Что такое вакантные орбитали в химии

Атомы и электроны

Атомно-молекулярное учение

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Внешний уровень и валентные электроны

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Источник

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Наличие вакантных орбиталей в подуровнях одного и того же уровня указывает на возможность перехода атома из невозбужденного состояния в возбужденное с формированием соответствующего количества неспаренных электронов. [1]

Наличие вакантных орбиталей в подуровнях одного и того же уровня указывает на возможность перехода атома из невозбужденного состояния в возбужденное с формированием соответствующего числа неспаренных электронов. [2]

Для образования я-дативной связи требуется наличие вакантных орбиталей у ионогенных групп полимера и подходящих по энергии и симметрии заполненных орбиталей у иона металла. Образование л-дативных связей увеличивает стабильность полимерного комплекса. [4]

Увеличение заряда центрального атома, уменьшение его размеров, наличие вакантных орбиталей способствуют проявлению элементами комплексообразу-ющих свойств. [6]

Проанализировать, как влияют на свойства атомов элементов следующие факторы: общее число электронов; форма электронных облаков; степень заселенности атомных орбиталей; степень замкнутости внешнего слоя; размеры и протяженность орбиталей; число неспаренных электронов на внешних орбиталях; наличие вакантных орбиталей и их энергия; структура предпоследнего электронного слоя. [8]

За счет донорно-акцепторного механизма увеличиваются валентные возможности атомов. В соединениях NH3 и BF3 азот и бор трехвалентны, в соединении H3NBF3 азот и бор четырехвалентны. Таким образом, валентность атомов зависит не только от количества неспаренных электронов, но и от наличия вакантных орбиталей и неподеленных электронных пар. Из общего количества электронных пар в образовании связи обычно участвует не больше одной. [10]

Источник

Что такое вакантные орбитали в химии

Если l=0, то независимо от n, волновые функции s – электронов имеют шаровую форму.

Если l=1, то конфигурация гантели.

Магнитное квантовое число m определяет квантовый характер взаимодействия электронов атома с внешним магнитным полем. m определяет число орбиталей на каждом подуровне и задает взаимное расположение электронных облаков на данном подуровне.

m принимает целочисленные отрицательные и положительные значения от –l до +l включая ноль, т.е. каждому значению l соответствует свой набор магнитных квантовых чисел m, состоящей из 2е+1 таких чисел.

Для s – подуровня l=0 и m=0

Т. е., на s – подуровне всегда существует одна s – орбиталь.

Для p – подуровня l = 1 и m=-1; 0; +1, т.е. p – подуровень всегда имеет три орбитали.

Спиновое квантовое число

Спин – это собственный момент количества движения электрона. Спин характеризует направление вращения и, следовательно, при двух возможных направлениях механического вращения должно существовать два разных спина электрона.

Решение систем уравнений Шрёдингера, потенциальной энергии и граничных условий описывает полные энергии Е и волновые функции ψ всех возможных орбиталей атома, но не дает ответа на следующие вопросы:

Сколько электронов может находиться на одной орбитали, одном подуровне, одном уровне?

В какой последовательности заполняются орбитали, подуровни, уровни?

Чтобы ответить на эти вопросы рассмотрим принцип Паули, принцип минимума энергии, правило Хунда.

Принцип Паули В. (1925г.):

В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Принцип Паули определяет максимальную емкость по электронам одной орбитали.

— вакантная орбиталь (электронная ячейка)

— полузаселенная орбиталь (орбиталь, занятая неспаренным электроном)

— полностью заселенная орбиталь (орбиталь, занятая электронной парой)

Принцип Паули также определяет электронную емкость подуровней и уровней.

N_e =2(2l+1) для подуровня

Максимальная емкость уровня по электронам суммируется из величин N_е подуровней этого уровня.

N_n =2n 2 для уровня.

Принцип минимума энергии

Наиболее устойчивыми состояниями любой системы (атома, молекулы) являются состояния с минимальным запасом энергии.

Для атома этот принцип означает, что электроны в атоме заполняют уровни с наименьшими значениями главного квантового числа n, а в пределах уровня сначала заполняются подуровни с наименьшими значениями орбитального квантового числа l.

Правило Хунда. (1927г.)

