Som allerede nævnt er den moderne teori om kemisk binding baseret på den kvantemekaniske overvejelse af et molekyle som et system af elektroner og atomkerner.
Fra kurser i uorganisk kemi og fysik ved man, at elektroner er en stoftype, der både har egenskaberne som en partikel og en elektromagnetisk bølge.
Ifølge kvanteteorien beskrives elektronernes tilstand i et atom ved hjælp af fire kvantetal. n hovedkvantetal, I - azimutalt kvantetal, t
herlig quan-
maspitpoe
kvantetal og l
spin kvantetal.
En elektron i et atom er placeret i en bestemt atombane
hejse. En atomorbital (AO) er et område i rummet, inden for hvilket en elektron med størst sandsynlighed findes.
Elektronens tilstand bestemmes af elektronskyens afstand fra kernen, dens form, orientering i rummet og rotation af elektronen omkring sin egen akse.
Afhængigt af afstanden af elektronen fra atomets kerne ændres banen for dens bevægelse, det vil sige formen af atomorbitalen (fig. 2.1). Der er l, p, d, /-atomiske orbitaler, som adskiller sig fra hinanden i deres energireserve, og derfor i form af elektronskyen, altså i elektronens bane.
β-orbital
/O-orbital
O<-орбиталь
±i^. 2.1. 1sim&1richs^jil shiumy y-, i- og i-y!imp^1l iui1^1&i
atomare orbitaler af ^-typen er karakteriseret ved sfærisk symmetri; for elektroner af p-typen er der tre håndvægtformede orbitaler med samme energi, som er forskellige
2. Kemisk binding. Gensidig påvirkning af atomer i organiske forbindelser
kun fra hinanden ved orientering i rummet. рх, р_^, р^-data
orbitaler. I hver af dem er der et knudepunkt i p-kredsløbet, hvor sandsynligheden for at finde en elektron er nul. Der er fem mere komplekse geometriske former for de d-atomare orbitaler.
Elektronerne i 5-orbitalen er tættere på atomkernen og tiltrækkes af den med større kraft end p-elektronerne, som er fjernere og har større mobilitet. Elektronenergien falder i næste række.
/ > th > p > 5
En atomorbital, der ikke er optaget af elektroner, kaldes a-cant og betegnes konventionelt som □.
іі^іогідгіолістгіл /iv7iVII ііііл ігошійи
Ifølge quaptova-melapiske ideer om liminal
I en given binding er antallet af kovalente bindinger dannet af et atom bestemt af antallet af enkelte elektropylatomer orbitaler, det vil sige antallet af pesparepylelektrops. Men i virkeligheden danner grundstoffernes atomer et større antal kovalente bindinger, end de indeholder af det samme antal elektropper på det umiddelbare epergetiske niveau. For eksempel har et carbonatom i den ikke-exciterede tilstand to elektroder (I5 25 2p) og danner fire kovalente bindinger. Dette kan forklares med muligheden
overførsel af en 25-elektropa til 2p-underniveau (І5 25 2p).
Altså på atomets umiddelbare epergetiske niveau
Kulstof forbruges af fire pesparepylelektrops: en - 5 og tre - r. Da lymiske bindinger dannes af valente elektroper, så ville bindingerne, for eksempel i molekylet SI4, skulle være førsteordens: en CH-binding dannes af en 5-elektrop, og de tre andre dannes af p. I virkeligheden, i et metamorft molekyle, er alle forbindelser fuldstændig lige. For at forklare denne kendsgerning introduceres begrebet hybridisering af atomer og orbitaler i quaptian melapics. Ordet hybridisering betyder interaktion,
2p 2p 2p 2p 2p 2p
overlapning, blanding. Når en 5-elektronsky overlapper med tre /-elektronskyer, dannes fire kvalitativt nye hybridiserede elektronskyer eller atomorbitaler:
Fra flere AO'er, der er forskellige i form og ens i energi, dannes ved at kombinere (blanding, kombinere) det samme antal hybridiserede atomare orbitaler med samme form og ens i energi:
Hybridiserede orbitaler er mere geometrisk fordelagtige end ikke-hybridiserede, da de tillader en stigning i området for overlapning med andre atomers orbitaler, hvilket fører til dannelsen af stærkere bindinger. Resultatet af at overlappe en stor del af hybridorbitalen med andre atomers orbitaler er en kovalent binding.
