Kétközpontú molekulapályák.

Hasonló energiájú elektronpályák gyűjteménye egy réteget (azaz héjat vagy energiaszintet) alkot. Az energiaszinteket az atommagtól kezdve számozzuk: 1, 2, 3,... . Minél távolabb van az atommagtól, annál tágasabbak a rétegek, és annál több pályát és elektront tudnak befogadni. Igen, bekapcsolvan-edik szint n 2 pályák, és legfeljebb 2 befogadására alkalmasakn 2 elektronok. Az ismert elemekben az elektronok csak az első hét szinten találhatók, és közülük csak az első négy van kitöltve.

Négyféle pályát különböztetünk meg, ezeket jelöljük kis , p , dÉs f . Minden szinten (rétegen) van egys -pálya, amely az atommaghoz legszorosabban kötött elektronokat tartalmazza. Utána háromp-pályák, öt d -pályák és végül hétf-pályák.

s - A pályák gömb alakúakp – egy súlyzó vagy két egymással érintkező gömb alakja,d-a pályáknak 4 „szirma” van, és f -pályák 8. Keresztmetszetben ezek a pályák megközelítőleg az ábrán látható módon néznek ki.

Három R- a pályák a térben a derékszögű koordináta-rendszer tengelyei mentén vannak orientálva, és ennek megfelelően vannak kijelölvep x, p yÉs p z; d- És f -a pályák is bizonyos szögben helyezkednek el egymással szemben; gömbölyűs -a pályáknak nincs térbeli orientációja.

Egy periódus minden következő elemének atomszáma eggyel nagyobb, mint az előző elem, és eggyel több elektront tartalmaz. Ez az extra elektron a következő pályát foglalja el növekvő sorrendben. Figyelembe kell venni, hogy az elektronikus rétegek diffúzok, és a külső rétegek egyes pályáinak energiája alacsonyabb, mint a belsőké. Ezért például először meg kell töltenis -negyedik szintű orbitális (4s -orbital), és csak ezt követően fejeződik be a 3 kitöltésed -pályák. A pályák kitöltésének sorrendje általában a következő: 1s , 2 s , 2 p , 3 s , 3 p , 4 s , 3 d , 4 p , 5 s , 4 d , 5 p , 6 s , 4 f , 5 d , 6 p , 7 s . Az elem elektronikus konfigurációjának ábrázolására használt jelölésekben a pályát jelző betű felső indexe jelzi az elektronok számát az adott pályán. Például rögzíteni 1 s 2 2 s 2 2 p 5 azt jelenti, hogy 1s -az atom pályája két elektront tartalmaz, 2s -kettes pálya, 2-enR öt elektron. Semleges atomok, amelyeknek a külső elektronhéjában 8 elektron van (azaz meg vannak töltves- És R -pályák) annyira stabilak, hogy gyakorlatilag nem lépnek be semmilyen kémiai reakcióba. Ezek az inert gázok atomjai. A hélium elektronikus konfigurációja 1 s 2, neon 2 s 2 2 p 6, argon 3 s 2 3 p 6, kripton 4 s 2 3 d 10 4 p 6, xenon 5 s 2 4 d 10 5 p 6 és végül radon 6 s 2 4 f 14 5 d 10 6 p 6 .

A kémiában és a fizikában az atompályák egy hullámnak nevezett függvény, amely az atommagok közelében vagy rendszerében legfeljebb két elektronra jellemző tulajdonságokat írja le, mint egy molekulában. A pályát gyakran háromdimenziós tartományként ábrázolják, amelyen belül 95 százalék esély van az elektron megtalálására.

Pályák és pályák

Ahogy egy bolygó a Nap körül mozog, egy pályának nevezett utat követ. Hasonlóképpen egy atomot az atommag körüli pályán keringő elektronokként ábrázolhatunk. A valóságban a dolgok másként működnek, és az elektronok a tér atomi pályáknak nevezett régióiban találhatók. A kémia megelégszik az atom egyszerűsített modelljével, hogy kiszámítsa a Schrödinger-hullámegyenletet, és ennek megfelelően meghatározza az elektron lehetséges állapotait.

A pályák és a pályák hasonlónak hangzanak, de teljesen eltérő jelentéssel bírnak. Rendkívül fontos megérteni a kettő közötti különbséget.

A pályák képtelensége

Valaminek a pályájának megrajzolásához pontosan tudnod kell, hol van az objektum, és meg kell tudni határozni, hol lesz egy pillanat alatt. Ez egy elektron számára lehetetlen.

Eszerint nem lehet pontosan tudni, hol van jelenleg a részecske, és hova kerül később. (Valójában az elv azt mondja, hogy lehetetlen egyidejűleg és abszolút pontossággal meghatározni a pillanatot és a lendületet).

Ezért lehetetlen elektronmozgási pályát építeni az atommag körül. Ez nagy probléma? Nem. Ha valami lehetetlen, akkor el kell fogadnod, és meg kell találnod a megoldást.

Hidrogén elektron - 1s orbitális

Tegyük fel, hogy van egy hidrogénatom, és egy adott időpontban egy elektron helyzetét grafikusan rögzítjük. Nem sokkal ezután az eljárás megismétlődik, és a megfigyelő felfedezi, hogy a részecske új helyzetben van. Hogy hogyan jutott el az első helyről a másodikra, nem tudni.