Орбитали, принадлежащие к одному подуровню, заполняются каждая в начале одним электроном, а затем происходит их заполнение векторными электронами. (электроны, по одиночке заполняющие орбитали одного и того же подуровня, имеют защищающие орбитали одного и того же подуровня, имеют одинаковые спины). Например

Учитывая взаимное расположение орбиталей в пространстве,

правило Хунда приобретает простой физический смысл:

электроны одного подуровня, отталкиваясь друг от друга, стремятся

занять по возможности удаленные друг от друга, т.е.

разные орбитали подуровня.

правильное изображение: 2p

неправильное изображение 2p

неправильное изображение 2p

Электронные формулы – фиксируют занятые электронами подуровни и число электронов на них.

Цифрами обозначают номер уровня

Буквами – номер подуровня.

N 1s 2 2s 2 2p 3 2+2+3=7 электронов

— изображают атом элемента в виде совокупности орбиталей, которые также называются квантовыми ячейками.

Следует отметить, что в электронно – структурных формулах в отличие от электронных изображают не только заполненные, но и вакантные орбитали валентных подуровней, что позволяет предсказать изменение валентности элемента в результате перехода в возбужденное состояние обозначают символом соответственного элемента со звездочкой.

P основное состояние В=3

p* возбужденное состояние В=5

Энергия подуровней возрастает в следующем порядке:

1s последовательность подуровней описывается правилом Клечковского:

1) Уровни и подуровни атомов заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l)

Порядковый номер элемента

Впервые физический смысл порядкового номера раскрыл Ван – де – Брук. Он теоретически доказал, что порядковый номер элемента равен заряду ядер его атомов. Эта гипотеза была экспериментально подтверждена Мозли при изучении спектров рентгеновского излучения, испускаемого простыми веществами при их бомбардировке электронным пучком высокой энергии.

Работы Ван – де – Брука и Мозли дали возможность установить правильность расположения элементов в периодической таблице, определить общее число элементов в каждом периоде и оказали, что порядковый номер, а не атомная масса, является важнейшим свойством элемент, определяющим электронную структуру атомов.

Периодическая система Д.И.Менделеева

В 1869 году русский ученый Д.И.Менделеев составил таблицу, включающую большинство известных элементов, в которой элементы были сгруппированы в нескольких горизонтальных рядах так, что вертикальные столбцы включали элементы, сходные по химическим свойствам. Эта таблица, которую Менделеев называл системой элементов.

Кроме того, был открыт и сформулирован закон периодичности, основанный на закономерности изменений свойств элементов при увеличении масс атомов: « Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Ко времени открытия Д.И.Менделеевым периодического закона строение атома было неизвестно.

Современная формулировка ПЗ:

«Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов».

Структура ПС элементов определяется строением электронных уровней и подуровней атомов. Основной структурной единицей системы элементов является период.

Периодом с номером n называется совокупность химических элементов, начинающаяся s-элементами и заканчивающаяся p-элементами.

Исключение составляет первый период, в котором нет p-элементов, т.к. на первом энергетическом уровне (n=1) существует только 1s-подуровень, в нем содержится всего два элемента: Н и Не. Водород вследствие специфичности свойств помещают либо в первую группу, либо в седьмую, либо в обе одновременно, заключая в одной из групп символ в скобки. Эти способы расположения водорода основаны на том, что он имеет некоторые формальные черты сходства как со щелочными металлами, так и с галогенами.

P-элементы – достраивается p подуровень

D-элементы – достраивается d подуровень

F-элементы – достраивается f подуровень

Второй и третий периоды содержат по восемь элементов (по два s, по шесть p), четвертый и пятый периоды включают, кроме того, по 10 d-элементов, а шестой и седьмой периоды имеют в составе еще и по 14 f-элементов.

В периодах происходит повторение строения валентных электронных оболочек. Элементы с одинаковыми конфигурациями электронных оболочек образуют вертикально расположенные в ПС подгруппы и группы.

Свойства химических элементов закономерно изменяются в периодах при переходе от щелочных металлов к благородным газам, а также в группах при переходе от элементов с малыми номерами периодов к элементам с большими номерами периодов (от Li к Cs, от F к I).

Широкое распространение получили коротко и длиннопериодный вариант ПС.

Длиннопериодный вариант является более наглядным, но менее компактным.

Особенности данного варианта:

в пределах групп соблюдается подобие элементов;

3. периоды сильно различаются по числу входящих в них элементов;

4. неметаллы образуют компактный «треугольник», состоящий из 1s и части p-элементов.