Et carbonatom kan gennemgå tre typer hybridisering, der involverer s- og p-orbitaler, som hver svarer til en specifik valenstilstand for atomet.
Den første valenstilstand for carbon er hybridisering). Billede
dannelse af a-binding. Tilstanden af bp-hybridisering er resultatet af vekselvirkningen mellem en b- og tre p-atomare orbitaler (fig. 2.2).
1v + 3r = 4v.
25-orbital 2р2-orbital 2рu-orbital 2р2-orbital
Ris. 2.2. Skema for dannelse og placering i rummet af hybride 5p3-orbitaler
fire ep-hybride orbitaler
2. Kemisk binding. Gensidig påvirkning af atomer i organiske forbindelser 21
Fire lige store orbitaler danner en vinkel på 109° 28" mellem sig og er orienteret i rummet fra midten af et regulært tetraeder til dets hjørner. Denne placering er forbundet med AO'ernes ønske om at bevæge sig så langt som muligt fra hinanden pga. gensidig elektrostatisk frastødning. Placeringen af de atomare orbitaler bestemmer navnet på 5p3-hybridiseringstilstanden ligesom tetraedrisk.
Fraktionen af s-skyen i hver af de fire hybride sp3 orbitaler er lig med 7. Som et resultat af overlapningen af sådanne orbitaler med andre orbitaler,
bitaler (s, p, d og hybrid sp, sp, sp) langs linjen, der forbinder atomcentrene, danner kun simple kovalente eller st-bindinger (græsk "sigma"). Overlapningen af atomare orbitaler langs linjen, der forbinder atomernes centre, kaldes st-p overlap, eller aksial overlapning, da den maksimale elektrontæthed er placeret på aksen, der forbinder de to kerner (fig. 2.3).
o-overlapning
Ris. 2.3. Dannelse af a-bindinger i et ethanmolekyle
5p3-hybridiseringstilstanden er karakteristisk for alkaner. Lad os overveje dannelsen af s-bindinger ved at bruge ethan som et eksempel.
I ethanmolekylet dannes der som følge af aksial s-sp-overlapning seks SPN-bindinger, og på grund af overlapningen af sp-sp-orbitaler dannes en SP C-binding.
st-bindinger i mange organiske forbindelser dannes primært på grund af overlapningen af hybridiserede orbitaler.
Anden valenstilstand for carbon (sp-hybridisering). Dannelse af n-binding. Sp2-hybridiseringstilstanden er resultatet af interaktionen mellem en s og to p-orbitaler (fig. 2.4).
De tre ækvivalente sp hybrid orbitaler dannet er i samme plan i en vinkel på 120°, derfor kaldes sp hybridisering trigonal. Uhybridiseret p^-orbital
23-orbital 2px-orbital 2/3^-orbital
tre sp-hybride orbitaler og en p2 orbitaler
tre e-hybrid orbitaler
±i^. 2.4. ^1risp y!imy carbon
i ^p2 hybridisering
arrangement af hybridorbitaler. Andelen af ir-skyen i hver af de tre ar2-hybride irbitaler er lig med 1/år En sådan hybridisering er typisk for forbindelser med dobbeltbindinger, for eksempel ethylen (fig. 2.5).
ar-AO kulstof
o-overlap (o-binding)
Dannelse af n-binding i ethylenmolekylet
Kulstofatomerne i ethylenmolekylet er i lys hybridisering. På grund af overlapningen af tre hybride AO'er af hver af atimitiverne dannes st-bindinger (fire C-H og en C-C); og overlapningen af to uhybridiserede p-orbitaler i et plan vinkelret på st-bindingens plan (p-overlapning) fører til dannelsen af en p-binding. Dens maksimale elektrontæthed er koncentreret i to områder - over og under aksen, der forbinder atomernes centre. p-Forbindelsen er mindre stærk end st; det dannes kun mellem atomer, der er i π2 eller π hybridisering.
