Elektronikong istraktura ng mga heteronuclear molecule at ions. Istraktura ng multielectron atoms at ions

PANIMULA

Mga compound ng mas mataas na pagkakasunud-sunod - ito ang tinawag ng sikat na Swedish chemist na si I.Ya. Berzelius (1779-1848) complex multi-component mga kemikal na compound, ang istraktura nito ay nanatiling misteryo sa mga siyentipiko sa napakahabang panahon. Ang terminong ito ay malawakang ginamit ni A. Werner at ng maraming iba pang mga siyentipiko ng nakaraan at unang bahagi ng kasalukuyang mga siglo. Ang terminong "complex compounds" ay ipinakilala sa kemikal na literatura ng natitirang chemist na si W. Ostwald.

Natuklasan ng mga chemist ang mga kumplikadong compound pangunahin sa mga hindi organikong bagay. Samakatuwid, ang kimika ng mga compound na ito ay matagal nang itinuturing na isang sangay ng hindi organikong kimika. Sa kalagitnaan ng huling siglo, ito ay naging isang malayang sangay ng agham kemikal. Sa kasunod na mga dekada, ang mga kumplikadong compound ay nagsimulang gumanap ng isang pinagsama-samang papel para sa ilang mga sangay ng kimika. Sa ikalawang kalahati ng huling siglo, naging malinaw na ang mga kumplikadong compound ay mga bagay ng pag-aaral iba't ibang industriya kimika: analytical, organometallic, biological, homogenous catalysis. Batay sa karaniwang interes, ang mga espesyalista sa mga sangay na ito ng kimika ay nagsimulang magtatag ng malalapit na kontak at mag-organisa ng mga karaniwang kumperensya.

Ang pagsilang ng kimika ng koordinasyon bilang isang agham ay nauugnay sa hindi sinasadyang pagtanggap noong 1798 ng Tasser ng isang kobalt na tambalan, ang komposisyon nito ay maaaring nakasulat na CoCl 3 6NH 3. Gayunpaman, ang mga compound na mas mataas ang pagkakasunud-sunod ay kilala sa tao bago pa man matuklasan si Tasser. Marahil ang unang naturang tambalang na-synthesize sa laboratoryo ay Prussian blue Fe 4 3 . Ito ay hindi sinasadyang nakuha ng pintor na si Diesbach noong 1704 at ginamit bilang pangkulay na pigment.

Ang Swedish at Danish chemists na sina Berzelius, Blomstrand, Kleve, Iergensen at iba pa ay gumawa ng malaking kontribusyon sa pagbuo at pag-unlad ng kimika ng mga kumplikadong compound. Sa pagtatapos ng ika-19 na siglo, ang Zurich ay naging sentro para sa pag-aaral ng mga kumplikadong compound, kung saan nagtrabaho ang tagalikha ng teorya ng koordinasyon, si Alfred Werner. Pagkatapos ng kamatayan ni Werner, ang mahalagang pananaliksik sa kimika ng mga compound ng koordinasyon ay isinagawa sa Alemanya ng kanyang mag-aaral na si Paul Pfeiffer. Sa simula ng ika-20 siglo, ang pinakamalaking pag-unlad sa lugar na ito ng kimika ay nakamit sa ating bansa salamat kay Lev Aleksandrovich Chugaev, na lumikha ng isang natatanging paaralan ng Sobyet ng mga kumplikadong chemist. Pagkatapos ng Ikalawang Digmaang Pandaigdig, dahil sa pangangailangan na lumikha ng produksyon ng mga bihirang metal, ang interes sa kimika ng mga kumplikadong compound ay tumaas nang husto sa mundo.

Kaya, sa ito gawaing kurso ang kumplikadong tambalang sodium hexanitrocobaltate (III) ay na-synthesize at ang ilan sa mga katangian nito ay pinag-aralan.

PAGSUSURI SA LITERATURA

Kemikal na bono at istraktura ng ion 3- mula sa posisyon ng mga valence bond

Ang mga complex na may numero ng koordinasyon na 6 ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang octahedral na pag-aayos ng mga ligand, na tumutugma sa sp 3 d 2 - o d 2 sp 3 - hybridization ng atomic orbitals ng complexing agent.

Ang mga ion 2-, 3-, 2-, 3- at marami pang iba ay may octahedral na istraktura. Ang octahedral na istraktura ng mga complex na may numero ng koordinasyon na 6 ay ang pinaka-energetically kanais-nais.

Talahanayan 1. Mga estado ng oksihenasyon at spatial na pagsasaayos ng mga complex (mga yunit ng istruktura) ng mga elemento ng subgroup ng cobalt.

Ang mga elemento ng pangkat VIII ng pamilyang bakal ay kinabibilangan ng iron, cobalt at nickel. Ang mga elementong ito ay nagpapakita ng magkatulad na mga katangian, tulad ng ipinapakita sa Talahanayan 2.

Talahanayan 2. Maikling paglalarawan elemento ng pangkat VIII.

Ang mga elementong isinasaalang-alang ay bumubuo ng mga kemikal na bono dahil sa mga orbital ng panlabas at pre-outer na mga elektronikong layer (Talahanayan 1). Para sa isang cobalt atom, pinupuno ng mga valence electron ang mga orbital tulad ng sumusunod:

Sa panloob na globo, ang mga polar covalent bond ay nabuo sa pagitan ng complexing agent at ng mga ligand. Ang mga particle ng panlabas na globo ay gaganapin malapit sa complex dahil sa electrostatic ionic na pakikipag-ugnayan, i.e. ang likas na katangian ng bono ay nakararami sa ionic.

Upang ipaliwanag ang chemical bond sa mga kumplikadong compound, ang mga sumusunod na pamamaraan ay ginagamit: ang valence bond (VB) na paraan at ang crystal field theory.