Ha továbbra is így cselekszel, fokozatosan kialakul egyfajta 3D-s térkép a részecske valószínű helyéről.

Ebben az esetben az elektron bárhol elhelyezkedhet az atommagot körülvevő gömbtéren belül. Az ábra ennek a gömb alakú térnek a keresztmetszetét mutatja.

Az esetek 95%-ában (vagy bármilyen más százalékban, mivel csak az Univerzum mérete nyújthat száz százalékos bizonyosságot) az elektron a tér egy meglehetősen könnyen körülhatárolható régiójában helyezkedik el, meglehetősen közel az atommaghoz. Ezt a területet orbitálisnak nevezik. Az atomi pályák a tér azon részei, amelyekben elektron található.

mit csinál ott? Nem tudjuk, nem tudhatjuk, ezért egyszerűen figyelmen kívül hagyjuk ezt a problémát! Csak azt mondhatjuk, hogy ha egy elektron egy adott pályán van, akkor bizonyos energiája lesz.

Minden orbitálisnak van neve.

A hidrogénelektronok által elfoglalt teret 1s pályának nevezzük. Az egység itt azt jelenti, hogy a részecske az atommaghoz legközelebbi energiaszinten van. S a pálya alakjáról beszél. Az S orbitálok gömbszimmetrikusak az atommag körül – legalábbis olyan, mint egy meglehetősen sűrű anyagú üreges golyó, amelynek középpontjában az atommag áll.

2s

A következő pálya 2s. Hasonló az 1s-hez, azzal a különbséggel, hogy az a tartomány, ahol az elektron a legnagyobb valószínűséggel megtalálható, távolabb található az atommagtól. Ez a második energiaszint pályája.

Ha alaposan megnézi, észre fogja venni, hogy az atommaghoz közelebb van egy másik, valamivel nagyobb elektronsűrűségű régió (a "sűrűség" egy másik módja annak, hogy a részecske egy adott helyen jelen legyen).

A 2s elektronok (és a 3s, 4s stb.) idejük egy részét sokkal közelebb töltik az atom középpontjához, mint az várható lenne. Ennek eredménye az energiájuk enyhe csökkenése az s pályákon. Minél közelebb kerülnek az elektronok az atommaghoz, annál kisebb lesz az energiájuk.

A 3s, 4s pályák (stb.) az atom középpontjától egyre távolabb helyezkednek el.

P-pályák

Nem minden elektron lakik a pályán (sőt, nagyon kevés közülük). Az elsőnél az egyetlen elérhető hely számukra az 1s, a másodikon a 2s és a 2p hozzáadódik.

Az ilyen típusú pályák inkább 2 egyforma léggömb, amelyek az atommagnál kapcsolódnak egymáshoz. Az ábra egy 3 dimenziós térrégió keresztmetszetét mutatja. A pálya ismét csak azt a tartományt mutatja, ahol 95 százalék az esély az egyes elektronok megtalálására.

Ha elképzelünk egy vízszintes síkot, amely úgy halad át az atommagon, hogy a pálya egyik része a sík felett, a másik pedig alatta lesz, akkor nulla a valószínűsége annak, hogy ezen a síkon elektront találunk. Tehát hogyan jut el egy részecske egyik részből a másikba, ha soha nem tud áthaladni az atommag síkján? Ez hullámjellegének köszönhető.

Az s-pályával ellentétben a p-pályának sajátos orientációja van.

Bármely energiaszinten lehetséges, hogy három teljesen egyenértékű p pálya egymásra merőlegesen helyezkedik el. Ezeket tetszőlegesen p x, p y és p z szimbólumokkal jelöljük. Ez a kényelem érdekében történik – az X, Y vagy Z irányok jelentése folyamatosan változik, ahogy az atom véletlenszerűen mozog a térben.

A második energiaszinten lévő P pályákat 2p x, 2p y és 2p z-nek nevezzük. Hasonló pályák vannak a következőben is - 3p x, 3p y, 3p z, 4p x, 4p y, 4p z és így tovább.

Az első kivételével minden szintnek p-pályája van. Magasabb szinteken a „lebenyek” megnyúltak, az elektron legvalószínűbb helye távolabb van az atommagtól.

d- és f-pályák

Az s és p pályákon kívül még két pályakészlet áll a magasabb energiaszintű elektronok rendelkezésére. A harmadikban öt d-pálya (összetett alakzatú és elnevezésű), valamint 3s és 3p pályák (3p x, 3p y, 3p z) létezése lehetséges. Összesen 9 db van belőlük.

A negyedikben a 4s, 4p és 4d mellett 7 további f orbitál jelenik meg – összesen 16, szintén minden magasabb energiaszinten elérhető.

Elektronok pályára helyezése

Az atom felfogható egy nagyon díszes háznak (mint egy fordított piramis), amelynek a földszintjén az atommag, a felső emeleteken pedig különböző helyiségek találhatók, amelyeket elektronok foglalnak el:

• a földszinten csak 1 szoba található (1);
• a másodikon már 4 szoba van (2s, 2p x, 2p y és 2p z);
• a harmadik emeleten 9 szoba (egy 3s, három 3p és öt 3d pálya) és így tovább.