2. Kemisk binding. Gensidig påvirkning af atomer i organiske forbindelser 2
L;/-1IirIDI^yTSISH kaldes SShchS JIUneUnUU HU1UMJ, ikke to
sp-hybride orbitaler er placeret i en vinkel på 180°. De resterende to ikke-hybridiserede p^- og p^-orbitaler er placeret i to indbyrdes vinkelrette planer og er placeret vinkelret på sp-hybriden AO. Brøkdelen af s-skyen i hver af de to hybride sp-orbitaler er 1/2. Denne type hybridisering er typisk for forbindelser med en tredobbelt binding, for eksempel acetylen (fig. 2.7).
I et acetylenmolekyle danner sp-hybridiserede atomer to simple C-H-bindinger og en st-binding mellem to carbonatomer, og ikke-hybridiserede p-AO'er danner to p-bindinger placeret i indbyrdes vinkelrette planer.
For at beskrive kemiske bindinger fra et kvantemekanisk synspunkt anvendes to hovedmetoder: valensbindingsmetoden (VBC) og den molekylære orbitale metode (MO).
Valensbindingsmetoden blev foreslået i 1927 af W. Heitler og F. London. Metodens hovedbestemmelser er som følger. En kemisk binding er repræsenteret som et par elektroner med modsatte spins. Det er dannet som et resultat af overlappende atomare orbitaler.
l-overlap (i-forbindelse)
a-overlap (a-binding)
dannelse af l-bindingen i acetylenmolekylet
at iirj^isap^1^1 milsAulsh atomic irijul i^1iyu1SL ii^
ændringer, og et par bindingselektroner er lokaliseret mellem to atomer.
I modsætning til valensbindingsmetoden betragter den molekylære orbitalmetode molekylet ikke som en samling af atomer, der bevarer deres individualitet, men som en enkelt helhed. Det antages, at hver elektron i et molekyle bevæger sig i det samlede felt skabt af de resterende elektroner og alle atomkerner. Med andre ord, i et molekyle interagerer forskellige AO'er med hinanden for at danne en ny type orithals, kaldet molekylære orithals.
Overlapningen af to atomare orithals fører til dannelsen af to molekylære orithals (fig. 2.8).
□"-løsende MO
AO------AO^^)-
a-bindende MO
st*-løsner MO
a-bindende MO
En af dem har en lavere energi end den oprindelige AO,
ігі поошоасил ьошоўшси и ^^ншілнш, диуіал іладиасі илълг>х>і-
2. Kemisk binding. Gensidig påvirkning af atomer i organiske forbindelser 2:
SHaiI LPS^IISI, ChSM danner det LL^, og IilmVySISI scatter-
kålsuppe, eller antibonding orbital. Fyldningen af molekylære orbitaler med elektroner sker på samme måde som fyldning af atomare orbitaler, det vil sige efter Pauli-princippet og i overensstemmelse med Hunds regel. Den molekylære antibindings-orbital forbliver ledig i grundtilstanden. Dens fyldning med elektroner sker, når molekylet exciteres, hvilket fører til løsning af bindingen og opløsning af molekylet til atomer.
Efter at have afsluttet den formelle beskrivelse af kvantemekanisk bevægelse, blev det klart, at i atomrummet har hvert objekt en sådan karakteristik som en atomorbital.
Atomorbital(AO) - et område af rummet omkring kernen af et atom, hvori ifølge kvantemekanikkens love, er en elektron med en given energi højst sandsynligt placeret.
En elektrons energitilstand beskrives ved en funktion af tre heltal parametre p) I, t1U som kaldes kvantetal. Ved visse værdier af kvantetal er det muligt at opnå karakteristika for det område, hvor elektronen kan være placeret.
Kvantetal har følgende fysisk betydning:
- n - hovedkvantetal, karakteriserer orbitalens energiniveau og størrelse;
- / - orbital kvantetal, karakteriserer energiunderniveauet og formen af orbitalen;
- t ( - magnetisk kvantetal, tager højde for et eksternt magnetfelts indflydelse på elektronens energitilstand.
