Elektronická konfigurácia zn2. Štruktúra komplexných zlúčenín. Molekulárna orbitálna teória
Najdôležitejším úspechom TCT je dobré vysvetlenie dôvodov pre konkrétnu farbu komplexných zlúčenín. Predtým, ako sa pokúsime vysvetliť dôvod výskytu farby v komplexných zlúčeninách, pripomeňme, že viditeľné svetlo je elektromagnetické žiarenie, ktorého vlnová dĺžka je v rozsahu od 400 do 700 nm. Energia tohto žiarenia je nepriamo úmerná jeho vlnovej dĺžke:
E = h x n = h x c/l
Energia 162 193 206 214 244 278 300
E, kJ/mol
Vlnová dĺžka 760 620 580 560 490 430 400
Ukazuje sa, že energia štiepenia úrovne d kryštálovým poľom, označená symbolom D, má rádovo rovnakú veľkosť ako energia fotónu viditeľného svetla. Preto komplexy prechodných kovov môžu absorbovať svetlo vo viditeľnej oblasti spektra. Absorbovaný fotón excituje elektrón z nižšej energetickej hladiny d-orbitálov na vyššiu úroveň. Vysvetlíme si to na príklade 3+. Titán (III) má len 1 d-elektrón, komplex má len jeden absorpčný pík vo viditeľnej oblasti spektra. Maximálna intenzita 510 nm. Svetlo pri tejto vlnovej dĺžke spôsobí, že d elektrón sa presunie z nižšej energetickej hladiny d orbitálov na vyššiu. V dôsledku absorpcie žiarenia molekula absorbovanej látky prechádza zo základného stavu s minimálnou energiou E 1 do stavu E 2 s vyššou energiou. Excitačná energia sa rozdeľuje na jednotlivé vibračné energetické hladiny molekuly a mení sa na tepelnú energiu. Elektronické prechody spôsobené absorpciou presne definovaných kvánt svetelnej energie sa vyznačujú prítomnosťou presne definovaných absorpčných pásov. Okrem toho k absorpcii svetla dochádza iba v prípade, keď sa energia absorbovaného kvanta zhoduje s energetickým rozdielom DE medzi hladinami kvantovej energie v konečnom a počiatočnom stave absorbujúcej molekuly:
DE = E 2 – E 1 = h×n = h×c/l,
kde h je Planckova konštanta; n je frekvencia absorbovaného žiarenia; c je rýchlosť svetla; l je vlnová dĺžka absorbovaného svetla.
Keď je vzorka látky osvetlená svetlom, odrazené lúče zo všetkých farieb neabsorbovaných vzorkou vstupujú do nášho oka. Ak vzorka pohltí svetlo všetkých vlnových dĺžok, lúče sa od nej neodrážajú a takýto predmet sa nám javí ako čierny. Ak vzorka svetlo vôbec neabsorbuje, vnímame ho ako biele alebo bezfarebné. Ak vzorka absorbuje všetky lúče okrem oranžovej, javí sa ako oranžová. Je možná aj iná možnosť - vzorka sa môže javiť ako oranžová aj vtedy, keď do nášho oka vstupujú lúče všetkých farieb okrem modrej. Naopak, ak vzorka absorbuje iba oranžové lúče, javí sa ako modrá. Modrá a oranžová sa nazývajú doplnkové farby.
Postupnosť spektrálnych farieb: Komu každý O lovec a chce h nie, G de s ide f adhan - Komučervená, O rozsah, ažltá, h zelená , G Modrá, s Modrá , f Fialová
Pre akvakomplex 3+ je číselná hodnota D calc. = 163 kJ/mol zodpovedá hranici viditeľného červeného žiarenia, preto sú vodné roztoky solí Fe 3+ prakticky bezfarebné. Hexacyanoželezitan (III) má D dist. = 418 kJ/mol, čo zodpovedá absorpcii v modrofialovej časti spektra a odrazu v žltooranžovej. Roztoky obsahujúce hexakyanoželezitanové (III) ióny sú žlté s oranžovým odtieňom. D hodnota 3+ je malý v porovnaní s 3-, čo odráža nie príliš vysokú väzbovú energiu Fe 3+ -OH 2. Vysoká energia štiepenia 3- naznačuje, že väzbová energia Fe3+-CN je väčšia, a preto je na elimináciu CN potrebné viac energie. Z experimentálnych údajov je známe, že molekuly H20 v 3+ koordinačnej sfére majú priemernú životnosť asi 10 -2 s a 3- komplex odštiepuje CN - ligandy extrémne pomaly.