De a szobák nem túl nagyok. Mindegyik csak 2 elektront tartalmazhat.

Egy kényelmes módja annak, hogy megmutassuk azokat az atompályákat, amelyeken adott részecskék találhatók, ha „kvantumsejteket” rajzolunk.

Kvantumsejtek

Az atomi pályák négyzetekként ábrázolhatók, és a bennük lévő elektronok nyilakként ábrázolhatók. Gyakran felfelé és lefelé mutató nyilakat használnak annak bizonyítására, hogy ezek a részecskék különböznek egymástól.

Az, hogy egy atomban különböző elektronokra van szükség, a kvantumelmélet következménye. Ha különböző pályákon vannak, az nagyszerű, de ha ugyanazon a pályán vannak, akkor valami finom különbségnek kell lennie közöttük. A kvantumelmélet a részecskéknek egy „spin” nevű tulajdonságot ad, amit a nyilak iránya jelöl.

A két elektronos 1s pályát négyzetként ábrázoljuk, két nyíllal felfelé és lefelé, de még gyorsabban is felírható 1s 2-ként. Ezt "egy s kettő"-nek kell olvasni, nem pedig "egy s négyzetnek". Az ezekben a jelölésekben szereplő számokat nem szabad összetéveszteni. Az első az energiaszintet jelöli, a második pedig a részecskék számát a pályán.

Hibridizáció

A kémiában a hibridizáció az atomi pályák új hibridekké való keverésének koncepciója, amelyek képesek elektronokat párosítani kémiai kötések kialakítására. Az Sp hibridizáció megmagyarázza az olyan vegyületek kémiai kötődését, mint az alkinek. Ebben a modellben a szén 2s és 2p atompályái keveredve két sp pályát alkotnak. Az acetilén C 2 H 2 két szénatom sp-sp összefonódásából áll, így σ kötés és két további π kötés jön létre.

A telített szénhidrogének szénatomos pályáinak azonos hibrid sp 3 pályái vannak, súlyzó alakúak, amelyek egyik része sokkal nagyobb, mint a másik.

Az Sp 2 hibridizáció hasonló az előzőekhez, és egy s és két p orbitál összekeverésével jön létre. Például egy etilén molekulában három sp 2 és egy p orbitál képződik.

Atompályák: töltési elv

Ha elképzeljük az egyik atomról a másikra való átmeneteket a kémiai elemek periódusos rendszerében, meg lehet állapítani a következő atom elektronszerkezetét úgy, hogy egy további részecskét helyezünk a következő rendelkezésre álló pályára.

Az elektronok a magasabb energiaszintek kitöltése előtt alacsonyabbakat foglalnak el, amelyek közelebb helyezkednek el az atommaghoz. Ahol van választási lehetőség, ott külön töltik meg a pályákat.

Ez a kitöltési sorrend Hund-szabályként ismert. Csak akkor használják, ha az atompályák energiája egyenlő, és segít minimalizálni az elektronok közötti taszítást, ami stabilabbá teszi az atomot.

Megjegyzendő, hogy az s pálya mindig valamivel kisebb energiával rendelkezik, mint az azonos energiaszinten lévő p pálya, így az előbbiek mindig az utóbbi előtt töltődnek fel.

Ami igazán furcsa, az a 3D pályák helyzete. Ezek magasabb szinten vannak, mint a 4s, így először a 4s pályákat töltik fel, majd az összes 3d és 4p pályát.

Ugyanez a zűrzavar magasabb szinteken fordul elő, és több összefonódás van köztük. Ezért például a 4f atompályákat addig nem töltik ki, amíg a 6s-ban minden helyet el nem foglalnak.

A kitöltési sorrend ismerete központi szerepet játszik az elektronikus struktúrák leírásának megértésében.

Az atom összetétele.

Egy atom abból áll atommagÉs elektronhéj.

Az atommag protonokból áll ( p+) és neutronok ( n 0). A legtöbb hidrogénatom atommagja egy protonból áll.

A protonok száma N(p+) egyenlő a nukleáris töltéssel ( Z) és az elem sorszáma az elemek természetes sorozatában (és az elemek periódusos rendszerében).

N(p +) = Z

A neutronok összege N(n 0), egyszerűen betűvel jelölve N, és a protonok száma Z hívott tömegszámés a levél jelzi A.

A = Z + N

Az atom elektronhéja az atommag körül mozgó elektronokból áll ( e -).

Elektronok száma N(e-) a semleges atom elektronhéjában egyenlő a protonok számával Z Magjában.

A proton tömege megközelítőleg megegyezik a neutron tömegével és 1840-szerese az elektron tömegével, tehát az atom tömege majdnem megegyezik az atommag tömegével.

Az atom alakja gömb alakú. Az atommag sugara körülbelül 100 000-szer kisebb, mint az atom sugara.

Kémiai elem- azonos magtöltésű (azonos számú protonnal az atommagban) atomok típusa (atomok gyűjteménye).

Izotóp- ugyanannak az elemnek az atomjainak gyűjteménye, amelynek az atommagban azonos számú neutronja van (vagy egy olyan atomtípus, amelynek az atommagjában azonos számú proton és ugyanannyi neutron van).

A különböző izotópok az atommagjukban lévő neutronok számában különböznek egymástól.