Элементы B, Si, As, Te, At, находящиеся на диагональной границе треугольника, иногда называют полуметаллами из-за их двойственных свойств.

Короткопериодный вариант таблицы получен механическим выносом f-элементов в отдельную таблицу и совмещением d-элементов с s-элементами, их внесением в группы с тем же числом внешних электронов.

s и p-элементы разделены секцией d-элементов (в 6 и 7 периоде еще и секцией f-элементов), поэтому d-элементы ещё называются переходными элементами.

3. группы элементов раздваиваются, появляется понятие «подгруппа».

В подгруппах содержатся элементы, схожие по химическим свойствам. В большинстве групп элементы главной и побочной подгрупп обнаруживают определенное химическое сходство, преимущественно в высших степенях окисления.

Для атомов элементов главных подгрупп валентными являются электроны застраивающихся s и p-подуровней, для атомов элементов побочных групп – электроны s и d-подуровней, к которым у атомов лантаноидов и актиноидов добавляются электроны f-подуровня.

Именно между этими валентными подуровнями происходит «перескок» электронов, который вызывает отклонение электронных конфигураций от последовательности заполнения. Однако большого влияния на химические свойства элементов такие переходы как у хрома (3d 4 4s → 3d 5 4s 1 ) или меди (3d 9 4s 2 → 3d 10 4s 1 ) существенного влияния не оказывают, т.к. эти электроны все равно останутся валентными.

4. восьмая группа включает четыре подгруппы: подгруппу благородных газов и подгруппы железа, кобальта и никеля.

Чаще используют короткопериодный вариант, ввиду его компактности.

Свойства атомов элементов и периодичность их изменения.

К важнейшим свойствам атомов относятся потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус.

Потенциал ионизации I – это энергия, которую необходимо затратить для удаления одного электрона с валентной орбитали свободного (изолированного) атома в основном состоянии.

Различают 1-ый, 2-ой и т.д. потенциалы ионизации, т.е. потенциалы, отвечающие удалению 1-го, 2-го и т.д. электронов.

Удаление 1-го электрона с орбитали можно описать уравнением:

В группах, сверху вниз, значение I ₁ уменьшаются. Это уменьшение сильнее всего выражено в подгруппе благородных газов и слабо – в подгруппе щелочных металлов.

Величина потенциала ионизации может служить мерой «металичности» элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента.

Кроме экранирования проявляется значительное взаимное отталкивание электронов, если они занимают одну и туже орбиталь.

Сродство к электрону.

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется в результате присоединения электрона нейтральным атомом и превращения его в анион:

В целом с ростом порядкового номера элемента в периоде Е растет, а в группе уменьшается.

Сродство к электрону атомов металлов близко к нулю или отрицательно, т.е. для атомов большинства металлов присоединение электронов энергетически невыгодно.

Электроотрицательность.

Электроотрицательность – это мера способности атома элемента к приобретению отрицательного заряда при образовании химической связи. Для практической оценки этой способности широко распространена шкала электроотрицательностей, основанная на термохимических данных, предложенная Полингом. По такой шкале наиболее электроотрицательным элементом является фтор, а наимение электроотрицательным – франций.

С ростом порядкового номера элемента электроотрицательность увеличивается по периоду и уменьшается внутри группы.

Атомы электроотрицательных элементов обладают высоким сродством к электрону. Атомы таких элементов очень просто удерживают собственные электроны и имеют свойство принимать дополнительные электроны в химических реакциях.

F – является самым электроотрицательным элементом.

Радиус атома.

Радиус атома в зависимости от заряда ядра изменяется периодически. По периоду с увеличением заряда ядра радиус уменьшается, что связано с увеличивающимся притяжением электронов наружного слоя к ядру по мере возрастания его заряда. При переходе к следующему периоду, атомные радиусы увеличиваются.

В пределах подгруппы с ростом заряда ядра радиусы атомов элементов увеличиваются, т.к. с ростом номера элемента в подгруппе всегда увеличивается число экранирующих подуровней.

При отдаче атомом электронов уменьшается его эффективный размер, а присоединение электронов вызывает его увеличение. Отсюда радиус катиона всегда меньше, а радиус аниона всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома. В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра. Это можно объяснить увеличением числа энергетических уровней и растущим удалением внешних электронов от ядра.