Pozrime sa na niekoľko príkladov, ktoré nám umožňujú riešiť problémy pomocou TCP.
Príklad: ión komplexu trans++ absorbuje svetlo hlavne v červenej oblasti spektra - 640 nm. Aká je farba tohto komplexu?
Riešenie: keďže predmetný komplex absorbuje červené svetlo, jeho farba by mala byť zelená, doplnková k červenej.
Príklad: ióny A1 3+, Zn 2+ a Co 2+ sú v oktaedrickom prostredí ligandov. Ktoré z týchto iónov môžu absorbovať viditeľné svetlo a v dôsledku toho sa nám javia ako farebné?
Riešenie: ión A1 3+ má elektronickú konfiguráciu . Keďže nemá žiadne vonkajšie d elektróny, nie je zafarbený. Ión Zn 2+ má elektronickú konfiguráciu - 3d 10. V tomto prípade sú všetky d-orbitály naplnené elektrónmi. Orbitály d x 2– y2 a d x 2 nedokážu prijať elektrón excitovaný z nižšej energetickej hladiny orbitálov d xy , d yz , d xz. Preto je komplex Zn 2+ tiež bezfarebný. Ión Co2+ má elektronickú konfiguráciu - d7. V tomto prípade je možné presunúť jeden d-elektrón zo spodnej energetickej hladiny orbitálov d xy, d yz, d xz na hornú energetickú hladinu orbitálov d x 2– y2 a d x 2. Preto je komplex iónov Co 2+ zafarbený.
Príklad: ako vysvetliť, prečo je farba diamagnetických komplexov 3+, 3+, 3– oranžová, kým farba paramagnetických komplexov 3–, 0 je modrá?
Riešenie: oranžová farba komplexov indikuje absorpciu v modrofialovej časti spektra, t.j. v oblasti krátkych vlnových dĺžok. Rozdelenie týchto komplexov je teda veľká hodnota, ktorá zabezpečuje ich príslušnosť k komplexom s nízkou rotáciou (D>P). Elektrónové párovanie (konfigurácia d 6, všetkých šesť elektrónov na podúrovni t 2g) je spôsobené tým, že ligandy NH 3, en, NO 2 - patria na pravú stranu spektrochemického radu. Preto pri komplexovaní vytvárajú silné pole. Zafarbenie druhej skupiny komplexov na modro znamená, že absorbujú žltočervenú energiu, t.j. dlhovlnná časť spektra. Keďže vlnová dĺžka, pri ktorej komplex absorbuje svetlo, určuje mieru štiepenia, môžeme povedať, že hodnota D je v tomto prípade relatívne malá (D<Р). Это и понятно: лиганды F – и H 2 O находятся в левой части спектрохимического ряда и образуют слабое поле. Поэтому энергии расщепления D в данном случае недостаточно для спаривания электронов кобальта (III) и электронная конфигурация в этом случае - t 4 2g ,е 2 g , а не t 6 2g e 0 g .
Príklad: pomocou teórie kryštálového poľa vysvetlite, prečo je komplexný ión vo vodnom roztoku bezfarebný a 2 je sfarbený na zeleno?
Riešenie : komplex - tvorený katiónom medi Cu + s elektrónovou konfiguráciou 3d 10 4s 0, všetky d-orbitály sú vyplnené, prenos elektrónov je nemožný, preto roztok nie je zafarbený. Komplex 2- je tvorený katiónom Cu 2+, ktorého elektrónová konfigurácia je 3d 9 4s 0, preto je na podúrovni d– vakancia. Prechod elektrónov pri absorpcii svetla na d-podúrovni určuje farbu komplexu. Vodné komplexy medi (C) majú vo vodnom roztoku modrú farbu, zavedenie chloridových iónov do vnútornej sféry komplexu vedie k vytvoreniu komplexu zmiešaných ligandov, čo spôsobí, že roztok zmení farbu na zelenú.