Egyedi atom vagy izotóp megnevezése: (E - elem szimbólum), például: .

Az atom elektronhéjának felépítése

Atompálya- az elektron állapota az atomban. A pálya szimbóluma a . Minden pályához tartozik egy megfelelő elektronfelhő.

Az alap (gerjesztetlen) állapotú valós atomok pályái négy típusba sorolhatók: s, p, dÉs f.

Elektronikus felhő- a tér azon része, amelyben egy elektron 90 (vagy több) százalékos valószínűséggel megtalálható.

jegyzet: néha az „atomi pálya” és az „elektronfelhő” fogalmát nem különböztetik meg, mindkettőt „atomi pályának” nevezik.

Az atom elektronhéja réteges. Elektronikus réteg azonos méretű elektronfelhők alkotják. Egy réteg pályái alakulnak ki elektronikus ("energia") szint, energiáik azonosak a hidrogénatomnál, de eltérőek a többi atomnál.

Az azonos típusú pályákat csoportosítjuk elektronikus (energia) alszintek:
s-alszint (egyből áll s-pályák), szimbólum - .
p-alszint (háromból áll p
d-alszint (ötből áll d-pályák), szimbólum - .
f-alszint (hétből áll f-pályák), szimbólum - .

Az azonos alszintű pályák energiái azonosak.

Alszintek kijelölésekor a réteg (elektronikus szint) száma hozzáadódik az alszint szimbólumhoz, például: 2 s, 3p, 5d eszközök s- a második szint alszintje, p- a harmadik szint alszintje, d- az ötödik szint alszintje.

Az egy szinten lévő alszintek teljes száma megegyezik a szintszámmal n. Az egy szinten lévő pályák teljes száma egyenlő n 2. Ennek megfelelően az egy rétegben lévő felhők teljes száma is egyenlő n 2 .

Megnevezések: - szabad pálya (elektronok nélkül), - pálya párosítatlan elektronnal, - pálya elektronpárral (két elektronnal).

Azt, hogy az elektronok milyen sorrendben töltik ki egy atom pályáját, három természettörvény határozza meg (a megfogalmazásokat leegyszerűsítve adjuk):

1. A legkisebb energia elve - az elektronok töltik ki a pályákat a pályák energiájának növekedési sorrendjében.

2. A Pauli-elv - egy pályán nem lehet több mint két elektron.

3. Hund szabálya - egy alszinten belül az elektronok először az üres pályákat töltik meg (egyenként), majd csak ezután alkotnak elektronpárokat.

Az elektronszintben (vagy elektronrétegben) az elektronok teljes száma 2 n 2 .

Az alszintek energia szerinti megoszlását a következőképpen fejezzük ki (az energia növekedésének sorrendjében):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Ezt a sorrendet világosan kifejezi egy energiadiagram:

Egy atom elektronjainak szintek, alszintek és pályák közötti eloszlása ​​(az atom elektronikus konfigurációja) ábrázolható elektronképletként, energiadiagramként vagy egyszerűbben, elektronrétegek diagramjaként ("elektrondiagram").

Példák az atomok elektronszerkezetére:

vegyérték elektronok- egy atom elektronjai, amelyek részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Bármely atom esetében ezek a külső elektronok, plusz azok a külső elektronok, amelyek energiája nagyobb, mint a külső elektronoké. Például: a Ca atomnak 4 külső elektronja van s 2, ezek is vegyértékek; a Fe atomnak 4 külső elektronja van s 2 de neki 3 van d 6, ezért a vasatomnak 8 vegyértékelektronja van. A kalcium atom vegyérték-elektronikus képlete 4 s 2, vasatomok pedig 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mengyelejev kémiai elemek periódusos rendszere
(kémiai elemek természetes rendszere)

A kémiai elemek periodikus törvénye(modern megfogalmazás): a kémiai elemek, valamint az általuk képződött egyszerű és összetett anyagok tulajdonságai periodikusan függenek az atommagok töltési értékétől.

Periódusos táblázat- a periodikus törvény grafikus kifejezése.

Természetes kémiai elemek sorozata- kémiai elemek sorozata, amelyek aszerint vannak elrendezve, hogy az atommagjukban növekszik a protonok száma, vagy ami ugyanaz, az atommagok növekvő töltése szerint. Egy elem rendszáma ebben a sorozatban megegyezik az elem bármely atomjának magjában lévő protonok számával.

A kémiai elemek táblázata a kémiai elemek természetes sorozatának „bevágásával” készül időszakokban(a táblázat vízszintes sorai) és az atomok hasonló elektronszerkezetű elemeinek csoportosításai (a táblázat függőleges oszlopai).

Attól függően, hogy hogyan egyesíti az elemeket csoportokba, a táblázat lehet hosszú időszak(az azonos számú és típusú vegyértékelektronnal rendelkező elemeket csoportokba gyűjtjük) ill rövid periódus(az azonos számú vegyértékelektronnal rendelkező elemeket csoportokba gyűjtjük).

A rövid periódusú táblázatcsoportok alcsoportokra vannak osztva ( fő-És oldal), egybeesik a hosszú periódusú táblázat csoportjaival.

Az azonos periódusú elemek minden atomjának ugyanannyi elektronrétege van, ami megegyezik a periódusszámmal.