Общие химические свойства элементов.

— металличность и неметалличность элемента;

— кислотно-основные свойства элемента;

— окислительно-восстановительные свойства элементов.

Металличность и неметалличность

Количественно металличность и неметалличность определяются электроотрицательностью элемента. Чем ниже электроотрицательность, тем больше электроположительность, т.е. сильнее выражены металлические свойства. Чем больше электроотрицательность, тем сильнее неметаллические свойства.

По периодам металличность уменьшается, неметалличность увеличивается. По группам металлические свойства возрастают. Самым ярко выраженным металлом является цезий, неметаллом – фтор.

Кислотно-основные свойства

Электроположительные металлы (щелочные) образуют самые сильные основания. Электроотрицательные элементы образуют сильные кислородсодержащие кислоты.

NaOH – сильное основание (щелочь)

Al(OH)₃ – амфотерное соединение

HClO₄ – оч. сильная кислота

По периодам способность к образованию оснований уменьшается и увеличивается способность к образованию кислот.

В группах электроотрицательных элементов нарастает сила бескислородных кислот: H₂O, H₂S, H₂Te.

Окислительно-восстановительные свойства.

Наиболее электроотрицательные элементы являются сильными окислителями, а электроположительные элементы, щелочные металлы являются восстановителями.

По периодам восстановительные свойства ослабевают и возрастают окислительные свойства элементов.

III период: в последовательности Na, Mg, Al, Si, P восстановительная способность уменьшается, окислительная способность растет в последовательности P, S, Cl.

Окислительные свойства элементов зависят от числа проявляемых им степеней окисления. По периоду это число возрастает (Na – 0, +1, a Cl – шесть).

По группам увеличивается восстановительная и уменьшается окислительная способности:

II группа – Be, Mg, Ca, Sr, Ba Самый сильный восстановитель – барий

ТЕМА. Химическая связь

Химическая Связь – взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков и сопровождающееся уменьшением энергии системы.

В зависимости от характера распределения электронной плотности между ковалентную, ионную и металлическую.

Основные параметры Х.С.- длина связи, прочность, валентные углы.

Валентный угол (угол связи) – это угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов.

Прочность связи определяется энергией связи. Количественно она оценивается энергией разрыва такой связи

Энергия связи Е_он= 464 кДж/ моль

Ковалентная связь

Ковалентная связь(К.С.)- тип химической связи между двумя атомами, возникающей при обобществлении электронов, которые принадлежат этим атомам.

Первую гипотезу о природе ковалентной связи выдвинул Льюис (1916). Рассмотрим образование молекулы Н₂ из отдельных атомов. Изолированные атомы, имеющие электроны с противоположно направленными спинами, при сближении притягиваются друг к другу. При этом их электронные облака (АО) перекрываются с образованием общего молекулярного облака (молекулярной орбитали МО), максимальная плотность которого расположена в межъядерном пространстве.-

Н · ·Н Н : Н Обычно обобществлённая пара электронов заменяется черточками Н-Н.

Для более сложных молекул, чем Н₂, точное решение уравнения Шредингера получить невозможно. Поэтому на практике используются приближенные методы квантомеханического расчета таких систем. Это метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей(ММО).

Основные положения МВС:

1) ковалентная связь образуется двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами, т.е. химическая связь локализована между двумя атомами;

2) связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая;

3) ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака.

Способы образования ковалентной связи. Валентность.

Так как нахождение 2 электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем пребывание каждого электрона в поле своего ядра, то в образовании К.С. принимают участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетического уровня.

Источник

Подарки и советы

Множество идей оригинальных и приятных подарков по любому событию и на все случаи жизни

Что такое орбиталь и каковы ее характеристики. Атомные орбитали

Орбитали существуют независимо от того, находится на них электрон (занятые орбитали), или отсутствует (вакантные орбитали). Атом каждого элемента, начиная с водорода и заканчивая последним полученным на сегодня элементом, имеет полный набор всех орбиталей на всех электронных уровнях. Их заполнение электронами происходит по мере увеличения порядкового номера, то есть, заряда ядра.

В современной химии орбиталь – определяющее понятие, позволяющее рассматривать процессы образования химических связей и анализировать их свойства, при этом внимание сосредотачивают на орбиталях тех электронов, которые участвуют в образовании химических связей, то есть, валентных электронов, обычно это электроны последнего уровня.