Príklad: Pomocou metódy valenčnej väzby, berúc do úvahy teóriu kryštálového poľa, určite typ hybridizácie centrálneho atómu a predpovedajte geometrický tvar komplexov:
- + -
Riešenie: Z uvedených komplexov si vyberieme zlúčeniny tvorené E +, sú to:
+ - 3-
- + .
Chemická väzba v týchto komplexoch je tvorená donorovo-akceptorovým mechanizmom, donory elektrónov sú ligandy: molekuly amoniaku a kyanidové ióny (monodentátne ligandy) a tiosíranové ióny (bidentátny ligand). Akceptorom elektrónov je katión E +. Elektronická konfigurácia (n-1)d 10 ns 0 np 0 . Na tvorbe dvoch väzieb s monodentátnymi ligandami sa podieľajú vonkajšie ns- a np-orbitály, typ hybridizácie centrálneho atómu je sp, geometrický tvar komplexov je lineárny, nie sú tam nespárované elektróny, ión je diamagnetický . Keď sa s bidentátnym ligandom vytvoria štyri väzby donor-akceptor, na MBC sa podieľa jeden s-orbitál a tri p-orbitály centrálneho atómu, typ hybridizácie je sp 3, geometrický tvar komplexu je tetraedrický, tam nie sú nepárové elektróny.
Druhá skupina komplexov:
- - - 3+
tvorený iónom zlata (III), ktorého elektrónová konfigurácia je 5d 8 6s 0. Ligandy podieľajúce sa na tvorbe komplexov možno rozdeliť v súlade so spektrochemickým radom ligandov na slabé: chloridové a bromidové ióny a silné: ióny amoniaku a kyanidu. V súlade s Hundovým pravidlom sú v 5d orbitáloch dva nepárové elektróny a sú zadržané pri vytváraní väzieb donor-akceptor s ligandami so slabým poľom. Na vytvorenie väzieb poskytuje katión zlata jeden 6s a tri 6p orbitály. Typ hybridizácie centrálneho sp 3 atómu. Priestorová štruktúra komplexného iónu je tetraedrická. Existujú dva nepárové elektróny, komplex je paramagnetický.
Pod vplyvom silných ligandov poľa sa elektróny zlatého (III) iónu spárujú s uvoľnením jedného 5d orbitálu. Jeden 5d-, jeden 6s- a dva 6p-orbitály centrálneho atómu sa podieľajú na tvorbe štyroch väzieb donor-akceptor. Hybridizačný typ dsp 2. Výsledkom je rovinná štvorcová štruktúra komplexného iónu. Neexistujú žiadne nepárové elektróny, komplexy sú diamagnetické.
Farba roztoku komplexu závisí od jeho zloženia, štruktúry a je určená vlnovou dĺžkou l max zodpovedajúcou maximu absorpčného pásma, intenzitou pásu, ktorá závisí od toho, či je zakázaný kvantovo-chemicky zodpovedajúci elektronický prechod. a rozmazanie absorpčného pásma, ktoré závisí od množstva parametrov, ako je elektronická štruktúra komplexu, intenzita tepelného pohybu v systéme, stupeň skreslenia pravidelného geometrického tvaru koordinačného mnohostenu atď.
Teória metódy valenčných väzieb
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 4s 0 4d 0
V súlade s Hundovo pravidlo elektróny na vonkajšej energetickej úrovni sú usporiadané takto:
Komplexotvorný prostriedok má koordinačné číslo k.n. = 6, preto môže pripojiť 6 ligandov, z ktorých každý má osamelý elektrónový pár a je teda donorom elektrónov. Akceptor (komplexujúce činidlo) musí poskytnúť šesť voľných orbitálov na umiestnenie šiestich elektrónových párov. Keď sa vytvorí komplexný ión 3+, štyri nepárové elektróny v d – stave Co 3+ najskôr vytvoria elektrónové páry, v dôsledku čoho sa uvoľnia dva 3d orbitály:
Potom sa vytvorí komplexný ión 3+, ktorý má nasledujúcu štruktúru:
Vnútorné 3d orbitaly a vonkajšie 4s a 4p orbitaly sa podieľajú na tvorbe tohto komplexného iónu. Typ hybridizácie - d 2 sp 3 .
