Що таке електрична орбіталь. Атомні орбіталі

Квиток№1

Хімія- одна з найважливіших і великих областей природознавства, наука про речовини, їх властивості, будову та перетворення, що відбуваються в результаті хімічних реакцій, а також фундаментальні закони, яким ці перетворення підкоряються. Оскільки всі речовини складаються ізатомів, які завдяки хімічним зв'язкам здатні формувати молекули, то хімія займається в основному вивченням взаємодій між атомами та молекулами, отриманими в результаті таких взаємодій. Предмет хімії - хімічні елементи та його сполуки, і навіть закономірності, яким підпорядковуються різні хімічні реакції. Хімія має багато спільного з фізикою та біологією, по суті межа між ними умовна. Сучасна хімія є однією з найбільших дисциплін серед усіх природничих наук. Хімія як самостійна дисципліна визначилася у XVI-XVII століттях, після низки наукових відкриттів, які обгрунтували механістичну картину світу, розвитку промисловості, створення фабрик, появи буржуазного суспільства. Однак через те, що хімія, на відміну від фізики, не могла бути виражена кількісно, існували суперечки, чи є хімія кількісною наукою, що відтворюється, або це якийсь інший вид пізнання. У 1661 році Роберт Бойль створив працю «Хімік-скептик», в якій пояснив різницю властивостей різних речовин тим, що вони побудовані з різних частинок (корпускул), які відповідають за властивості речовини. Ван Гельмонт, вивчаючи горіння, запровадив поняття газдля речовини, що утворюється за нього, відкрив вуглекислий газ. У 1672 році Бойль відкрив, що при випалюванні металів їх маса збільшується, і пояснив це захопленням «вагомих частинок полум'я». Предмет хімії. Одним з основних об'єктів хімії є речовини, з яких складаються всі оточуючі нас тіла. Тілом називається все те, що має масу та обсяг. Краплі дощу, іній на гілках, туман – тіла, що складаються з однієї речовини – води. Явища, у яких з одних речовин утворюються нові речовини, називаються хімічними. Вивченням таких явищ займається хімія. Хімія – це наука про перетворення речовин. Це визначення стало класичним. Хімія вивчає склад та будову речовин, умови та шляхи перетворення одних речовин на інші, залежність властивостей речовин від їх складу та будови.

Головне завдання хімії- Виявлення та опис таких властивостей речовин, завдяки яким можливе перетворення одних речовин на інші в результаті хімічних явищ, або хімічних реакцій. Теоретичні основи неорганічної хімії - періодичний закон та періодична система елементів Менделєєва. Сучасна неорганічна хімія вивчає будову та властивості неорганічних речовин з використанням не тільки хімічних, а й фізичних методів (наприклад, спектроскопії).

Білет №2

Відповідно до принципу невизначеності Гейзенберга, положення та момент електрона не піддаються одночасному визначенню з абсолютною точністю. Однак, незважаючи на неможливість точного визначення положення електрона, можна вказати ймовірність знаходження електрона у певному положенні у будь-який момент часу. Область простору, де висока ймовірність виявлення електрона, називається орбіталлю. Поняття «орбіталь» годі ототожнювати з поняттям орбіта, що у теорії Бору. Під орбітою теоретично Бора розуміється траєкторія (шлях) електрона навколо ядра. Електрони можуть займати орбіталі чотирьох різних типів,які називаються S-, р-, d-і f-орбіталями. Ці орбіталі можуть бути представлені тривимірними поверхнями, що обмежують їх. Області простору, обмежені цими поверхнями, зазвичай вибираються так, щоб ймовірність виявлення всередині них одного електрона становила 95%. На рис. 1.18 схематично зображена форма s-і р-орбіталей. s-орбіталь має сферичну форму, а р-орбіталі - форму гантелей. Оскільки електрон має негативний заряд, його орбіталь може розглядатися як деякий розподіл заряду. Такий розподіл прийнято називати електронною хмарою

Рівняння Шредінгера- Рівняння, що описує зміну в просторі та в часі чистого стану, що задається хвильовою функцією, в квантових гамільтонових системах. Відіграє в квантовій механіці таку ж важливу роль, як рівняння другого закону Ньютона у класичній механіці. Його можна назвати рівнянням руху квантової частки. Встановлено Ервіном Шредінгером у 1926 році. Рівняння Шредінгера призначене для частинок без спина, що рухаються зі швидкостями набагато меншими за швидкість світла. У разі швидких частинок та частинок зі спином використовуються його узагальнення.

Хвильова функція, або псі-функція- Комплекснозначна функція, яка використовується в квантовій механіці для опису чистого стану системи. Є коефіцієнтом розкладання вектора стану за базисом (зазвичай координатним):

де – координатний базисний вектор, а – хвильова функція в координатному поданні. |ψ| 2 – ймовірність знаходження частки у цій галузі простору

Нехай хвильова функція задана в N-мірному просторі, тоді в кожній точці з координатами в певний момент часу tвона матиме вигляд. У такому разі рівняння Шредінгера запишеться у вигляді:

де , - Постійна Планка; - маса частинки, - зовнішня по відношенню до частки потенційна енергія в точці, - оператор Лапласа (або лапласіан), еквівалентний квадрату оператора набла

Білет №3

Атомна орбіталь- одноелектронна хвильова функціяу сферично симетричному електричному полі атомного ядра, що задається головним n,орбітальним lі магнітним mквантовими числами.