Гибридизация.

Вся конструкция оказывается как бы вписанной в правильный тетраэдр – призма, собранная из правильных треугольников. При этом орбитали-гибриды располагаются вдоль осей такого тетраэдра, угол между любыми двумя осями – 109°. Четыре валентных электрона углерода располагаются на этих гибридных орбиталях:

Участие орбиталей в образовании простых химических связей.

Свойства электронов, разместившихся на четырех одинаковых орбиталях, эквивалентны, соответственно, будут эквивалентны химические связи, образованные с участием этих электронов при взаимодействии с атомами одного типа.

Взаимодействие атома углерода с четырьмя атомами водорода сопровождается взаимоперекрыванием вытянутых гибридных орбиталей углерода со сферическими орбиталями водородов. На каждой орбитали находится по одному электрону, в результате перекрывания каждая пара электронов начинает перемещаться по объединенной – молекулярной орбитали.

В традиционном написании структуры образовавшегося метана вместо перекрывающихся орбиталей используют символ валентной черты. Для объемного изображения структуры валентность, направленную от плоскости чертежа к зрителю показывают в виде сплошной клиновидной линии, а валентность, уходящую за плоскость рисунка – в виде штриховой клиновидной линии:

Таким образом, структура молекулы метана определяется геометрией гибридных орбиталей углерода:

Образование молекулы этана аналогично показанному выше процессу, отличие состоит в том, что при взаимоперекрывании гибридных орбиталей двух атомов углерода происходит образование С-С – связи:

Участие орбиталей в образовании кратных химических связей.

Вторая валентная черта в обозначении двойной связи, широко используемая для изображения ненасыщенных соединений уже не одно столетие, в современном понимании подразумевает наличие двух областей с повышенной электронной плотностью, расположенных по разные стороны линии связи С-С.

Структура молекулы этилена задана геометрией гибридных орбиталей, валентный угол Н-С-Н – 120°:

В итоге молекула ацетилена имеет палочкообразную форму:

В образовании химических связей могут также участвовать вакантные, то есть, не содержащие электронов орбитали ().

Орбитали высоких уровней.

Перспективы.

В современной химии представления об атомных и молекулярных орбиталях широко используют при описании строения и реакционных свойств соединений, также при анализе спектров различных молекул, в некоторых случаях – для прогнозирования возможности протекания реакций.

К настоящему моменту описано пять типов орбиталей: s, p, d, f и g.
Названия первых трех сложились исторически, далее был выбран алфавитный принцип. Формы орбиталей вычислены методами квантовой химии.

Энергия электронных уровней

Квантовые числа электронов

Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел:

Принципы заполнения орбиталей

1. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами) (принцип Паули).

2. В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной.
Энергия орбиталей возрастает в ряду:
1S Полная электронная формула элемента

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых:

1. Число n минимально
2. Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d- (l минимально)
3. Один подуровень содержит наибольшее число неспаренных электронов.
4. При заполнении электронных атомных орбиталей выполняется принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n2 электронов, расположенных на n2 подуровнях.

Электронная формула элемента с порядковым номером 7 (это элемент азот, имеющий символ “N”) выглядит так.

Распределение электронов с помощью периодической системы Д. И. Менделеева

Запомните базовый список орбиталей. По мере того, как у атома увеличивается число электронов, они заполняют различные подуровни электронной оболочки атома согласно определенной последовательности. Каждый подуровень электронной оболочки, будучи заполненным, содержит четное число электронов. Имеются следующие подуровни:

Разберитесь в записи электронной конфигурации. Электронные конфигурации записываются для того, чтобы четко отразить количество электронов на каждой орбитали. Орбитали записываются последовательно, причем количество атомов в каждой орбитали записывается как верхний индекс справа от названия орбитали. Завершенная электронная конфигурация имеет вид последовательности обозначений подуровней и верхних индексов.

Выучите сокращения написания длинных электронных конфигураций. Атомы на правом краю периодической системы называются благородными газами. Эти элементы химически очень устойчивы. Чтобы сократить процесс написания длинных электронных конфигураций, просто записывайте в квадратных скобках химический символ ближайшего благородного газа с меньшим по сравнению с вашим атомом числом электронов, а затем продолжайте писать электронную конфигурацию последующих орбитальных уровней. Смотрите ниже:

С помощью периодической таблицы ADOMAH

Найдите ваш атом в таблице ADOMAH. Чтобы записать электронную конфигурацию элемента, найдите его символ в периодической таблице ADOMAH и вычеркните все элементы с большим атомным номером. Например, если вам нужно записать электронную конфигурацию эрбия (68), вычеркните все элементы от 69 до 120.