Prítomnosť iba párových elektrónov naznačuje diamagnetické vlastnosti iónu.
Teória kryštálového poľa
Teória kryštálového poľa je založený na predpoklade, že spojenie medzi komplexotvorným činidlom a ligandmi je čiastočné. Zohľadňuje sa však vplyv elektrostatického poľa ligandov na energetický stav elektrónov centrálneho iónu.
Uvažujme dve komplexné soli: K 2 a K 3 .
K 2 – má štvorstennú priestorovú štruktúru ( sp 3 - hybridizácia)
K 3 – má oktaedrickú priestorovú štruktúru ( sp 3 d 2 - hybridizácia)
Komplexotvorné činidlá majú nasledovné elektronická konfigurácia:
d – elektróny rovnakej energetickej hladiny sú rovnaké v prípade voľného atómu alebo iónu. Ale pôsobenie elektrostatického poľa ligandov prispieva k štiepeniu energetických hladín d-orbitálov v centrálnom ióne. A čím silnejšie je pole vytvorené ligandami, tým väčšie je štiepenie (pre rovnaké komplexotvorné činidlo). Ligandy sú podľa ich schopnosti spôsobiť rozdelenie energetických hladín usporiadané v rade:
CN — > NO 2 — > NH 3 > SCN — > H 2 O > OH — > F — > Cl — > Br — > I —
Štruktúra komplexného iónu ovplyvňuje charakter štiepenia energetických hladín komplexotvorného činidla.
O oktaedrická štruktúra komplexný ión, d γ -orbitály (d z 2 -, d x 2 - y 2 -orbitály) podliehajú silná interakcia ligandového poľa, a elektróny týchto orbitálov môžu mať vyššiu energiu ako elektróny d ε -orbitálov (d xy, d xz, d yz - orbitály).
Rozdelenie energetických hladín pre elektróny v d-stave v oktaedrickom poli ligandov možno znázorniť v forma diagramu:
Tu Δ oct je štiepiaca energia v oktaedrickom poli ligandov.
S tetraedrickou štruktúrou z komplexného iónu, d γ orbitaly majú nižšiu energiu ako d ε orbitaly:
Tu Δtetr je energia štiepenia v tetraedrickom poli ligandov.
Štiepna energia Δ určená experimentálne z absorpčných spektier svetelných kvánt látkou, ktorej energia sa rovná energii zodpovedajúcich elektrónových prechodov. Absorpčné spektrum, ako aj farba komplexných zlúčenín d-prvkov je spôsobená prechodom elektrónov z d-orbitálu s nižšou energiou na d-orbitál s vyššou energiou.
V prípade soli K3 je teda po absorpcii svetelného kvanta pravdepodobný elektrónový prechod z orbitálu d ε na orbitál d γ. To vysvetľuje, že táto soľ má oranžovo-červenú farbu. A soľ K2 nedokáže absorbovať svetlo a v dôsledku toho je bezfarebná. Vysvetľuje sa to tým, že prechod elektrónov z orbitálu d γ na orbitál d ε nie je realizovateľný.
Molekulárna orbitálna teória
metóda MO bola predtým diskutovaná v sekcii.
Pomocou tejto metódy znázorníme elektronickú konfiguráciu vysokospinového komplexného iónu 2+.
Elektronická konfigurácia iónu Ni 2+:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 8 4p 0 4d 0 alebo …4s 0 3d 8 4p 0 4d 0
V komplexnom ióne 2+ podieľať sa na tvorbe chemických väzieb 8 elektrónov centrálny ión Ni 2+ a 12 elektrónov šiestich NH 3 ligandov.
Komplexný ión Má oktaedrická štruktúra. Tvorba MO je možná iba vtedy, keď sú energie počiatočných interagujúcich častíc blízko vo svojich hodnotách a sú tiež podľa toho orientované v priestore.