Hovedkvantetal n er naturlig og svarer til periodetallene i D.I. Mendeleevs tabel (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7). Det vigtigste kvantetal bestemmer hovedparten af energien af en elektron placeret i en given orbital. Dette kvantetal kaldes også energiniveau nummer. Jo flere P, jo større orbital størrelse.
Atomer, hvori elektroner er i højværdiorbitaler p(s> 8), kaldes Rydberg atomer. De første eksperimentelle data om Rydberg-atomer i radioastronomi blev opnået i 1964 af FIAP-medarbejdere (R.S. Sorochenko og andre) på et 22 meter reflekterende radioteleskop. Da teleskopet var orienteret mod Omega-tågen, var en emissionslinje med en bølgelængde på X = 3,4 cm Denne bølgelængde svarer til overgangen mellem Rydberg-tilstande n = 90 og n = 91 i brintatomets spektrum. I dag i laboratoriet fik vi Rydberg-atomer med P~600! Disse er næsten makroskopiske objekter med en størrelse på omkring 0,1 mm og en levetid på ~1 s. Studiet af Rydbergs tilstande af atomer har vist sig nyttigt i arbejdet med at skabe kvantecomputere.
Men at øge størrelsen ændrer ikke orbitalens form. Jo flere p y jo større energi er elektronen. Elektroner med samme hovedkvantetal er på samme energiniveau. Nummer P energiniveau angiver antallet af underniveauer, der udgør et givet niveau.
Orbital kvantenummer I kan tage værdier / = 0, 1,2,... op til (P - 1), dvs. for et givet hovedkvantetal P orbital kvantetal / kan tage P værdier. Orbitalkvantetallet bestemmer orbitalernes geometriske form og bestemmer elektronens orbitale vinkelmomentum (momentum), dvs. bidraget fra dette underniveau til elektronens samlede energi. Ud over numeriske værdier har orbital kvantenummer / også en bogstavbetegnelse:
Formular 5-, p-, (1-,/-orbitaler er vist i fig. 1.1. Tegnene placeret på orbitalernes geometriske elementer er ikke tegn på ladning, men henviser til værdierne af bølgefunktionen y for disse elementer. Siden ved beregning af sandsynligheden | n/| 2 er kvadratet af størrelsen i absolut værdi, så bliver arealer af orbitaler af bølgefunktionen y med fortegnene "+" og "-" ækvivalente.
Ris. 1.1.
Den komplekse form af de fleste orbitaler skyldes det faktum, at elektronbølgefunktionen i polære koordinater har to komponenter - radial og kantet. I dette tilfælde afhænger sandsynligheden for at finde en elektron i et givet punkt både af dens afstand til kernen og af retningen i rummet af vektoren, der forbinder kernen med dette punkt. Disse funktioner afhænger både af / (for 5- og p-orbitaler) og på T 1 (for c1- og /-orbitaler).
For eksempel er omridset (ydre kontur) af alle 5-orbitaler en kugle. Men det viser sig, at sandsynligheden for at finde en elektron inde i denne kugle ikke er ensartet, men direkte afhænger af afstanden af denne orbital fra kernen. I fig. Figur 1.2 viser den indre struktur af 15 og 25 orbitaler. Som det følger af figuren, ligner 25-orbitalen et "to-lags løg" med indre skaller placeret i en afstand af 1 og 4 radier fra Bohr-kredsløbet. Som regel spiller kendsgerningen om kompleksiteten af orbitalers indre struktur ikke en væsentlig rolle i kemi og tages ikke i betragtning i dette kursus.
Ris. 1.2. Sandsynlighedsfordeling for at detektere en elektron i et brintatom i staterneerOg2s. G (= 5,29*10 11 m - radius af den første Bohr-bane
Kilde: wvw.college.ru/enportal/physics/content/chapter9/section/paragraph3/theory.html
Orbital magnetisk kvantetal m t kan tage værdier fra -/ til +/, inklusive nul. Dette kvantetal bestemmer Orbitalens orientering i rummet, når den udsættes for et eksternt magnetfelt Og karakteriserer ændringen i energien af en elektron placeret i denne orbital under påvirkning af et eksternt magnetfelt. Antal orbitaler med en given værdi t 1 er (2/+1).