Isaalang-alang natin ang pamamaraan ng VS. Isang chemical bond sa isang complex, i.e. sa pagitan ng complexing agent at mga ligand ay karaniwang ipinaliwanag sa mga tuntunin ng mekanismo ng donor-acceptor. Sa kasong ito, bilang panuntunan, ang mga ligand ay nagbibigay ng nag-iisang mga pares ng elektron, at ang mga kumplikadong ahente ay nagbibigay ng mga libreng orbital.

Ang mga kumplikadong compound, pati na rin ang mga organikong sangkap, ay nailalarawan sa pamamagitan ng isomerism. Ang pag-aaral ng isomerism ng mga complex ay naging posible upang maitatag ang kanilang spatial na istraktura. Ang nitrite ion bilang isang ligand ay maaaring i-coordinate sa pamamagitan ng isang nitrogen atom, na bumubuo ng mga nitro complex, o sa pamamagitan ng isang oxygen atom, na bumubuo ng mga nitrite complex. Ang nasabing isomerism ay kilala sa mga complex ng maraming transition metals (Co 3+, Rh 3+, Ir 3+, Pt 4+).

Halimbawa, sa mga reaksyon ng pagbuo ng mga complex ng Co 3+ na may nitrite ions, ang mga nitrite complex ay unang nakuha, na may kulay rosas na kulay, na sa paglipas ng panahon ay nagiging matatag na dilaw-kayumanggi nitro complex. Dapat pansinin na, bilang isang high-field ligand, ang nitrite ion ay nagpapatatag ng mataas na estado ng oksihenasyon ng mga 3d na metal sa mga complex. Halimbawa, ang Co 3+ sa Na 3 [Co (NO 2) 6 ].

Kaya, para sa 3- ion, ang istraktura ng complex ay octahedral (Larawan 1).

Batay sa likas na katangian ng pamamahagi ng mga electron sa mga orbital, ang Co 3+ ion 3- ay isang low-spin ion (may mga hindi magkapares na electron). Ang Na 3 complex ay diamagnetic, low-spin, intraorbital, octahedral.

Tulad ng nabanggit na natin sa Panimula sa aklat-aralin, sa ika-8 baitang kailangan nating kumuha ng maraming impormasyon "sa pananampalataya," dahil mahirap gawin o ilarawan ang mga nauugnay na eksperimento sa paaralan. Ang dahilan ay ang karamihan sa kanila ay ipinaliwanag "sa junction" ng hindi pa pinag-aralan na mga seksyon ng pisika at kimika. Ang istraktura ng mga atomo at ion ay isang halimbawa ng naturang impormasyon. Kilalanin natin sila.

Ang mga atom ay binubuo ng mas maliliit na particle tatlong uri. Sa gitna ng atom ay may nabuong nucleus mga proton At mga neutron. Mabilis na gumagalaw ang nuclei mga electron, bumubuo ng tinatawag na mga elektronikong ulap. Ang bilang ng mga proton sa nucleus ay katumbas ng bilang ng mga electron na gumagalaw sa paligid nito. Maaaring mag-iba ang bilang ng mga neutron.
Ang masa ng isang proton ay humigit-kumulang katumbas ng masa ng isang neutron. Kung ikukumpara sa kanilang mga masa, ang masa ng isang elektron ay bale-wala. Ang mga electron ay nabibilang sa tinatawag na negatibong sisingilin mga particle, proton - sa positibong sisingilin mga particle. Mga Neutron - sa walang charge o neutral sa kuryente mga particle (ano ang singil ng kuryente at kung paano tinutukoy ang mga palatandaan nito na "+" at "-", malalaman natin sa § 8-b).

Ang mga particle ng nucleus ay matatag na konektado sa bawat isa sa pamamagitan ng espesyal pwersang nukleyar. Ang pagkahumaling ng mga electron sa nucleus ay higit na mahina kaysa sa kapwa pagkahumaling ng mga proton at neutron, kaya ang mga electron (hindi katulad ng mga particle ng nucleus - mga proton at neutron) ay maaaring ihiwalay mula sa kanilang mga atomo at lumipat sa iba (tingnan ang figure).
Bilang resulta ng mga paglipat ng elektron, mga ion - mga atom o grupo ng mga atom kung saan ang bilang ng mga electron ay hindi katumbas ng bilang ng mga proton. Kung ang isang ion ay naglalaman ng mas maraming negatibong sisingilin na mga particle kaysa sa mga positibong sisingilin, kung gayon ang naturang ion ay tinatawag negatibo. Kung hindi, ang ion ay tinatawag positibo. Ang itaas na bahagi ng figure ay nagpapakita ng pagkawala ng isang elektron sa pamamagitan ng isang atom, iyon ay, ang pagbuo ng isang positibong ion. Sa ibabang bahagi ng figure ay ang pagbuo ng isang negatibong ion mula sa isang atom.
Ang mga ion ay karaniwan sa mga sangkap, halimbawa, ang mga ito ay matatagpuan sa lahat ng mga metal nang walang pagbubukod. Ang dahilan ay ang isa o higit pang mga electron mula sa bawat metal na atom ay pinaghihiwalay at gumagalaw sa loob ng metal, na bumubuo ng tinatawag na elektron gas. Ito ay dahil sa pagkawala ng mga electron, iyon ay, mga negatibong particle, na ang mga atomo ng metal ay nagiging mga positibong ion. Ito ay totoo para sa mga metal sa anumang estado - solid, likido o gas (halimbawa, mercury vapor).