V našom prípade 4s orbitál iónu Ni 2+ sa rovnako prekrýva s orbitálmi každého zo šiestich ligandov. V dôsledku toho vznikajú molekulové orbitály: väzba σ s b a antiväzba σ s dis.
Prekrytie troch 4p orbitálov komplexotvorného činidla s orbitálmi ligandov vedie k vytvoreniu šiestich σp-orbitálov: väzba σ x, σ y, σ z a antiväzba σ x, σ y, σ z.
Prekrývajúce sa dz2 a dx2 - y2 komplexotvorné činidlo s orbitálmi ligandov prispieva k vytvoreniu štyroch molekulových orbitálov: dvoch väzbových σ väzba x 2 - y 2, σ väzba z 2 a dvoch protiväzbových σ zlom x 2 - y 2, σ rez z 2.
Orbitály d xy, d xz, d yz iónu Ni 2+ sa neviažu na orbitály ligandov, pretože nie sú namierené proti nim. V dôsledku toho sa nezúčastňujú na tvorbe väzby σ a sú to neväzbové orbitály: π xz, π xy, π yz.
Celkom komplexný 2+ ión obsahuje 15 molekulových orbitálov. Usporiadanie elektrónov možno znázorniť takto:
(σ s св) 2 (σ х св) 2 (σ y св) 2 (σ z св) 2 (σ св x 2 - y 2) 2 (σ св z 2) 2 (π xz) 2 (π xy) 2 (π yz) 2 (σ veľkosť x 2 - y 2) (σ veľkosť z 2)
Vznik molekulových orbitálov je schematicky znázornený na nasledujúcom diagrame:
Pozrime sa na úlohu č.1 z možností Jednotnej štátnej skúšky na rok 2016.
Úloha č.1.
Elektronický vzorec vonkajšej elektrónovej vrstvy 3s²3p6 zodpovedá štruktúre každej z dvoch častíc:
1. Arº a Kº 2. Cl‾ a K+ 3. S²‾ a Naº 4. Clº a Ca2+
Vysvetlenie: medzi možnosťami odpovede sú atómy v neexcitovanom a excitovanom stave, to znamená, že elektrónová konfigurácia, povedzme, draslíkového iónu nezodpovedá jeho polohe v periodickej tabuľke. Zoberme do úvahy možnosť 1 Arº a Kº. Napíšme ich elektronické konfigurácie: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - vhodná elektronická konfigurácia len pre argón. Zoberme do úvahy možnosť odpovede č. 2 - Cl‾ a K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. teda správna odpoveď je 2.
Úloha č.2.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
Vysvetlenie: lebo píšeme elektronickú konfiguráciu argónu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Vápnik nie je vhodný, pretože má o 2 elektróny viac. Pre draslík: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Správna odpoveď je 2.
Úloha č.3.
Prvok, ktorého atómová elektrónová konfigurácia je 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 tvorí zlúčeninu vodíka
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
Vysvetlenie: Pozrime sa na periodickú tabuľku, atóm síry má túto elektronickú konfiguráciu. Správna odpoveď je 4.
Úloha č.4.
Atómy horčíka a
1. Vápnik 2. Chróm 3. Kremík 4. Hliník
Vysvetlenie: Horčík má vonkajšiu konfiguráciu energetickej úrovne: 3s2. Pre vápnik: 4s2, pre chróm: 4s2 3d4, pre kremík: 3s2 2p2, pre hliník: 3s2 3p1. Správna odpoveď je 1.
Úloha č.5.
Atóm argónu v základnom stave zodpovedá elektrónovej konfigurácii častice:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
Vysvetlenie: Elektronická konfigurácia argónu v základnom stave je 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. S²‾ má elektronickú konfiguráciu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). Správna odpoveď je 1.
Úloha č.6.
Atómy fosforu a fosforu majú podobnú konfiguráciu vonkajšej energetickej hladiny.
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. N
Vysvetlenie: Zapíšme si elektrónovú konfiguráciu vonkajšej úrovne atómu fosforu: 3s2 3p3.
Pre hliník: 3s2 3p1;
Pre argón: 3s2 3p6;
Pre chlór: 3s2 3p5;
Pre dusík: 2s2 2p3.
Správna odpoveď je 4.
Úloha č.7.