De tre kvantetal taget i betragtning P, /, T ( er en konsekvens af løsningen af Schrödinger-bølgeligningen og gør det muligt at bestemme energien af en elektron gennem en beskrivelse af dens bølgeegenskaber. Samtidig blev den dobbelte natur af elementarpartiklernes natur og deres partikelbølgedualisme ved beskrivelsen af elektronens energitilstand ikke taget i betragtning.
Intrinsisk magnetisk kvantetal af en elektron m s (spin). Hvordan en konsekvens af elektronens korpuskulære egenskaber, et andet tal spiller en rolle i beskrivelsen af dets energitilstand - indre kvantetal m s af elektronen (spin). Dette kvantetal karakteriserer ikke orbitalen, men egenskaben for selve elektronen placeret i denne orbital.
Spin (fra engelsk, spin- twirl[-xia], rotation) er elementarpartiklernes iboende vinkelmomentum, som har en kvantenatur og ikke er forbundet med bevægelsen af partiklen som helhed. Den ofte brugte analogi til at beskrive spin som en egenskab forbundet med rotationen af en elektron omkring dens akse viste sig at være uholdbar. Denne beskrivelse fører til en modsigelse med den særlige relativitetsteori - den ækvatoriale hastighed for elektronrotation i denne model overstiger lysets hastighed. Introduktionen af spin var en vellykket anvendelse af en ny fysisk idé: det blev postuleret, at der eksisterer et rum af tilstande, der på ingen måde er relateret til bevægelsen af en partikel i det almindelige rum. Behovet for at indføre et sådant rum af stater indikerer behovet for at overveje et mere generelt spørgsmål om virkeligheden af den fysiske multiverden.
Elektronen udviser sin egen magnet egenskaber er, at i et eksternt elektrisk felt er elektronens eget vinkelmoment orienteret enten langs feltet eller mod nul. I det første tilfælde antages det, at elektronens eget kvantetal Frk= +1/2, og i den anden Frk= -1/2. Bemærk at spin - enkelt brøktal blandt et sæt kvantekarakteristika, der bestemmer tilstanden af en elektron i et atom.
På grund af det faktum, at når de beskriver elementer, er de opdelt i grupper med forskellige orbitaler, lad os meget kort huske essensen af dette koncept.
Ifølge Bohrs model af atomet roterer elektroner rundt om kernen i cirkulære orbitaler (skaller). Hver skal har et strengt defineret energiniveau og er karakteriseret ved et vist kvantetal. I naturen er kun visse elektronenergier mulige, det vil sige diskrete (kvantiserede) orbitale energier ("tilladt"). Bohrs teori tildeler elektronskaller K, L, M, N og videre i rækkefølgen af det latinske alfabet, i overensstemmelse med det stigende energiniveau i skallerne, hovedkvantetal n, lig med 1, 2, 3, 4 osv. Efterfølgende viste det sig, at elektronskaller er opdelt i underskaller, og hver især er karakteriseret ved et vist kvanteenerginiveau, kendetegnet ved orbital kvantetal l.
Ifølge usikkerhedsprincippet Heisenberg, er det umuligt nøjagtigt at bestemme placeringen af en elektron på et givet tidspunkt. Du kan dog angive sandsynligheden for, at dette sker. Det område af rummet, hvor sandsynligheden for at finde en elektron er størst, kaldes en orbital. Elektroner kan optage 4 orbitaler af forskellige typer, som kaldes s- (skarp), p- (principal), d- (diffus) og f- (fundamental) orbitaler. Tidligere betegnede disse bogstaver brints spektrallinjer, men i øjeblikket bruges de kun som symboler uden afkodning.
Orbitaler kan repræsenteres som tredimensionelle overflader. Typisk er de områder af rummet, der er afgrænset af disse overflader, valgt således, at sandsynligheden for at detektere en elektron i dem er 95%. En skematisk repræsentation af orbitalerne er vist i fig. 1.
Ris. 1.
S-orbital har en sfærisk form, p-orbital har form af en håndvægt, d-opbital har form af to håndvægte, der skærer hinanden i to nodale indbyrdes vinkelrette planer, s-subshell består af en s-orbital, p-subshell har 3 p-orbitaler, d-subshell - af 5 d-orbitaler.
