hydrogen atom na may katangiang distansya na 0.265 A.

Ang pag-asa ng *F ls sa distansya ay ipinapakita sa Fig. 3.3. Ang maximum ng function *Fj ay nasa zero. Ang paghahanap ng isang electron sa loob ng isang nucleus ay hindi dapat masyadong nakakagulat, dahil ang nucleus ay hindi maaaring isipin bilang isang hindi malalampasan na globo.

Ang pinakamataas na posibilidad ng pag-detect ng isang electron sa ilang distansya mula sa nucleus sa ground state ng isang hydrogen atom ay nangyayari sa r = a 0 = 0.529 A. Ang halagang ito ay matatagpuan sa mga sumusunod. Ang posibilidad na makahanap ng isang electron sa ilang maliit na volume A V katumbas ng |*P| 2 DY. Dami AV ipinapalagay namin na napakaliit na ang halaga ng function ng wave ay maituturing na pare-pareho sa loob ng maliit na volume na ito. Interesado kami sa posibilidad na makahanap ng isang elektron sa malayo G mula sa core sa isang manipis na layer ng kapal A G. Dahil ang posibilidad ng paghahanap ng isang elektron sa malayo G ay hindi nakasalalay sa direksyon at ang tiyak na direksyon ay hindi interesado sa amin, pagkatapos ay kailangan nating hanapin ang posibilidad ng isang elektron na manatili sa isang napakanipis na spherical layer ng kapal A G. Dahil ang halaga | V F| 2 ay madaling kalkulahin, kailangan namin

kanin. 3.3. Pagdepende ng *F 1s sa distansya. Ang mga halaga ng function ay na-normalize sa halaga nito sa r = O

kanin. 3.4.Scheme para sa pagkalkula ng dami ng isang spherical layer

hanapin ang volume ng spherical layer, na tinutukoy namin ng A K. Ito ay katumbas ng pagkakaiba sa mga volume ng dalawang bola na may radii G At g + Ar(Larawan 3.4):

Dahil si A G maliit kumpara sa G, pagkatapos ay kapag kinakalkula ang halaga (g + Ar) 3 maaari nating limitahan ang ating sarili sa unang dalawang termino. Pagkatapos ay para sa dami ng spherical layer na nakuha namin

Ang huling expression ay maaaring makuha sa isang mas simpleng paraan. Dahil si A G maliit kumpara sa G, kung gayon ang dami ng spherical layer ay maaaring kunin katumbas ng produkto ng lugar ng spherical layer at ang kapal nito (tingnan ang Fig. 3.4). Ang lugar ng globo ay 4kg 2, at kapal A G. Ang produkto ng dalawang dami na ito ay nagbibigay ng parehong expression (3.11).

Kaya ang posibilidad W mahanap ang isang electron sa layer na ito ay katumbas ng

Ang expression para sa *P ls ay kinuha mula sa Appendix 3.1. Kung isasaalang-alang natin ang halaga ng A G pare-pareho, pagkatapos ay ang maximum ng pinababang function ay sinusunod sa G = isang 0.

Kung gusto mong malaman kung ano ang posibilidad W tuklasin ang elektron sa dami V, pagkatapos ito ay kinakailangan upang isama ang probabilidad density ng pag-detect ng isang elektron sa rehiyon ng espasyo alinsunod sa expression (3.6).

Halimbawa, ano ang posibilidad ng pag-detect ng isang electron sa isang hydrogen atom sa isang spherical na rehiyon ng espasyo na may sentro sa nucleus at may radius x 0. Pagkatapos

Narito ang halaga d V sa panahon ng mga kalkulasyon ito ay pinalitan ng 4kg 1 dr sa pamamagitan ng pagkakatulad sa (3.11), dahil ang pag-andar ng alon ay nakasalalay lamang sa distansya at samakatuwid ay hindi na kailangang isama ang mga anggulo dahil sa kawalan ng angular na pag-asa ng integrable na pag-andar.

Ang isang husay na ideya ng pamamahagi ng function ng wave sa espasyo ay ibinibigay ng imahe ng mga atomic na orbital sa anyo ng mga ulap, at kung mas matindi ang kulay, mas mataas ang halaga ng function na H". Ang orbital ay magmumukhang ito (Larawan 3.5):

kanin. 3.5.