Elektrónová konfigurácia 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 zodpovedá častici
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
Vysvetlenie: táto elektronická konfigurácia zodpovedá atómu argónu v základnom stave. Pozrime sa na možnosti odpovede:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
Správna odpoveď je 2.
Úloha č.8.
Ktorá elektronická konfigurácia zodpovedá distribúcii valenčných elektrónov v atóme chrómu:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
Vysvetlenie: Zapíšme si elektronickú konfiguráciu chrómu v základnom stave: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Valenčné elektróny sa nachádzajú v posledných dvoch podúrovniach 4s a 3d (tu jeden elektrón preskočí z podúrovne s na d). Správna odpoveď je 3.
Úloha č.9.
Atóm obsahuje tri nepárové elektróny na vonkajšej elektronickej úrovni v základnom stave.
1. Titán 2. Kremík 3. Horčík 4. Fosfor
Vysvetlenie: Aby sme mali 3 nepárové elektróny, prvok musí byť v skupine 5. teda správna odpoveď je 4.
Úloha č.10.
Atóm chemického prvku, ktorého najvyšší oxid je RO2, má konfiguráciu vonkajšej úrovne:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
Vysvetlenie: tento prvok má oxidačný stav (v tejto zlúčenine) +4, to znamená, že na vonkajšej úrovni musí mať 4 valenčné elektróny. teda správna odpoveď je 2.
(možno si myslíte, že správna odpoveď je 1, ale takýto atóm by mal maximálny oxidačný stav +6 (keďže vo vonkajšej úrovni je 6 elektrónov), ale potrebujeme, aby vyšší oxid mal vzorec RO2, atď. prvok by mal vyšší oxid RO3)
Zadania na samostatnú prácu.
1. Elektronická konfigurácia 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 zodpovedá atómu
1. Hliník 2. Dusík 3. Chlór 4. Fluór
2. Častica má osemelektrónový vonkajší obal
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. Atómové číslo prvku, ktorého atómová elektrónová štruktúra je 1s2 2s2 2p3 sa rovná
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. Počet elektrónov v ióne medi Cu2+ je
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. Atómy dusíka a
1. Síra 2. Chlór 3. Arzén 4. Mangán
6. Ktorá zlúčenina obsahuje katión a anión s elektrónovou konfiguráciou 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. Počet elektrónov v ióne železa Fe2+ je
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. Ión má elektronickú konfiguráciu inertného plynu
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. Atómy fluóru a fluóru majú podobnú konfiguráciu vonkajšej energetickej hladiny
1. Kyslík 2. Lítium 3. Bróm 4. Neón
10. Prvok, ktorého atómový elektrónový vzorec je 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 zodpovedá zlúčenine vodíka
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
Táto poznámka používa úlohy z kolekcie Unified State Exam 2016, ktorú upravil A.A. Kaverina.
Ak chcete spustiť túto aplikáciu, musíte povoliť JavaScript.Elektrónová konfigurácia atómu je vzorec znázorňujúci usporiadanie elektrónov v atóme podľa úrovní a podúrovní. Po preštudovaní článku sa dozviete, kde a ako sa nachádzajú elektróny, zoznámite sa s kvantovými číslami a budete vedieť zostrojiť elektrónovú konfiguráciu atómu podľa jeho čísla, na konci článku je tabuľka prvkov.
Prečo študovať elektronickú konfiguráciu prvkov?
Atómy sú ako stavebnica: existuje určitý počet častí, líšia sa od seba, ale dve časti rovnakého typu sú úplne rovnaké. Táto stavebnica je však oveľa zaujímavejšia ako plastová a tu je dôvod. Konfigurácia sa mení v závislosti od toho, kto je v blízkosti. Napríklad kyslík vedľa vodíka Možno premení na vodu, keď sa v blízkosti sodíka zmení na plyn, a keď sa priblíži k železu, úplne ho premení na hrdzu. Aby sme odpovedali na otázku, prečo sa to deje a predpovedali správanie atómu vedľa druhého, je potrebné študovať elektronickú konfiguráciu, o ktorej sa bude diskutovať nižšie.
Koľko elektrónov je v atóme?