Посчитайте орбитальные подуровни до вашего элемента. Смотря на символы блоков, приведенные справа от таблицы (s, p, d, and f), и на номера колонок, показанные в основании, игнорируйте диагональные линии между блоками и разбейте колонки на блоки-колонки, перечислив их по порядку снизу вверх. И снова игнорируйте блоки, в которых вычеркнуты все элементы. Запишите блоки-колонки, начиная от номера колонки, за которым следует символ блока, таким образом: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (для эрбия).

Учитывайте неправильные электронные конфигурации. Существует восемнадцать типичных исключений, относящихся к электронным конфигурациям атомов в состоянии с наименьшей энергией, также называемом основным энергетическим состоянием. Они не подчиняются общему правилу только по последним двум-трем положениям, занимаемым электронами. При этом действительная электронная конфигурация предполагает нахождение электронов в состоянии с более низкой энергией в сравнении со стандартной конфигурацией атома. К атомам-исключениям относятся:

Как уже отмечалось, современная теория химической связи основана на квантово-механическом рассмотрении молекулы как системы из электронов и атомных ядер.

Из курсов неорганической химии и физики известно, что электроны представляют собой вид материи, обладающий одновременно свойствами частицы и электромагнитной волны.

квантовое число и л

спиновое квантовое число.

Электрон в атоме находится на определенной атомной орби-

Состояние электрона определяется расстоянием электронного облака от ядра, его формой, ориентацией в пространстве и вращением электрона вокруг собственной оси.

В зависимости от расстояния электрона от ядра атома изменяется траектория его движения, то есть форма атомной орбитали (рис. 2.1). Существуют л, р, й, /-атомные орбитали, которые отличаются друг от друга запасом энергии, а следовательно, и формой электронного облака, то есть траекторией движения электрона.

Атомная орбиталь, не занятая электронами, называется в а-кантной и условно обозначается как □.

іі^іоггідгіоліцгіл /iv7iVII ііііл игош^іьи

Согласпо кваптово-мелапическим представлепиям о лимиче-

ской связи число образуемыл атомом ковалептпыл связей определяется количеством одпоэлектроппыл атомпыл орбиталей, то есть количеством песпареппыл электропов. идпако в действительпости атомы элемептов образуют большее число ковалептпыл связей, чем содержат песпареппыл электропов па впешпем эпергетическом уровпе. Например, атом углерода в осповпом (пе ^воізбуждеппом) состояпии имеет два песпареппыл электропа (І5 25 2р), а образует четыре ковалептпые связи. Это можпо объяспить возможпостью

перелода одпого 25-электропа па 2р-подуровепь (І5 25 2р).

іаким образом, па впешпем эпергетическом уровпе атома

перекрывание, перемешивание. При перекрывании одного 5-элек-тронного облака с тремя /-электронными облаками образуются четыре качественно новых гибридизированных электронных облака или атомные орбитали:

Таким образом, из нескольких различных по форме и близких по энергии АО путем комбинирования (смешивания, сочетания) образуется такое же количество одинаковых по форме и равных по энергии гибридизированных атомных орбиталей:

Гибридизированные орбитали по сравнению с негибридизи-рованными более выгодны геометрически, так как позволяют увеличить площадь перекрывания с орбиталями других атомов, что ведет к образованию более прочных связей. Результатом перекрывания большей доли гибридной орбитали с орбиталями других атомов является ковалентная связь.

Атом углерода может претерпевать три вида гибридизации с участием s- и р-орбиталей, каждому из которых соответствует определенное валентное состояние атома.

25-орбиталь 2р2-орбиталь 2ру-орбиталь 2р2-орбиталь

Рис. 2.2. Схема образования и расположение в пространстве гибридных 5р3-орбиталей

2. Химическая связь. Взаимное влияние атомов в органических соединениях 21

Четыре равноценные орбитали между собой образуют угол 109° 28″ и ориентированы в пространстве от центра правильного тетраэдра к его вершинам. Такое размещение связано со стремлением АО к максимальному удалению друг от друга за счет взаимного электростатического отталкивания. Расположение атомных орбиталей определяет название состояния 5р3-гибридизации как тетраэдрическое.