Hvis der ikke påføres et magnetfelt, vil alle orbitaler af en underskal have samme energi; i dette tilfælde kaldes de degenererede. Men i et eksternt magnetfelt splittes underskallerne (Zeeman-effekt). Denne effekt er mulig for alle orbitaler undtagen s orbitalen. Det er karakteriseret magnetisk kvantetal t. Zeeman-effekten bruges i moderne atomabsorptionsspektrofotometre (AASP) for at øge deres følsomhed og reducere detektionsgrænsen i grundstofanalyser.
For biologi og medicin er det vigtigt, at orbitaler med samme symmetri, det vil sige med samme tal l og m, men med en anden værdi af hovedkvantetallet (f.eks. orbitaler 1s, 2s, 3s, 4s), adskiller sig i deres relative størrelse. Volumenet af det indre rum af elektronorbitaler er større for atomer med en stor n-værdi. En stigning i orbitalens volumen er ledsaget af dens løsning. Under kompleksdannelse spiller atomets størrelse en vigtig rolle, da den bestemmer strukturen af koordinationsforbindelser. I tabel Figur 1 viser sammenhængen mellem antallet af elektroner og hovedkvantetallet.
Tabel 1. Antal elektroner ved forskellige værdier af kvantetal n
Ud over de tre navngivne kvantetal, som karakteriserer egenskaberne af elektronerne i hvert atom, er der et mere - spin kvantetal s , der ikke kun karakteriserer elektroner, men også atomkerner.
Medicinske bioinorganiske stoffer. G.K. Barashkov
Systemer. I dette tilfælde er orbitalen bestemt af en-elektron Schrödinger-niveauet med en effektiv en-elektron Hamiltonian; orbital energi korrelerer som regel med (se). Afhængigt af det system, som orbitalen er bestemt for, skelnes atomare, molekylære og krystallinske orbitaler.
Atomiske orbitaler (AO) er karakteriseret ved tre kvantetal: principal n, orbital / og magnetisk n. Værdien l = 0, 1, 2,... angiver kvadratet af det orbitale (vinkel-) momentum (-Plancks konstant), værdien m = l,l - 1,..., +1, 0, - 1 ,..., - l + 1, - l-projektion af momentet på en bestemt valgt z-akse; n tæller orbitalenergierne. Stater med en given / er nummereret med tallene n = l + 1, l + 2,... I sfærisk. koordinatsystem centreret om kernen af AO har formen 
, hvor og-polære vinkler, r-afstand fra til kernen. R nl (r) kaldet radial del af aktieselskabet (radial funktion), og Y lm (q, j)-sfærisk. harmonisk. Ved rotation af koordinatsystemet, sfærisk den harmoniske erstattes af en lineær kombination af harmoniske med samme værdi l; den radiale del af AO ændres ikke ved drejning, og energien svarende til denne AO er niveauet er (21 + 1) gange degenereret. Normalt - indekset for den orbitale eksponentielle, og Ppl - et polynomium af grad (n - l - 1). I forkortet notation er AO beskrevet med symbolet nl m, og n er angivet med tallene 1, 2, 3,..., værdierne l = 0, 1, 2, 3, 4,... svarer til til bogstaverne s, p, d, f, g ,...; m er angivet nederst til højre, f.eks. 2p +1, 3d -2.
AO'er indeholdende ikke-komplekse sfæriske strukturer er mere bekvemme. harmoniske, og deres lineære kombinationer har . betydninger. Sådanne aktieselskaber kaldes kubisk (tesseral). De har formen , hvor (x, y, z) er et homogent polynomium (vinkelfunktion) af grad l i forhold til de kartesiske koordinater x, y, z centreret på kernen (retningen af akserne er vilkårlig); AO er f.eks. betegnet med symboler.
Hvis polynomiet P nl (r) er bestemt af løsningen af Schrödinger-ligningen for kernen i Coulomb-feltet, kaldes AO. brint-lignende. Naib. almindelig brintlignende kubisk. AO er angivet i tabellen.