Ito ay kilala na sa solid state lahat ng mga metal ay mga kristal (tingnan ang § 7th). Ang mga ions ng lahat ng mga metal ay nakaayos sa isang maayos na paraan, na bumubuo ng isang kristal na sala-sala. Sa tunaw at evaporated (gas) na mga metal, walang nakaayos na pag-aayos ng mga ions, ngunit ang electron gas ay nananatili pa rin sa pagitan ng mga ion.
Ang mga ion ay maaaring mabuo ng ilang mga atomo (pangkat ng mga atomo). Halimbawa, kapag ang sulfuric acid ay natunaw sa tubig, ang bawat molekula nito ay bumubuo ng dalawang hydrogen ions 2H+ at isang ion ng acidic residue SO42-. Ang pagkasira ng isang molekula ay maaaring ipahayag sa pamamagitan ng equation: H2SO4 = 2H+ + SO42-.

Ang pagbuo ng mga ion mula sa mga neutral na molekula (ionization) ay maaaring mangyari sa iba't ibang dahilan. Tiningnan lang namin ang isa sa kanila, dissolution. Ang isa pang dahilan ay ang pagtaas ng temperatura. Kasabay nito, ang hanay ng mga vibrations ng parehong mga molekula at mga atomo na kasama sa kanilang komposisyon ay tumataas. Kung ang temperatura ay lumampas sa isang tiyak na halaga, ang molekula ay maghiwa-hiwalay at ang mga ion ay mabubuo. Ang ionization ay maaari ding mangyari para sa iba pang mga kadahilanan.

Ang mga atomo ay binubuo ng tatlong uri ng maliliit na particle. Sa gitna ng atom mayroong isang nucleus na nabuo ng mga proton at neutron. May mga electron sa paligid ng nucleus na bumubuo ng mga shell ng elektron. Ang bilang ng mga electron ay karaniwang katumbas ng bilang ng mga proton sa nucleus. Ang bilang ng mga neutron sa nucleus ay maaaring mag-iba: mula sa zero hanggang ilang sampu.

Ang masa ng isang proton ay humigit-kumulang katumbas ng masa ng isang neutron. Kung ikukumpara sa kanilang mga masa, ang masa ng isang elektron ay bale-wala. Ang mga electron ay nabibilang sa tinatawag na negatively charged particles, protons – sa positively charged particles. Ang mga neutron ay nabibilang sa mga uncharged o electrically neutral na particle (alamin natin kung ano ang electric charge at kung paano tinutukoy ang mga sign nito sa § 8-c).

Ang mga particle ng nucleus ay mahigpit na nakagapos sa isa't isa ng mga espesyal na puwersang nuklear. Ang pagkahumaling ng mga electron sa nucleus ay higit na mahina kaysa sa kapwa pagkahumaling ng mga proton at neutron, samakatuwid ang mga electron (hindi katulad ng mga particle ng nucleus - mga proton at neutron) ay maaaring ihiwalay mula sa kanilang mga atomo at lumipat sa iba.

Bilang resulta ng mga paglilipat ng elektron, nabuo ang mga ion - mga atomo o grupo ng mga atomo kung saan ang bilang ng mga electron ay hindi katumbas ng bilang ng mga proton. Kung ang isang ion ay naglalaman ng mas maraming negatibong sisingilin na mga particle kaysa sa mga positibong sisingilin, kung gayon ang naturang ion ay tinatawag na negatibo. Kung hindi, ang ion ay tinatawag na positibo. Ang itaas na bahagi ng figure ay nagpapakita ng pagkawala ng isang elektron sa pamamagitan ng isang atom, iyon ay, ang pagbuo ng isang positibong ion. Sa ibabang bahagi ng figure ay ang pagbuo ng isang negatibong ion mula sa isang atom.

Ang mga ion ay karaniwan sa mga sangkap, halimbawa, ang mga ito ay matatagpuan sa lahat ng mga metal nang walang pagbubukod. Ang dahilan ay ang isa o higit pang mga electron mula sa bawat metal na atom ay pinaghihiwalay at gumagalaw sa loob ng metal, na bumubuo ng tinatawag na electron gas. Ito ay dahil sa pagkawala ng mga electron, iyon ay, mga negatibong particle, na ang mga atomo ng metal ay nagiging mga positibong ion. Ito ay totoo para sa mga metal sa anumang estado - solid, likido o gas (halimbawa, mercury vapor).

Alam mo na na sa solid state lahat ng metal ay kristal (tingnan ang § 7th). Ang mga ions ng lahat ng mga metal ay nakaayos sa isang maayos na paraan, na bumubuo ng isang kristal na sala-sala. Sa mga metal sa likido o gas na estado, walang nakaayos na pag-aayos ng mga ions, ngunit ang electron gas ay naroroon pa rin.

Ang ilang mga ion ay maaaring mabuo ng higit sa isang atom. Halimbawa, ang mga molekula ng sulfuric acid na H2SO4 sa isang may tubig na solusyon ay nahahati sa mga positibong ion ng hydrogen, na ang bawat isa ay may isang atom, at mga negatibong ion ng nalalabi ng acid, na ang bawat isa ay may limang mga atomo (tingnan ang figure).

Ang pagbuo ng mga ion mula sa mga neutral na molekula (ionization) ay maaaring mangyari sa iba't ibang dahilan. Tiningnan lang namin ang isa sa kanila, dissolution. Ang isa pang dahilan ay ang pagtaas ng temperatura. Kasabay nito, ang hanay ng mga vibrations ng parehong mga molekula at mga atomo na kasama sa kanilang komposisyon ay tumataas. Kung ang temperatura ay lumampas sa isang tiyak na halaga, ang molekula ay maghiwa-hiwalay at ang mga ion ay mabubuo. Ang ionization ay maaari ding mangyari sa ilalim ng impluwensya ng friction, kuryente, liwanag, at radiation.

Isoelectronic Ang mga particle ay mga particle na naglalaman ng parehong bilang ng mga electron. Halimbawa, ang mga isoelectronic na particle ay kinabibilangan ng N 2, CO, BF, NO +, CN.