Orbital 2p z B ang anyo ng isang ulap ay ipinapakita sa Fig. 3.6.

kanin. 3.6. Larawan ng 2p g orbital ng isang hydrogen atom sa anyo ng isang ulap

Sa katulad na paraan, ang distribusyon ng density ng elektron ay magmumukhang isang ulap, na maaaring matagpuan sa pamamagitan ng pagpaparami ng probability density I"Fj 2 sa singil ng elektron. Sa kasong ito, minsan ay pinag-uusapan nila ang tungkol sa electron smearing. Gayunpaman, hindi ito sa anumang paraan Nangangahulugan na tayo ay nakikitungo sa pagpapahid ng electron sa buong kalawakan - walang tunay na pahid ng electron sa kalawakan ang nangyayari, at samakatuwid ang hydrogen atom ay hindi maaaring katawanin bilang isang nucleus na nakalubog sa isang tunay na ulap ng negatibong singil.

Gayunpaman, ang mga naturang larawan sa anyo ng mga ulap ay bihirang ginagamit, at mas madalas ang mga linya ay ginagamit upang lumikha ng isang ideya ng angular na pag-asa ng mga function ng H". Upang gawin ito, kalkulahin ang mga halaga ng Ang H" ay gumagana sa isang globo na iginuhit sa isang tiyak na distansya mula sa nucleus. Pagkatapos ang mga kinakalkula na halaga ay naka-plot sa radii, na nagpapahiwatig ng tanda ng Ch"-function para sa pinaka-kaalaman na seksyon ng eroplano para sa isang naibigay na Ch"-function. Halimbawa, ang Is orbital ay karaniwang inilalarawan bilang isang bilog (Larawan 3.7).

kanin.

Sa Fig. Ang 3.8 2/> r-orbital ay itinayo sa isang globo ng ilang radius. Upang makakuha ng isang spatial na larawan, kinakailangan upang paikutin ang figure na may kaugnayan sa z axis. Ang index na "z" kapag nagsusulat ng isang function ay nagpapahiwatig ng oryentasyon ng function kasama ang "z" axis. Ang mga palatandaan na "+" at "-" ay tumutugma sa mga palatandaan ng H"-function. Ang mga halaga ng 2/? z-function ay positibo sa rehiyon ng espasyo kung saan ang ^-coordinate ay positibo, at negatibo sa ang rehiyon kung saan negatibo ang ^-coordinate.

kanin. 3.8. Form 2p z-mga orbital. Itinayo sa isang globo ng ilang radius

Ang sitwasyon ay katulad sa kaso ng natitirang /orbitals. Halimbawa, 2/? Ang x-orbital ay naka-orient sa kahabaan ng x-axis at positibo sa bahaging iyon ng espasyo kung saan ang x-coordinate ay positibo, at ang mga halaga nito ay negatibo kung saan ang mga x-coordinate na halaga ay negatibo (Fig. 3.9).

Ang imahe ng mga function ng alon na nagpapahiwatig ng sign ay mahalaga para sa isang husay na paglalarawan ng reaktibiti ng mga kemikal na compound, at samakatuwid ang mga imahe tulad ng ipinapakita sa Fig. Ang 3.9 ay madalas na matatagpuan sa panitikan ng kemikal.

Isaalang-alang natin ngayon ang mga d-orbital (Larawan 3.10). Mga orbital dxy, dxz, dyz, mukhang katumbas. Ang kanilang oryentasyon at mga palatandaan ay tinutukoy ng mga subscript: index xy mga palabas

kanin. 3.9. Form 2p x - mga orbital. Itinayo sa isang globo ng ilang radius

na ang orbital ay nakatuon sa mga anggulo na 45° na may paggalang sa x at mga palakol sa at na ang tanda ng Y-function ay positibo kung saan ang produkto ng mga indeks x at sa positibo.

kanin. 3.10.

Ang sitwasyon ay katulad ng natitirang ^/-orbitals. Ang imahe ng ^/-orbitals na ipinapakita sa Fig. 3.10, ay madalas na matatagpuan sa panitikan. Ito ay makikita na ang mga orbital d , d x2 _ y2 , d z2 ay hindi katumbas. Ang mga orbital lamang ang katumbas d , d xz , d yz . Kung kinakailangang gumamit ng limang katumbas na ^/-orbitals upang ilarawan ang istruktura ng isang molekula, maaari silang mabuo gamit ang mga linear na kumbinasyon ng mga orbital.