Elemek száma periódusokban: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. A nyolcadik periódus elemeinek többségét mesterségesen nyerték, ennek az időszaknak az utolsó elemeit még nem szintetizálták. Az első kivételével minden periódus alkálifém-képző elemmel kezdődik (Li, Na, K stb.), és nemesgázképző elemmel (He, Ne, Ar, Kr stb.) végződik.

A rövid periódusú táblázatban nyolc csoport található, amelyek mindegyike két alcsoportra (fő és másodlagos) van felosztva, a hosszú periódusú táblázatban tizenhat csoport található, amelyek római számmal vannak számozva A vagy B betűkkel. példa: IA, IIIB, VIA, VIIB. A hosszú periódusú táblázat IA csoportja a rövid periódusú tábla első csoportjának fő alcsoportja; VIIB csoport - a hetedik csoport másodlagos alcsoportja: a többi - hasonlóan.

A kémiai elemek jellemzői természetesen csoportonként és periódusonként változnak.

Időszakban (növekvő sorozatszámmal)

• a nukleáris töltés növekszik
• a külső elektronok száma nő,
• az atomok sugara csökken,
• megnő az elektronok és az atommag közötti kötés erőssége (ionizációs energia),
• az elektronegativitás nő,
• az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságai javulnak ("nem fémesség"),
• az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai gyengülnek ("fémesség"),
• gyengíti a hidroxidok és a megfelelő oxidok alapvető karakterét,
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok savas jellege megnő.

Csoportosan (növekvő sorozatszámmal)

• a nukleáris töltés növekszik
• az atomok sugara nő (csak az A-csoportokban),
• csökken az elektronok és az atommag közötti kötés erőssége (ionizációs energia; csak az A-csoportokban),
• az elektronegativitás csökken (csak az A-csoportokban),
• az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságai gyengülnek ("nem fémesség"; csak az A-csoportokban),
• az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai javulnak ("fémesség"; csak az A-csoportokban),
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok bázikus karaktere nő (csak az A-csoportokban),
• gyengíti a hidroxidok és a megfelelő oxidok savas jellegét (csak az A-csoportokban),
• a hidrogénvegyületek stabilitása csökken (redukáló aktivitásuk nő; csak az A-csoportokban).

Feladatok és tesztek a "9. témakörben. "Az atom szerkezete. Periodikus törvény és a kémiai elemek periodikus rendszere D. I. Mengyelejev (PSHE) "."

• Periodikus törvény - Az atomok periodikus törvénye és szerkezete 8-9
  Ismernie kell: a pályák elektronokkal való feltöltésének törvényeit (a legkisebb energia elve, a Pauli-elv, a Hund-szabály), az elemek periódusos rendszerének felépítését.

  Képesnek kell lennie: meghatározni egy atom összetételét az elemnek a periódusos rendszerben elfoglalt helyzete alapján, és fordítva, az összetétel ismeretében elemet találni a periódusos rendszerben; ábrázolja a szerkezeti diagramot, egy atom, ion elektronikus konfigurációját, és fordítva, határozza meg egy kémiai elem helyzetét a PSCE-ben a diagram és az elektronikus konfiguráció alapján; jellemezze az elemet és az általa alkotott anyagokat a PSCE-ben elfoglalt helye szerint; meghatározza az atomok sugarának változásait, a kémiai elemek és az általuk képződött anyagok tulajdonságait egy perióduson és a periódusrendszer egy fő alcsoportján belül.

  1. példa Határozza meg a pályák számát a harmadik elektronszinten! Mik ezek a pályák?
  A pályák számának meghatározásához a képletet használjuk N pályák = n 2 hol n- szintszám. N pályák = 3 2 = 9. Egy 3 s-, három 3 p- és öt 3 d-pályák.

  2. példa Határozza meg, melyik elem atomjának elektronképlete 1! s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Annak meghatározásához, hogy melyik elemről van szó, meg kell találnia annak rendszámát, amely megegyezik az atom teljes elektronszámával. Ebben az esetben: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ez alumínium.

  Miután meggyőződött arról, hogy mindent megtanult, amire szüksége van, folytassa a feladatok végrehajtásával. Sok sikert kívánunk.

  
  Ajánlott olvasmány:
  • O. S. Gabrielyan és mások kémia 11. osztály. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kémia 11. osztály. M., Oktatás, 2001.

A hidrogénatom pályái.

Ha az egyes atomokban lévő elektronok hullámfüggvényeit vesszük figyelembe, ezeket a függvényeket nevezzük atomi pályák(rövidítve AO). Az atompályák létezésére vonatkozó kísérleti bizonyítékok az atomspektrumokból nyerhetők. Például a hidrogéngáz elektromos kisülése során a H2 molekulák atomokká disszociálnak, és az atomok szigorúan meghatározott frekvenciájú fényt bocsátanak ki, amelyek sorba vannak csoportosítva: a látható tartományban (ún. Balmer sorozat), ultraibolya (Lyman sorozat) ), és infravörös (Paschen sorozat). Már a kvantum előtti időszakban is észrevették, hogy minden sorozat egy egyszerű egyenletnek felel meg:

atomi molekulapálya kvantálás

A hidrogénatom háromdimenziós, ezért a Schrödinger-egyenletnek mindhárom dimenzióban tartalmaznia kell a kinetikus energiát, és valamivel bonyolultabb lesz, mint a jelen fejezet 1.1. szakaszában bemutatott egydimenziós mozgás egyenlete. A hullámfüggvény valószínűségi értelmezéséből következő peremfeltételek felállításával történő megoldása során a következő következtetéseket vontuk le.