Ayon sa pamamaraan ng MO, ang elektronikong istraktura ng molekula ng CO ay katulad ng istraktura ng molekula ng N2:

Mayroong 10 electron sa mga orbital ng isang CO molecule (4 valence electron ng carbon atom at 6 valence electron ng oxygen atom). Sa molekula ng CO, tulad ng sa molekula ng N2, mayroong isang triple bond. Tinutukoy ng pagkakapareho sa elektronikong istruktura ng mga molekula ng N 2 at CO ang pagkakapareho ng mga pisikal na katangian ng mga sangkap na ito.

Sa NO molecule, 11 electron ang ipinamamahagi sa mga orbital (5 electron ng nitrogen atom at 6 electron ng oxygen atom), samakatuwid, ang electronic configuration ng molecule ay ang mga sumusunod:

HINDI o

Ang multiplicity ng bono sa NO molecule ay (8–3): 2 = 2.5.

Configuration ng mga molecular orbitals sa NO ion:

HINDI -

Ang multiplicity ng bono sa molekula na ito ay (8–4): 2 = 2.

Ang NO+ ion ay may sumusunod na elektronikong istraktura:

HINDI + .

Ang labis ng bonding electron sa particle na ito ay 6, samakatuwid, ang bond multiplicity sa NO + ion ay tatlo.

Sa seryeng NO  , NO, NO + ang labis ng bonding electron ay tumataas, na humahantong sa pagtaas ng lakas ng bono at pagbaba sa haba nito.

Paraan ng molecular orbital

Kapag ginagamit ang molecular orbital method, ipinapalagay, sa kaibahan ng valence bond method, na ang bawat electron ay nasa larangan ng lahat ng nuclei. Sa kasong ito, ang bono ay hindi kinakailangang nabuo ng isang pares ng mga electron. Halimbawa, ang H 2+ ion ay binubuo ng dalawang proton at isang electron. May mga salungat na pwersa sa pagitan ng dalawang proton (Larawan 30), at mga kaakit-akit na pwersa sa pagitan ng bawat proton at isang elektron. Ang isang particle ng kemikal ay nabuo lamang kung ang mutual repulsion ng mga proton ay nabayaran ng kanilang pagkahumaling sa elektron. Ito ay posible kung ang electron ay matatagpuan sa pagitan ng nuclei - sa nagbubuklod na rehiyon (Larawan 31). Kung hindi, ang mga puwersang salungat ay hindi nababayaran ng mga kaakit-akit na puwersa - ang elektron ay sinasabing nasa rehiyon ng antibonding, o lumuluwag.

Dalawang-gitnang molecular orbitals

Ang molecular orbital method ay gumagamit ng konsepto ng molecular orbital (katulad ng atomic orbital para sa isang atom) upang ilarawan ang electron density distribution sa isang molecule. Ang mga molecular orbital ay ang mga function ng wave ng isang electron sa isang molekula o iba pang polyatomic chemical particle. Ang bawat molecular orbital (MO), tulad ng isang atomic orbital (AO), ay maaaring sakupin ng isa o dalawang electron. Ang estado ng electron sa rehiyon ng pagbubuklod ay inilalarawan ng bonding molecular orbital, at sa antibonding region - ng antibonding molecular orbital. Ang distribusyon ng mga electron sa mga molecular orbital ay sumusunod sa parehong mga patakaran tulad ng pamamahagi ng mga electron sa mga atomic orbital sa isang nakahiwalay na atom. Ang mga molecular orbital ay nabuo sa pamamagitan ng ilang mga kumbinasyon ng mga atomic orbital. Ang kanilang bilang, enerhiya at hugis ay maaaring mahihinuha mula sa bilang, enerhiya at hugis ng mga orbital ng mga atomo na bumubuo sa molekula.

Sa pangkalahatang kaso, ang mga function ng wave na naaayon sa mga molecular orbitals sa isang diatomic molecule ay kinakatawan bilang ang kabuuan at pagkakaiba ng wave functions ng atomic orbitals, na pinarami ng ilang constant coefficients na isinasaalang-alang ang bahagi ng atomic orbitals ng bawat isa. atom sa pagbuo ng mga molecular orbitals (depende sila sa electronegativity ng mga atom):

φ(AB) = s 1 ψ(A) ± s 2 ψ(B)

Ang pamamaraang ito ng pagkalkula ng one-electron wave function ay tinatawag na "molecular orbitals sa linear combination ng atomic orbitals approximation" (MO LCAO).

Kaya, kapag ang isang H 2 + ion o isang hydrogen molecule H 2 ay nabuo mula sa dalawa s-Ang mga orbital ng hydrogen atoms ay bumubuo ng dalawang molecular orbitals. Ang isa sa mga ito ay nagbubuklod (itinalagang σ st), ang isa ay lumuluwag (σ*).

Ang mga energies ng bonding orbitals ay mas mababa kaysa sa energies ng atomic orbitals na ginamit upang mabuo ang mga ito. Ang mga electron na sumasakop sa mga bonding molecular orbitals ay matatagpuan pangunahin sa espasyo sa pagitan ng mga bonded atoms, i.e. sa tinatawag na rehiyong nagbubuklod. Ang mga energies ng mga antibonding orbital ay mas mataas kaysa sa mga energies ng orihinal na atomic orbitals. Ang populasyon ng mga antibonding molecular orbital na may mga electron ay nakakatulong na pahinain ang bono: pagbaba ng enerhiya nito at pagtaas ng distansya sa pagitan ng mga atomo sa molekula. Ang mga electron ng molekula ng hydrogen, na naging pangkaraniwan sa parehong mga nakagapos na atomo, ay sumasakop sa nagbubuklod na orbital.