BRINTLIGNENDE ORBITALER s. p, d, f-TYPER
I kemi. Applikationer viser ofte AO-konturer, hvilket kan være bygget anderledes. Naib. såkaldt fælles faseoverflader, hvorpå kubiske værdier er afbildet. (eller sfæriske) harmoniske: ved givne polære vinkler er modulet af den vinkelformede del af AO'en lig med afstanden til origo. I fig. 1 viser andre, mere visuelle overflader, hvor abs. værdierne af visse AO'er har en konstant værdi. Begge metoder til at afbilde AO er praktisk talt de samme kun nær oprindelsen af koordinater. I alle tilfælde angiver + og - tegnene (eller skygger), hvilket tegn AO har i et givet område. Som alle bølgefunktioner kan AO ganges med - 1, hvilket vil føre til en ændringfunktionstegn, men det er ikke AO-tegnene i sig selv, der giver mening,og vekslen af tegn for AO-systemet, når muldvarpen beskrives. orbitaler. Grafisk billedet af AO giver ikke altid mening. Dermed er kvadraterne af modulerne sfæriske. harmoniske er ikke afhængige af vinklen, så billedet for eksempel af AO 2p x og 2p y vil være helt anderledes end billedet af AO 2p + og 2p -, selvom begge AO er fuldstændig ækvivalente.
Molekylære orbitaler(MO) er beskrevet i feltet for alle kerner og gennemsnitsfeltet for resten. Typisk har MO'er ikke en simpel analyt. repræsentationer og bruges til dem (se). I metoderne siger de. orbitaler er multielektronbølgefunktionen opbygget som et produkt eller determinant sammensat af spinorbitaler, dvs. orbitaler ganget med spin-funktionen eller (se).
hvor 0 = 0,372, b = 0,602, er den atomare orbital 2p z C i (i = 1, 2, 3, 4). 1-orbitalen har et nodalplan (xy), 2-orbitalen har et komplementært plan. nodalplan vinkelret på dette plan og passerer imellem
m kvantetal.Bølgefunktionen beregnes ved hjælp af Schrödinger-bølgeligningen inden for rammerne af en-elektron-approksimationen (Hartree-Fock-metoden) som bølgefunktionen af en elektron placeret i et selvkonsistent felt skabt af atomkernen med alle andre elektroner i atom.
E. Schrödinger betragtede selv en elektron i et atom som en negativt ladet sky, hvis tæthed er proportional med kvadratet af værdien af bølgefunktionen i det tilsvarende punkt i atomet. I denne form blev begrebet en elektronsky også accepteret i teoretisk kemi.
De fleste fysikere delte dog ikke E. Schrödinger's tro - der var ingen beviser for eksistensen af elektronen som en "negativt ladet sky". Max Born underbyggede den probabilistiske fortolkning af kvadratet af bølgefunktionen. I 1950 skrev E. Schrödinger i artiklen "Hvad er en elementær partikel?" Jeg er tvunget til at tilslutte mig argumenterne fra M. Born, som blev tildelt Nobelprisen i fysik i 1954 med formuleringen "For fundamental forskning inden for kvantemekanik, især for den statistiske fortolkning af bølgefunktionen."
Kvantetal og orbital nomenklatur
Radial sandsynlighedstæthedsfordeling for atomare orbitaler ved forskellige n Og l.
- Hovedkvantetal n kan tage en hvilken som helst positiv heltalsværdi, startende fra én ( n= 1,2,3, … ∞) og bestemmer den samlede energi af elektronen i en given orbital (energiniveau):
- Orbitalkvantetallet (også kaldet det azimutale eller komplementære kvantetal) bestemmer elektronens vinkelmomentum og kan tage heltalsværdier fra 0 til n - 1 (l = 0,1, …, n- 1). Vinkelmomentet er givet af relationen
Bogstavbetegnelserne for atomorbitaler kommer fra beskrivelsen af spektrallinjer i atomspektre: s (skarp) - en skarp række i atomspektre, s (rektor)- hjem, d (diffuse) - diffus, f (grundlæggende) - grundlæggende.