1. El kell fogadnunk, hogy három dimenzió nélküli kvantumszám van, amelyeket az n, / és m szimbólumok jelölnek. Az n kvantumszám megjelenését az okozza, hogy az elektron megváltoztathatja az atommagtól való távolságát. . Kvantum

számok / és T Az elektron szögimpulzusához kapcsolódnak, amely három dimenzióban keringhet az atommag körül. A / szám a szögimpulzus nagyságát és a számot jellemzi T- a szögimpulzus térbeli orientációja, mivel a szögimpulzus vektormennyiség. A peremfeltételekből következő kvantumszámok elfogadható értékei n - 1, 2, 3.;

2. Általánosságban elmondható, hogy egy elektron energiája mindhárom kvantumszámtól, vagy legalább kettőtől függ, de a hidrogénatom (de nem más atomok) sajátossága, hogy az elektron energiája csak n-től függ ezért n-t főkvantumszámnak nevezzük. (Tehát n = 3l esetén 0, 1 és 2 értéket vehet fel, de az elektron energiája állandó marad.) A megengedett energiák En = R/n2 alakú energiák lesznek.

A hidrogénatom atomi pályái nagyon fontosak, mert megmutatják, hogyan oszlik el az elektron (vagy elektronsűrűség) a térben. Az AO w (r) amplitúdója a tér különböző helyein eltérő, és annak a valószínűsége, hogy az r pont körül valamilyen infinitezimális df tartományban elektront találunk. Egy elektron térbeli eloszlása ​​úgy ábrázolható, hogy a diagramon különböző árnyékolási sűrűségekkel jelzi a magnitúdót. Egyes hidrogén-AO-k sűrűségeloszlását az 1.1. ábra mutatja

A hidrogénatom alapállapotú pályája nagyon egyszerű: gömbszimmetrikus, és sűrűsége exponenciálisan csökken, ahogy távolodik az atommagtól. Ezért a legvalószínűbb, hogy az atommag közelében találunk egy elektront, ahol q/ és így y? ^ maximálisak. Ez összhangban van azzal az elképzeléssel, hogy a legalacsonyabb potenciális energia eléréséhez az elektronnak az atommaghoz kell nyúlnia. Az orbnthal azonban nem teljesen „nyomódik” a maghoz, hanem a tőle meglehetősen távoli területekre terjed ki. Ez a helyzet abból adódik, hogy nemcsak az elektron potenciálja, hanem kinetikus energiája is nagy jelentőséggel bír. Ez utóbbi nem ábrázolható az atommag körüli pályán történő mozgás kinetikus energiájaként, ami egy centrifugális erő megjelenéséhez vezet, amely távol tartja az elektront az atommagtól, mivel az elektron szögimpulzusa a hidrogén alapállapotában atom nulla. (Amikor n = 1, akkor csak egy kvantumszámú impulzusimpulzus lehet: / = 0, tehát egyenlő nullával.) Így klasszikus értelemben a hidrogénatom alapállapotában lévő elektron nem forog körülötte. a mag, hanem egyszerűen sugár mentén leng. Ehhez kapcsolódik a mozgási energiája. A kvantumelmélet szempontjából az elektron mozgási energiája a sugárirányban terjedő elektron hullámhosszához kapcsolódik. Ha a pályát a mag felé „nyomjuk”, a sugárirányú hullámhossz elkerülhetetlenül csökken, és ezért a mozgási energia növekszik (1.1. fejezet). A valódi orbnthal a közepesen alacsony potenciális energia és a közepesen magas kinetikus energia közötti kompromisszum eredménye. Az atommaghoz közelebb az elektronsűrűség nagyobb, de az atommagtól távolabb is jelen van.

1.1

Minden nulla szögimpulzusú pályát s pályának nevezünk. A legalacsonyabb energiájú pályát 1s pályának nevezzük. Ha n= 2 és 7=0, akkor ez egy 2s pálya. Energiája két okból is nagyobb, mint az 1s pálya energiája. Először is van egy radiális csomópontja (1.2. ábra), amely egy gömbfelület, amelyen belül és kívül a hullámfüggvény eltérő előjelű, és ezen a felületen magán az elektronsűrűség nulla. A csomópontok megjelenése bármely pályán megnöveli az ezen a pályán elfoglalt elektron energiáját, és minél több csomópont van, annál nagyobb a pálya energiája.

Ez annak köszönhető, hogy a csomópontok számának növekedésével az elektron hullámhossza rövidül, azaz. nagyobb számú félakarat esik ugyanarra a térterületre, és ezért a mozgási energiája megnő. Másodszor, a 2s pálya energiájának növekedése az 1s pályához képest abból adódik, hogy a 2s pálya az atommagtól távolabbra nyúlik, ezért a benne lévő elektron potenciális energiája nagyobb, mint az 1s-ben. orbitális. Hasonló megjegyzések tehetők a magasabban fekvő s-pályákra vonatkozóan: stb.