Kumbinasyon r-ang mga orbital ay humahantong sa dalawang uri ng mga molecular orbital. Sa dalawa r-mga orbital ng mga atomong nakikipag-ugnayan na nakadirekta sa linya ng bono, nabubuo ang pagbubuklod σ St - at mga orbital na antibonding σ*. Mga kumbinasyon r-ang mga orbital na patayo sa mga linya ng bono ay nagbibigay ng dalawang pagbubuklod na π- at dalawang antibonding π* orbital. Gamit ang parehong mga patakaran kapag pinupunan ang mga molecular orbital na may mga electron tulad ng kapag pinupunan ang mga atomic orbital sa mga nakahiwalay na atom, matutukoy mo ang elektronikong istraktura ng mga diatomic molecule, halimbawa O 2 at N 2 (Fig. 35).

Mula sa pamamahagi ng mga electron sa mga molecular orbital, ang pagkakasunud-sunod ng bono (ω) ay maaaring kalkulahin. Mula sa bilang ng mga electron na matatagpuan sa mga bonding orbital, ibawas ang bilang ng mga electron na matatagpuan sa antibonding orbitals at hatiin ang resulta sa 2 n(batay sa n mga koneksyon):

ω = / 2 n

Mula sa diagram ng enerhiya ay malinaw na para sa H 2 molekula ω = 1.

Ang molecular orbital method ay nagbibigay ng parehong chemical bond order values ​​gaya ng valence bond method para sa O 2 (double bond) at N 2 (triple bond) na mga molekula. Kasabay nito, pinapayagan nito ang mga hindi integer na halaga ng pagkakasunud-sunod ng komunikasyon. Ito ay sinusunod, halimbawa, kapag ang isang dalawang-sentro na bono ay nabuo ng isang elektron (sa H 2 + ion). Sa kasong ito ω = 0.5. Ang magnitude ng pagkakasunud-sunod ng bono ay direktang nakakaapekto sa lakas nito. Kung mas mataas ang pagkakasunud-sunod ng bono, mas malaki ang enerhiya ng bono at mas maikli ang haba nito:

Ang mga regular na pagbabago sa pagkakasunud-sunod, enerhiya at haba ng bono ay maaaring masubaybayan gamit ang mga halimbawa ng molekula at molekular na ion ng oxygen.

Ang kumbinasyon ng mga orbital ng dalawang magkaibang mga atom upang makabuo ng isang molekula ay posible lamang kung ang kanilang mga enerhiya ay malapit, at ang mga atomic na orbital ng isang atom na may higit na electronegativity ay palaging matatagpuan sa ibaba sa diagram ng enerhiya.

N Halimbawa, kapag ang isang molekula ng hydrogen fluoride ay nabuo, ang kumbinasyon 1 ay imposible s-AO hydrogen atom at 1 s-AO o 2 s-AO ng fluorine atom, dahil malaki ang pagkakaiba nila sa enerhiya. Pinakamalapit sa enerhiya 1 s-AO hydrogen atom at 2 p-AO ng fluorine atom. Ang kumbinasyon ng mga orbital na ito ay nagiging sanhi ng paglitaw ng dalawang molecular orbitals: bonding σ bond at antibonding σ*.

Natitira 2 r-Ang mga orbital ng fluorine atom ay hindi maaaring pagsamahin sa 1 s-AO ng hydrogen atom, dahil mayroon silang iba't ibang mga simetriko na nauugnay sa internuclear axis. Bumubuo sila ng hindi nagbubuklod na π 0 -MO na may parehong enerhiya gaya ng orihinal na 2 r-orbital ng fluorine atom.

Hindi nakikilahok sa LCAO s-orbital ng fluorine atom ay bumubuo ng nonbonding σ 0 -MOs. Ang pananakop ng mga nonbonding orbital ng mga electron ay hindi nagtataguyod o humahadlang sa pagbuo ng isang bono sa isang molekula. Kapag kinakalkula ang order ng bono, ang kanilang kontribusyon ay hindi isinasaalang-alang.

Multicenter molecular orbitals

SA Sa mga molekulang multicenter, ang mga molecular orbital ay multicenter, ibig sabihin, ang mga ito ay isang linear na kumbinasyon ng mga orbital ng lahat ng mga atom na kasangkot sa pagbuo ng bono. Sa pangkalahatang kaso, ang mga molecular orbital ay hindi naisalokal, iyon ay, ang electron density na naaayon sa bawat orbital ay higit pa o hindi gaanong pantay na ipinamamahagi sa buong dami ng molekula. Gayunpaman, gamit ang mga pagbabagong matematikal, posible na makakuha ng mga naisalokal na molekular na orbital ng mga tiyak na hugis na naaayon sa indibidwal na dalawa o tatlong sentrong mga bono o nag-iisang mga electron.

Ang pinakasimpleng halimbawa ng isang three-center bond ay ang molecular ion H 3 +. Sa tatlo s-Ang mga orbital ng hydrogen atoms ay bumubuo ng tatlong molecular orbitals: bonding, nonbonding at antibonding. Ang isang pares ng mga electron ay sumasakop sa isang bonding orbital. Ang resultang bono ay isang two-electron, three-center bond; ang order ng bono ay 0.5.

Ang mga particle ng kemikal na naglalaman ng mga hindi magkapares na electron ay may mga paramagnetic na katangian (sa kaibahan sa mga diamagnetic na katangian ng mga particle ng kemikal kung saan ang lahat ng mga electron ay ipinares). Ang lahat ng mga sangkap na binubuo ng mga particle ng kemikal na may kakaibang bilang ng mga electron, halimbawa NO, ay paramagnetic. Ginagawang posible ng molecular orbital method na makilala ang mga paramagnet sa mga sangkap na binubuo ng mga kemikal na particle na may pantay na bilang ng mga electron, halimbawa O 2, sa molekula kung saan ang dalawang hindi magkapares na mga electron ay matatagpuan sa dalawang antibonding π* orbitals.