Рис. 2.3. Образование а-связей в молекуле этана

Состояние 5р3-гибридизации характерно для алканов. Рассмотрим образование ст-связей на примере этана.

ст-Связи во многих органических соединениях образуются преимущественно за счет перекрывания гибридизированных орби-талей.

2з-орбиталь 2рх-орбиталь 2/з^-орбиталь

±и^. 2.4. ^1риспиь й!имй углерода

Образование л-связи в молекуле атилена

2. Химическая связь. Взаимное влияние атомов в органических соединениях 2

Л;/-1ИирИДИ^йЦИШ называют СЩС JIUneUnUU HU1UMJ, ни две

sp-гибридные орбитали расположены под углом 180°. Остальные две негибридизированные р^- и р^-орбитали находятся в двух взаимно перпендикулярных плоскостях и расположены под прямым углом к sp-гибридным АО. Доля s-облака в каждой из двух гибридных sp-орбиталей равна 1/2. Такой тип гибридизации характерен для соединений с тройной связью, например для ацетилена (рис. 2.7).

В молекуле ацетилена sp-гибридизированные атомы образуют две простые ст-связи С-Н и одну ст-связь между двумя атомами углерода, а негибридизированные p-АО образуют две п-связи, расположенные во взаимно перпендикулярных плоскостях.

Для описания химической связи с позиций квантовой механики пользуются двумя основными методами: методом валентных связей (МВС) и методом молекулярных орбиталей (МО).

Метод валентных связей был предложен в 1927 году В. Гайтле-ром и Ф. Лондоном. Основные положения метода заключаются в следующем. Химическая связь представлена в виде пары электронов с противоположными спинами. Она образуется в результате перекрывания атомных орбиталей.

оира^ивание л-свя:зи в молекуле ацетилена

при иирй^исап^1^1 милсАулш атоммные ирииюли и^1йЮ1СЛ ии^

изменений, а пара связывающих электронов локализована между двумя атомами.

В отличие от метода валентных связей метод молекулярных орбиталей рассматривает молекулу не как совокупность атомов, сохраняющих свою индивидуальность, а как единое целое. Предполагается, что каждый электрон в молекуле движется в суммарном поле, создаваемом остальными электронами и всеми ядрами атомов. Иначе говоря, в молекуле различные АО взаимодействуют между соиой с оиразованием нового типа орииталей, называемых молекулярными орииталями.

Перекрывание двух атомных орииталей приводит к оиразова-нию двух молекулярных орииталей (рис. 2.8).

Одна из них имеет иолее низкую энергию, чем исходные АО,

ігі паошоасі^л юлошои^шси и^^ншилнш, диуіал ииладасі и^лъъ г>х>і-

2. Химическая связь. Взаимное влияние атомов в органических соединениях 2:

ШАиИ ЛПС^ІИСИ, ЧСМ образующая ее ЛЛ^, И ИйЛМВйСІСИ разрылляю-

щей, или антисвязывающей орбиталью. Заполнение молекулярных орбиталей электронами происходит аналогично заполнению атомных, то есть по принципу Паули и в соответствии с правилом Гунда. Молекулярная разрыхляющая орбиталь в основном состоянии остается вакантной. Ее заполнение электронами происходит при возбуждении молекулы, что ведет к разрыхлению связи и распаду молекулы на атомы.

Смотреть что такое «ОРБИТАЛЬ» в других словарях:

Орбиталь: Атомная орбиталь. Молекулярная орбиталь. Список значений слова или словосочетания со ссылками на соответствующие статьи. Если вы попали сюда из … Википедия

Ф ция пространственныхпеременных одного электрона, имеющая смысл волновой ф ции электрона, находящегосяв поле атомного или молекулярного остова. Если такая ф ция учитывает спинэлектрона, то она наз. спин О. Подробнее см. Молекулярная орбиталъ.… … Физическая энциклопедия

— (от лат. orbita путь, колея), волновая ф ция, описывающая состояние одного электрона в атоме, молекуле или др. квантовой системе. В общем случае квантовохим. термин О. используется для любой ф ции, зависящей от переменных х, у, z одного… … Химическая энциклопедия

Источник