1.2. ábra

Orbital s n= Az 1-nek nincsenek csomópontjai. Az n=2-es pályáknak egy csomópontja van, az n=3-as pályáknak két csomópontja van stb. Az inverziós szimmetria-művelet tekintetében (az inverzió középpontja egybeesik a mag középpontjával) minden s-pálya szimmetrikus, minden s-pálya antiszimmetrikus, minden s-pálya szimmetrikus stb.

Ha n=0, az egyetlen megengedett érték l, az nulla, de ha n = 2, akkor a pálya szögimpulzusának kvantumszáma 0 (2n-pálya al) vagy 1 értéket vehet fel. Ha n = 1, akkor az atompályákat ún. R- orbngalei. Nál nél n = 2És l= 1 van 2p-orbnthal. Abban különbözik a 2s pályától, hogy az azt elfoglaló elektron nagyságrendű orbitális szögimpulzussal rendelkezik (2) A szögmomentum egy szögcsomó jelenlétének következménye (1.2. ábra), amely, ahogy mondani szokták, „görbületet visz be a hullámfüggvény szögváltozása” (a labda súlyzóvá változik). Az orbitális szögmomentum jelenléte erősen befolyásolja a pálya radiális alakját. Míg az atommagban az összes 5-ös pálya értéke nem nulla, ott nincsenek 1-es pályák. Ez úgy képzelhető el, hogy az elektront a pálya szögimpulzusa kidobja az atommagból. Egy elektronnak az atommaghoz való Coulomb-vonzási ereje arányos 1/r-rel, ahol r az atommagtól való távolság, és az elektronokat az atommagból taszító centrifugális erő arányos r 3-val (3 a szögimpulzus). Ezért, ha a szögimpulzus <0, nagyon kis r-nél a centrifugális erő meghaladja a Coulomb-erőt. Ez a centrifugális hatás az AO-ban is megnyilvánul l=2, amelyeket 1s pályáknak nevezünk, l=3 (s-pályák) és magasabb pályák (Ј-, /? -, y-pályák). Mindezek a pályák abból a tényből adódóan, hogy /^0 nulla amplitúdójú az atommagnál, és ezért az elektronok megtalálásának valószínűsége nulla.

U 2/? - orbntali nincs sugárcsomópont, de 3/? - a pályán megvan. Az alei alsó atomi pályáinak vázlatai, amelyek az AO tulajdonságait és szimmetriáját mutatják (de nem az elektron valószínűségi eloszlását a pályán belül, mint az 1.1. ábrán), az 1.2. ábrán láthatók a világos és sötét területek ahol a hullámfüggvény különböző előjelű. Mivel az előjelválasztás tetszőleges, nem mindegy, hogy a sötét területeket a pozitív és a világos területekhez társítjuk a hullámfüggvény negatív előjeléhez, vagy fordítva. Az orbntalok világos és sötét területei közötti határ egy csomópont, azaz. az a hely, ahol a hullámfüggvény nulla, vagy más szóval az a hely, ahol a hullámfüggvény megfordítja az előjelet. Minél több csomópont, annál nagyobb az adott AO-t elfoglaló elektron energiája.

Mivel l=0 pályákra a kvantumszám T+1, 0 és -1 értékeket vehet fel. Különféle értékek T különböző orientációjú pályáknak felelnek meg az m = 0-val rendelkező p-Orbitalnak a szögimpulzus nulla vetülete van a 2-es tengelyre (1.2. ábra), és emiatt ún. R 2 - orbitális. Kilátás R 2 - orbntali (lásd 1.1. és 1.2. ábra) azt jelzi, hogy az elektronsűrűség „holtágban gyűlik össze” a 2. tengely mentén. Ebben az esetben van egy vízszintes csomósík, amely áthalad az atommagon, és ebben mekkora az elektron megtalálásának valószínűsége. sík nulla. Két másik R - A pályák hasonló képekkel ábrázolhatók a „pengék” tengelyek mentén történő tájolásával henna(lásd 1.1. ábra), ezért nevezik őket R x és R nál nél - orbnthals.

Ha /? =3, akkor / felveheti a 0, 1 és 2 értékeket. Ez egy 3^-orbngalira vonatkozik, három 3/? - orbngals és öt 3^-orbngals öt, mióta / = 2 T 2, 1, 0, - 1 és - 2 értéket vehet fel. Mind Ó- az orbntalok amplitúdója nulla a mag közelében. Nincsenek radiális csomópontjaik (4с1 - az orbnthaloknak sugárirányú csomópontjaik vannak), de mindegyiknek két csomópontja van (lásd 1.2. ábra).

Fentebb elmondtuk, hogy egy elektron energiája a hidrogénatomban az általa elfoglalt pálya főkvantumszámától függ, és nem függ a pálya szögimpulzusától. Így egy hidrogénatomban a 2p pályán lévő elektronnak ugyanolyan energiája van, mint bármelyik 2p pályán. Ha a különböző pályák energiája azonos, akkor ún elfajzott. A hidrogénatom degenerálódása kivételes dolog, és a fizikában a Coulomb-potenciál speciális formája magyarázza.