Ang mga kemikal na species na may hindi magkapares na mga electron sa mga panlabas na orbital ay tinatawag na mga libreng radikal. Mayroon silang paramagnetism at mataas na reaktibiti. Mga di-organikong radikal na may mga naka-localize na hindi magkapares na mga electron, hal. . N, . Ang NH 2 ay karaniwang panandalian. Ang mga ito ay nabuo sa panahon ng photolysis, radiolysis, pyrolysis, at electrolysis. Ang mga mababang temperatura ay ginagamit upang patatagin ang mga ito. Ang mga short-lived radical ay mga intermediate na particle sa maraming reaksyon.

Ang komposisyon ng molekula. Iyon ay, kung anong mga atomo ang bumubuo sa molekula, sa anong dami, at sa pamamagitan ng kung anong mga bono ang mga atomo na ito ay konektado. Ang lahat ng ito ay tumutukoy sa pag-aari ng molekula, at naaayon sa pag-aari ng sangkap na nabuo ng mga molekula na ito.

Halimbawa, ang mga katangian ng tubig: transparency, fluidity, at ang kakayahang magdulot ng kalawang ay dahil mismo sa pagkakaroon ng dalawang hydrogen atoms at isang oxygen atom.

Samakatuwid, bago natin simulan ang pag-aaral ng mga katangian ng mga molekula (iyon ay, ang mga katangian ng mga sangkap), kailangan nating isaalang-alang ang "mga bloke ng gusali" kung saan nabuo ang mga molekula na ito. Unawain ang istraktura ng atom.

Paano nakabalangkas ang isang atom?

Ang mga atomo ay mga particle na nagsasama-sama sa isa't isa upang bumuo ng mga molekula.

Ang atom mismo ay binubuo ng positively charged nucleus (+) At negatibong sisingilin ang shell ng elektron (-). Sa pangkalahatan, ang atom ay neutral sa kuryente. Iyon ay, ang singil ng nucleus ay katumbas ng ganap na halaga sa singil ng shell ng elektron.

Ang nucleus ay nabuo ng mga sumusunod na particle:

• Mga proton. Ang isang proton ay may +1 na singil. Ang masa nito ay 1 amu (atomic mass unit). Ang mga particle na ito ay kinakailangang naroroon sa nucleus.

• Mga neutron. Ang neutron ay walang bayad (charge = 0). Ang masa nito ay 1 amu. Maaaring walang neutron sa nucleus. Ito ay hindi isang mahalagang bahagi ng atomic nucleus.

Kaya, ang mga proton ay responsable para sa kabuuang singil ng nucleus. Dahil ang isang neutron ay may singil na +1, ang singil ng nucleus ay katumbas ng bilang ng mga proton.

Ang shell ng elektron, gaya ng ipinahihiwatig ng pangalan, ay nabuo ng mga particle na tinatawag na mga electron. Kung ihahambing natin ang nucleus ng isang atom sa isang planeta, kung gayon ang mga electron ay mga satellite nito. Ang pag-ikot sa paligid ng nucleus (sa ngayon ay isipin natin na sa mga orbit, ngunit sa katunayan sa mga orbital), sila ay bumubuo ng isang electron shell.

• Elektron- Ito ay isang napakaliit na butil. Ang masa nito ay napakaliit na ito ay kinuha bilang 0. Ngunit ang singil ng elektron ay -1. Iyon ay, ang modulus ay katumbas ng singil ng isang proton, ngunit naiiba sa sign. Dahil ang isang elektron ay nagdadala ng isang -1 na singil, ang kabuuang singil ng shell ng elektron ay katumbas ng bilang ng mga electron sa loob nito.

Ang isang mahalagang kahihinatnan ay dahil ang isang atom ay isang particle na walang singil (ang singil ng nucleus at ang singil ng shell ng elektron ay pantay sa magnitude, ngunit kabaligtaran sa tanda), iyon ay, neutral sa kuryente, samakatuwid, ang bilang ng mga electron sa isang atom ay katumbas ng bilang ng mga proton.

Paano naiiba ang mga atomo ng iba't ibang elemento ng kemikal sa bawat isa?

Ang mga atom ng iba't ibang elemento ng kemikal ay naiiba sa bawat isa sa singil ng nucleus (iyon ay, ang bilang ng mga proton, at, dahil dito, ang bilang ng mga electron).

Paano malalaman ang singil ng nucleus ng isang atom ng isang elemento? Ang napakatalino na domestic chemist na si D.I. Mendeleev, na natuklasan pana-panahong batas, at sa pamamagitan ng pagbuo ng isang table na ipinangalan sa kanya, ay nagbigay sa amin ng pagkakataong gawin ito. Ang kanyang natuklasan ay malayo pa. Noong hindi pa alam ang istraktura ng atom, inayos ni Mendeleev ang mga elemento sa talahanayan sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng nuclear charge.

Iyon ay, ang serial number ng isang elemento sa periodic table ay ang singil ng nucleus ng isang atom ng isang ibinigay na elemento. Halimbawa, ang oxygen ay may serial number na 8, kaya ang singil sa nucleus ng isang oxygen atom ay +8. Alinsunod dito, ang bilang ng mga proton ay 8, at ang bilang ng mga electron ay 8.

Ang mga electron sa shell ng elektron ang tumutukoy mga katangian ng kemikal atom, ngunit higit pa tungkol doon sa ibang pagkakataon.

Ngayon ay pag-usapan natin ang tungkol sa misa.

Ang isang proton ay isang yunit ng masa, ang isang neutron ay isang yunit din ng masa. Samakatuwid, ang kabuuan ng mga neutron at proton sa isang nucleus ay tinatawag numero ng masa. (Ang mga electron ay hindi nakakaapekto sa masa sa anumang paraan, dahil napapabayaan natin ang masa nito at itinuturing itong katumbas ng zero).