Atóm pozostáva z jadra a okolo neho rotujúcich elektrónov; jadro pozostáva z protónov a neutrónov. V neutrálnom stave má každý atóm počet elektrónov rovný počtu protónov v jeho jadre. Počet protónov je určený atómovým číslom prvku, napríklad síra má 16 protónov - 16. prvok periodickej tabuľky. Zlato má 79 protónov - 79. prvok periodickej tabuľky. Podľa toho má síra v neutrálnom stave 16 elektrónov a zlato má 79 elektrónov.
Kde hľadať elektrón?
Pozorovaním správania elektrónu boli odvodené určité vzorce, ktoré sú popísané kvantovými číslami, celkovo sú štyri:
- Hlavné kvantové číslo
- Orbitálne kvantové číslo
- Magnetické kvantové číslo
- Spin kvantové číslo
Orbitálny
Ďalej namiesto slova orbita budeme používať termín „orbital“; orbital je vlnová funkcia elektrónu; zhruba je to oblasť, v ktorej elektrón trávi 90% svojho času.
N - úroveň
L - škrupina
M l - orbitálne číslo
M s - prvý alebo druhý elektrón v orbitáli
Orbitálne kvantové číslo l
Ako výsledok štúdia elektrónového oblaku zistili, že v závislosti od energetickej úrovne má oblak štyri hlavné formy: guľu, činky a dve ďalšie, zložitejšie. V poradí zvyšovania energie sa tieto formy nazývajú s-, p-, d- a f-obal. Každý z týchto obalov môže mať 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) a 7 (na f) orbitály. Orbitálne kvantové číslo je obal, v ktorom sa nachádzajú orbitály. Orbitálne kvantové číslo pre orbitály s, p, d a f má hodnoty 0, 1, 2 alebo 3.
Na s-plášte je jeden orbitál (L=0) - dva elektróny
Na obale p sú tri orbitály (L=1) - šesť elektrónov
Na obale d je päť orbitálov (L=2) - desať elektrónov
Na f-plášte je sedem orbitálov (L=3) - štrnásť elektrónov
Magnetické kvantové číslo m l
Na obale p sú tri orbitály, sú označené číslami od -L do +L, to znamená, že pre obal p (L=1) sú orbitály "-1", "0" a "1" . Magnetické kvantové číslo označujeme písmenom m l.
Vo vnútri obalu je jednoduchšie, aby sa elektróny nachádzali v rôznych orbitáloch, takže prvé elektróny vyplnia jeden v každom orbitále a potom sa ku každému pridá pár elektrónov.
Zvážte d-shell:
d-plášť zodpovedá hodnote L=2, čiže piatim orbitálom (-2,-1,0,1 a 2), prvých päť elektrónov vypĺňa škrupinu s hodnotami M l =-2, M l = -1, M, = 0, M, = 1, M, = 2.
Spinové kvantové číslo m s
Spin je smer otáčania elektrónu okolo svojej osi, existujú dva smery, takže kvantové číslo spinu má dve hodnoty: +1/2 a -1/2. Jedna energetická podúroveň môže obsahovať iba dva elektróny s opačnými spinmi. Spinové kvantové číslo sa označuje m s
Hlavné kvantové číslo n
Hlavným kvantovým číslom je energetická hladina, v súčasnosti je známych sedem energetických úrovní, každá je označená arabskou číslicou: 1,2,3,...7. Počet škrupín na každej úrovni sa rovná číslu úrovne: na prvej úrovni je jedna škrupina, na druhej dve atď.
Elektrónové číslo
Každý elektrón teda možno opísať štyrmi kvantovými číslami, kombinácia týchto čísel je jedinečná pre každú polohu elektrónu, vezmite si prvý elektrón, najnižšia energetická hladina je N = 1, na prvej úrovni je jeden obal, tzv. prvá škrupina na ľubovoľnej úrovni má tvar gule (s -shell), t.j. L=0, magnetické kvantové číslo môže nadobúdať iba jednu hodnotu, M l = 0 a spin bude rovný +1/2. Ak vezmeme piaty elektrón (v akomkoľvek atóme), potom jeho hlavné kvantové čísla budú: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Články k téme