- Magnetisk kvantetal m l bestemmer projektionen af det orbitale vinkelmoment på magnetfeltets retning og kan tage heltalsværdier i området fra - l Før l, inklusive 0 ( m l = -l … 0 … l):
I litteraturen er orbitaler angivet med en kombination af kvantetal, hvor hovedkvantetallet er angivet med et tal, orbitalkvantetallet med det tilsvarende bogstav (se tabel nedenfor) og det magnetiske kvantetal med et sænket udtryk, der viser projektionen af orbitalen på de kartesiske akser x, y, z, F.eks 2p x, 3d xy, 4f z(x²-y²). For orbitaler af den ydre elektronskal, det vil sige i tilfælde af at beskrive valenselektroner, er hovedkvantetallet i orbitalnotationen normalt udeladt.
Geometrisk repræsentation
Den geometriske repræsentation af en atomorbital er et område i rummet afgrænset af en overflade med samme tæthed (equidensity overflade) af sandsynlighed eller ladning. Sandsynlighedstætheden på grænsefladen vælges baseret på problemet, der løses, men normalt på en sådan måde, at sandsynligheden for at finde en elektron i et begrænset område ligger i værdiområdet 0,9-0,99.
Da elektronenergien er bestemt af Coulomb-vekselvirkningen og derfor afstanden fra kernen, er det vigtigste kvantetal n indstiller størrelsen af orbitalen.
Orbitalens form og symmetri bestemmes af orbitalens kvantetal l Og m: s- orbitaler er sfærisk symmetriske, s, d Og f-orbitaler har en mere kompleks form, bestemt af bølgefunktionens vinkeldele - vinkelfunktioner. Vinkelfunktioner Y lm (φ, θ) - egenfunktioner af den kvadrerede vinkelmomentoperator L², afhængig af kvantetal l Og m(se Sfæriske funktioner), er komplekse og beskriver i sfæriske koordinater (φ, θ) vinkelafhængigheden af sandsynligheden for at finde en elektron i et atoms centrale felt. Den lineære kombination af disse funktioner bestemmer orbitalernes position i forhold til de kartesiske koordinatakser.
For lineære kombinationer Y lm accepteres følgende notationer:
| Orbital kvantetalværdi | 0 | 1 | 1 | 1 | 2 | 2 | 2 | 2 | 2 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Magnetisk kvantetalværdi | 0 | 0 | 0 | ||||||
| Lineær kombination | |||||||||
| Betegnelse |
En yderligere faktor, der nogle gange tages i betragtning i den geometriske repræsentation, er tegnet på bølgefunktionen (fasen). Denne faktor er signifikant for orbitaler med et orbitalt kvantetal l, forskellig fra nul, det vil sige uden sfærisk symmetri: tegnet på bølgefunktionen af deres "kronblade", der ligger på modsatte sider af knudeplanet, er modsat. Bølgefunktionens tegn tages i betragtning i den molekylære orbitale metode MO LCAO (molekylære orbitaler som en lineær kombination af atomorbitaler). I dag kender videnskaben matematiske ligninger, der beskriver geometriske figurer, der repræsenterer orbitaler (afhængigt af elektronens koordinater kontra tid). Disse er ligninger af harmoniske svingninger, der afspejler rotationen af partikler over alle tilgængelige frihedsgrader - orbital rotation, spin,... Hybridisering af orbitaler er repræsenteret som interferens af svingninger.
Fyldning af orbitaler med elektroner og den elektroniske konfiguration af et atom
Hver orbital kan ikke indeholde mere end to elektroner, der er forskellige i værdien af spin-kvantetallet s(tilbage). Dette forbud er bestemt af Pauli-princippet. Rækkefølgen af at fylde orbitaler på samme niveau med elektroner (orbitaler med samme værdi af hovedkvantetallet n) bestemmes af Klechkovsky-reglen, den rækkefølge, hvori elektroner udfylder orbitaler inden for et underniveau (orbitaler med samme værdier af hovedkvantetallet n og orbitalt kvantetal l) er bestemt af Hunds Regel.
En kort oversigt over fordelingen af elektroner i et atom over forskellige elektronskaller i atomet, under hensyntagen til deres hoved- og orbitale kvantetal n Og l hedder