Ang atomic mass unit (amu) ay isang espesyal na pisikal na dami upang italaga ang maliliit na masa ng mga particle na bumubuo ng mga atom.

Ang lahat ng tatlong atom na ito ay mga atomo ng isa elemento ng kemikal– hydrogen. Dahil pareho sila ng nuclear charge.

Paano sila magkakaiba? Ang mga atom na ito ay may iba't ibang mass number (dahil sa magkaibang numero mga neutron). Ang unang atom ay may mass number na 1, ang pangalawa ay may 2, at ang pangatlo ay may 3.

Ang mga atomo ng parehong elemento na naiiba sa bilang ng mga neutron (at samakatuwid ay mga mass number) ay tinatawag isotopes.

Ang ipinakita na hydrogen isotopes ay mayroon ding sariling mga pangalan:

• Ang unang isotope (na may mass number 1) ay tinatawag na protium.
• Ang pangalawang isotope (na may mass number 2) ay tinatawag na deuterium.
• Ang ikatlong isotope (na may mass number 3) ay tinatawag na tritium.

Ngayon ang susunod na makatwirang tanong: bakit kung ang bilang ng mga neutron at proton sa nucleus ay isang integer, ang kanilang masa ay 1 amu, kung gayon sa periodic system ang masa ng isang atom ay praksyonal na numero. Para sa asupre, halimbawa: 32.066.

Sagot: ang elemento ay may ilang mga isotopes, naiiba sila sa bawat isa sa mga numero ng masa. Samakatuwid, ang atomic mass sa periodic table ay ang average na halaga ng atomic mass ng lahat ng isotopes ng isang elemento, na isinasaalang-alang ang kanilang paglitaw sa kalikasan. Ang masa na ito, na ipinahiwatig sa periodic table, ay tinatawag relatibong atomic mass.

Para sa mga kalkulasyon ng kemikal, ang mga tagapagpahiwatig ng tulad ng isang "average na atom" ay ginagamit. Mass ng atom bilugan sa pinakamalapit na buong numero.

Ang istraktura ng shell ng elektron.

Ang mga kemikal na katangian ng isang atom ay tinutukoy ng istraktura ng shell ng elektron nito. Ang mga electron sa paligid ng nucleus ay hindi matatagpuan kahit papaano. Ang mga electron ay naisalokal sa mga orbital ng elektron.

Orbital ng elektron– ang espasyo sa paligid ng atomic nucleus kung saan ang posibilidad na makahanap ng isang electron ay pinakamalaki.

Ang isang electron ay may isang quantum parameter na tinatawag na spin. Kung kukunin natin ang klasikal na kahulugan mula sa quantum mechanics, kung gayon paikutin ay ang sariling angular momentum ng particle. Sa isang pinasimpleng anyo, maaari itong ilarawan bilang direksyon ng pag-ikot ng isang particle sa paligid ng axis nito.

Ang electron ay isang particle na may half-integer spin; Conventionally, ito ay maaaring kinakatawan bilang clockwise at counterclockwise rotation.

Ang isang electron orbital ay maaaring maglaman ng hindi hihigit sa dalawang electron na may magkasalungat na spins.

Ang karaniwang tinatanggap na pagtatalaga para sa isang elektronikong tirahan ay isang cell o isang gitling. Ang electron ay itinalaga ng isang arrow: ang pataas na arrow ay isang electron na may positibong spin +½, ang pababang arrow ↓ ay isang electron na may negatibong spin -½.

Ang isang elektron lamang sa isang orbital ay tinatawag walang kaparehas. Dalawang electron na matatagpuan sa parehong orbital ay tinatawag ipinares.

Ang mga elektronikong orbital ay nahahati sa apat na uri depende sa kanilang hugis: s, p, d, f. Ang mga orbital ng parehong hugis ay bumubuo ng isang sublevel. Ang bilang ng mga orbital sa isang sublevel ay tinutukoy ng bilang posibleng mga opsyon lokasyon sa kalawakan.

1. s-orbital.

Ang s-orbital ay may hugis ng bola:

Sa espasyo, ang s-orbital ay matatagpuan lamang sa isang paraan:

Samakatuwid, ang s sublevel ay nabuo ng isa lamang s orbital.

1. p-orbital.

Ang p-orbital ay hugis tulad ng isang dumbbell:

Sa espasyo, ang p-orbital ay matatagpuan lamang sa tatlong paraan:

Samakatuwid, ang p-sublevel ay nabuo ng tatlong p-orbital.

1. d-orbital.

may d-orbital kumplikadong hugis:

Sa espasyo, ang d-orbital ay maaaring ayusin sa lima sa iba't ibang paraan. Samakatuwid, ang d sublevel ay nabuo ng limang d orbital.

1. f-orbital

Ang f orbital ay may mas kumplikadong hugis. Sa espasyo, ang f orbital ay matatagpuan sa pitong magkakaibang paraan. Samakatuwid, ang f sublevel ay nabuo ng pitong f orbital.

Ang shell ng elektron ng isang atom ay parang produkto ng puff pastry. Mayroon din itong mga layer. Ang mga electron na matatagpuan sa iba't ibang mga layer ay may iba't ibang enerhiya: sa mga layer na mas malapit sa nucleus mayroon silang mas kaunting enerhiya, sa mga layer na mas malayo mula sa nucleus mayroon silang mas maraming enerhiya. Ang mga layer na ito ay tinatawag na mga antas ng enerhiya.

Pagpuno ng mga orbital ng elektron.