Kémiai elem- egy meghatározott típusú atom, amelyet névvel és szimbólummal jelölnek meg, és amelyet rendszám és relatív atomtömeg jellemez.

táblázatban Az 1. táblázat felsorolja a gyakori kémiai elemeket, megadja azokat a szimbólumokat, amelyekkel jelöljük őket (zárójelben a kiejtés), a sorozatszámokat, a relatív atomtömegeket és a jellemző oxidációs állapotokat.

Nulla Egy elem oxidációs állapota egyszerű anyagában (anyagaiban) nincs feltüntetve a táblázatban.

Ugyanannak az elemnek minden atomja ugyanannyi protont tartalmaz az atommagban és ugyanannyi elektront a héjban. Tehát egy elem atomjában hidrogén N értéke 1 p + a magban és a periférián 1 e- ; elemi atomban oxigén O az 8 p + a magban és a 8 e- héjban; elem atom alumínium Al 13-at tartalmaz R+ a magban és a 13 e- burokban.

Ugyanazon elem atomjai az atommagban lévő neutronok számában különbözhetnek az ilyen atomokat izotópoknak nevezzük. Szóval, az elem hidrogén H három izotóp: hidrogén-1 (különleges név és szimbólum protium 1 H) 1-gyel p + a magban és az 1 e- héjban; hidrogén-2 (deutérium 2 N vagy D) 1-gyel p +és 1 P 0 a magban és 1 e- héjban; hidrogén-3 (trícium 3 N vagy T) 1-gyel p +és 2 P 0 a magban és 1 e- burokban. Az 1H, 2H és 3H szimbólumokban a felső index jelzi tömegszám– az atommagban lévő protonok és neutronok számának összege. Egyéb példák:

Elektronikus képlet bármely kémiai elem atomja a D. I. Mengyelejev-féle elemek periódusos rendszerében elfoglalt helyének megfelelően meghatározható a táblázatból. 2.

Bármely atom elektronhéja fel van osztva energiaszintek(1., 2., 3. stb.), a szintek fel vannak osztva alszintek(betűkkel jelezve s, p, d, f). Az alszintek a következőkből állnak atomi pályák– a tér azon területei, ahol valószínűleg elektronok tartózkodnak. A pályák jelölése 1s (1. szintű s-alszintű orbitál), 2 s, 2R, 3s, 3p, 3d, 4s... A pályák száma az alszinteken:

Az atomi pályák elektronokkal való feltöltése három feltétellel összhangban történik:

1) minimális energia elve

Elektronok töltik ki a pályákat, kezdve az alacsonyabb energiájú alszinttől.

Az alszintek növekvő energiájának sorrendje:

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

2)kizárási szabály (Pauli elv)

Egy pálya legfeljebb két elektront tud befogadni.

Egy pályán lévő elektront párosítatlannak, két elektront páratlannak nevezünk elektronikus pár:

3) a maximális többszörösség elve (Hund szabálya)

Egy alszinten belül az elektronok először félig, majd teljesen kitöltik az összes pályát.

Minden elektronnak megvan a saját jellemzője - spin (hagyományosan felfelé vagy lefelé mutató nyíl jelzi). Az elektron spinek összeadódnak vektorokként, adott számú elektron spineinek összege egy részszinten kell, hogy legyen maximális(többszörösség):

A H-ból származó elemek atomjai szintjeinek, részszintjeinek és pályáinak feltöltése elektronokkal (Z = 1) Kr.-ig (Z = 36) ábrán látható energia diagram(a számok a kitöltési sorrendnek felelnek meg, és egybeesnek az elemek sorszámával):

Az elkészült energiadiagramokból elektronikus képletek elemek atomjai. Az adott alszint pályáin lévő elektronok számát a betűtől jobbra lévő felső indexben jelöljük (például 3 d 5 az 5 elektron Z-nként d-alszint); először az 1. szint elektronjai következnek, majd a 2., 3. stb. A képletek lehetnek teljesek és rövidek, utóbbiak zárójelben tartalmazzák a megfelelő nemesgáz szimbólumát, amely a képletét közvetíti, sőt, Zn-nel kezdődően. , kitöltött belső d-alszint. Példák:

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

8 O = 1s 2 2s 2 2p 4= [2 Ő] 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 = 1 mp 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p 6 3d 1 4s 2= [18 Ar] 3d 1 4s 2

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

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

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

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

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

A zárójeleken kívül elhelyezett elektronokat ún vegyérték.Ők azok, akik részt vesznek a kémiai kötések kialakításában.

A kivételek a következők:

24 Cr = 1 mp 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p 6 3d 5 4s 1= [18 Ar] Зd 5 4s 1(nem 3d 4 4s 2!),

29 Cu = 1 mp 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p 6 3d 10 4s 1= [18 Ar] 3d 10 4s 1(nem 3d 9 4s 2!).

1. Cím, nem releváns a hidrogénizotópokhoz, is

1) deutérium

2) oxónium

2. A fématom vegyérték-alszintjeinek képlete az

3. Egy vasatom alapállapotában a párosítatlan elektronok száma

4. Egy alumíniumatom gerjesztett állapotában a párosítatlan elektronok száma egyenlő

5. A 3d 9 4s 0 elektronikus képlet a kationnak felel meg

6. Az E 2- 3s 2 3p 6 anion elektronképlete megfelel az elemnek

7. Az Mg 2+ kationban és az F anionban lévő összes elektronszám egyenlő