Una antas ng enerhiya mayroon lamang s-sublevel:

Sa pangalawang antas ng enerhiya mayroong isang s-sublevel at isang p-sublevel ay lilitaw:

Sa ikatlong antas ng enerhiya mayroong isang s-sublevel, isang p-sublevel, at isang d-sublevel ay lilitaw:

Sa ika-apat na antas ng enerhiya, sa prinsipyo, ang isang f-sublevel ay idinagdag. Ngunit sa kurso sa paaralan Ang f orbitals ay hindi napuno, kaya hindi namin kailangang iguhit ang f sublevel:

Ang bilang ng mga antas ng enerhiya sa isang atom ng isang elemento ay numero ng panahon. Kapag pinupunan ang mga orbit ng elektron, dapat mong sundin ang mga sumusunod na prinsipyo:

1. Sinusubukan ng bawat elektron na sakupin ang posisyon sa atom kung saan ang enerhiya nito ay minimal. Iyon ay, una ang unang antas ng enerhiya ay napuno, pagkatapos ay ang pangalawa, at iba pa.

Ginagamit din ang electronic formula upang ilarawan ang istraktura ng shell ng elektron. Ang electronic formula ay isang maikling isang linyang representasyon ng pamamahagi ng mga electron sa mga sublevel.

1. Sa isang sublevel, unang pinupunan ng bawat elektron ang isang walang laman na orbital. At bawat isa ay may spin +½ (pataas na arrow).

At pagkatapos lamang na ang bawat sublevel na orbital ay may isang electron, ang susunod na electron ay ipinares - iyon ay, ito ay sumasakop sa isang orbital na mayroon nang isang electron:

1. Ang d-sublevel ay pinupunan sa isang espesyal na paraan.

Ang katotohanan ay ang enerhiya ng d-sublevel ay mas mataas kaysa sa enerhiya ng s-sublevel ng NEXT energy layer. At tulad ng alam natin, sinusubukan ng elektron na sakupin ang posisyon na iyon sa atom kung saan ang enerhiya nito ay magiging minimal.

Samakatuwid, pagkatapos mapunan ang 3p sublevel, ang 4s sublevel ay unang punan, pagkatapos ay ang 3d sublevel ay pupunan.

At pagkatapos lamang na ganap na mapunan ang 3d sublevel, mapupuno ang 4p sublevel.

Ang parehong napupunta para sa antas ng enerhiya 4. Pagkatapos punan ang 4p sublevel, ang 5s sublevel ay mapupunan sa susunod, na sinusundan ng 4d sublevel. At pagkatapos nito ay 5p lang.

1. At may isa pang punto, isang tuntunin tungkol sa pagpuno sa d-sublevel.

Pagkatapos ay isang kababalaghan ang nangyayari na tinatawag na kabiguan. Sa kaso ng pagkabigo, ang isang elektron mula sa s-sublevel ng susunod na antas ng enerhiya ay literal na nahuhulog sa isang d-electron.

Ground at excited na mga estado ng atom.

Ang mga atom na ang mga elektronikong pagsasaayos na ginawa natin ngayon ay tinatawag na mga atom pangunahing kondisyon. Iyon ay, ito ay isang normal, natural, kung gusto mo, estado.

Kapag ang isang atom ay tumatanggap ng enerhiya mula sa labas, maaaring mangyari ang paggulo.

Excitation ay ang paglipat ng isang ipinares na elektron sa isang walang laman na orbital, sa loob ng panlabas na antas ng enerhiya.

Halimbawa, para sa isang carbon atom:

Ang paggulo ay katangian ng maraming mga atomo. Ito ay dapat tandaan dahil ang paggulo ay tumutukoy sa kakayahan ng mga atomo na magbuklod sa isa't isa. Ang pangunahing bagay na dapat tandaan ay ang kondisyon kung saan maaaring mangyari ang paggulo: isang ipinares na elektron at isang walang laman na orbital sa antas ng panlabas na enerhiya.

Mayroong mga atom na mayroong ilang mga nasasabik na estado:

Electronic na pagsasaayos ng ion.

Ang mga ion ay mga particle kung saan ang mga atom at molekula ay lumiliko sa pamamagitan ng pagkuha o pagkawala ng mga electron. Ang mga particle na ito ay may singil dahil mayroon silang "kakulangan" ng mga electron o labis sa kanila. Ang mga positibong sisingilin na ion ay tinatawag mga kasyon, negatibo - mga anion.

Ang chlorine atom (walang singil) ay nakakakuha ng electron. Ang isang electron ay may singil na 1- (isang minus), at naaayon sa isang particle ay nabuo na may labis na negatibong singil. Chlorine anion:

Cl 0 + 1e → Cl –

Ang lithium atom (na wala ring singil) ay nawawalan ng elektron. Ang elektron ay may singil na 1+ (isang plus), ang isang butil ay nabuo na may kakulangan ng negatibong singil, iyon ay, mayroon itong positibong singil. Lithium cation:

Li 0 – 1e → Li +

Nagbabago sa mga ion, ang mga atomo ay nakakakuha ng gayong pagsasaayos na ang antas ng panlabas na enerhiya ay nagiging "maganda," ibig sabihin, ganap na napuno. Ang pagsasaayos na ito ay ang pinaka-thermodynamically stable, kaya may dahilan para ang mga atomo ay maging mga ion.

At samakatuwid, ang mga atomo ng mga elemento ng pangkat VIII-A (ang ikawalong pangkat ng pangunahing subgroup), tulad ng nakasaad sa susunod na talata, ay mga marangal na gas, kaya hindi aktibo sa kemikal. Ang kanilang pangunahing estado ay may sumusunod na istraktura: ang panlabas na antas ng enerhiya ay ganap na napuno. Ang ibang mga atomo ay tila nagsusumikap na makuha ang pagsasaayos ng mga pinaka marangal na gas na ito, at samakatuwid ay nagiging mga ion at bumubuo ng mga kemikal na bono.