Назва «орбіталь» (а не орбіта) відображає геометричне уявлення про стаціонарних станах електронав атомі; така особлива назва відображає той факт, що стан електрона в атомі описується законами квантової механікиі відрізняється від класичногоруху по траєкторії. Сукупність атомних орбіталей з однаковим значенням головного квантового числа n становлять одну електронну оболонку.

Квантові числата номенклатура орбіталей

Радіальний розподіл щільності ймовірності для атомних орбіталей при різних nі l.

Головне квантове число nможе приймати будь-які цілі позитивні значення, починаючи з одиниці ( n= 1,2,3, … ∞) і визначає загальну енергію електрона на даній орбіталі (енергетичний рівень):

Енергія для n= ∞ відповідає енергії одноелектронної іонізаціїдля цього енергетичного рівня.

Орбітальне квантове число (яке називається азимутальним або додатковим квантовим числом) визначає момент імпульсуелектрона і може приймати цілі значення від 0 до n - 1 (l = 0,1, …, n - 1). Момент імпульсупри цьому задається співвідношенням

Атомні орбіталі прийнято називати за літерним позначенням їх орбітального числа:

Магнітне квантове число m lвизначає проекцію орбітального моменту імпульсуна напрямок магнітного поля і може приймати цілі значення в діапазоні від - lдо l, включаючи 0 ( m l = -l … 0 … l):

Білет №4

На кожній орбіталі може бути не більше двох електронів, що відрізняються значенням квантового числа спинового s(спина). Ця заборона визначена принципом Паулі. Порядок заповнення електронами орбіталей одного рівня (орбіталей з однаковим значенням головного квантового числа) n) визначається правилом Клечковського, порядок заповнення електронами орбіталей у межах одного підрівня (орбіталей з однаковими значеннями головного квантового числа) nта орбітального квантового числа l) визначається Правилом Хунда.

Короткий запис розподілу електронів в атомі за різними електронними оболонками атома з урахуванням їхнього головного та орбітального квантових чисел nі lназивають електронною конфігурацією атома.

Принцип Паулі(Принцип заборони) - один із фундаментальних принципів квантової механіки, згідно з яким два і більше тотожні ферміони не можуть одночасно перебувати в одному квантовому стані.

Принцип Паулі можна сформулювати наступним чином: в межах однієї квантової системи в даному квантовому стані може бути тільки одна частка, стан іншої має відрізнятися хоча б одним квантовим числом.

Формулювання правила Клечковського

орбітальна енергія послідовно підвищується в міру збільшення суми , причому при тому самому значенні цієї суми відносно меншою енергією володіє атомна орбіталь з меншим значенням головного квантового числа. Наприклад, при орбітальні енергії підпорядковуються послідовності, тому що тут для орбіталі головне квантове число найменше, для орбіталі; найбільше,-орбіталь займає проміжне положення.

При заповненні орбітальних оболонок атома краще (більш енергетично вигідні), і, отже, заповнюються раніше ті стану, котрим сума головного квантового числа і побічного (орбітального) квантового числа, тобто, має менше значення.

ПравилоХунда(Гунда)визначає порядок заповнення орбіталей певного підшару і формулюється так: сумарне значення спінового квантового числа електронів даного підшару має бути максимальним.

Це означає, що в кожній з орбіталей підшару заповнюється спочатку один електрон, а тільки після вичерпання незаповнених орбіталей на цю орбіталь додається другий електрон. При цьому на одній орбіталі знаходяться два електрони з напівцілими спинами протилежного знака, які спаровуються (утворюють двоелектронну хмару) і, в результаті, сумарний спин орбіталі стає рівним нулю.

Білет №5

Енергія іонізації- Різновид енергії зв'язку або, як її іноді називають, перший іонізаційний потенціал (I 1), являє собою найменшу енергію, необхідну для видалення електрона від вільного атома в його нижчому енергетичному (основному) стані на нескінченність.

Енергія іонізації є однією з головних характеристик атома, від якої значною мірою залежать природа та міцність хімічних зв'язків, що утворюються атомом. Від енергії іонізації атома значно залежать також відновлювальні властивості відповідної простої речовини.

Для багатоелектронного атома існують також поняття другого, третього і т. д. іонізаційних потенціалів, що є енергією видалення електрона від його вільних незбуджених катіонів з зарядами +1, +2 і т. д. Ці іонізаційні потенціали, як правило, менш важливі для характеристики хімічний елемент.

Енергія іонізації завжди має ендоенергетичне значення (це зрозуміло, оскільки щоб відірвати електрон від атома, потрібно докласти енергію, мимоволі це може статися).

На енергію іонізації атома найбільш істотно впливають такі фактори:

ефективний заряд ядра, що є функцією числа електронів в атомі, що екранують ядро і розташовані на більш глибоко лежачих внутрішніх орбіталях;

радіальна відстань від ядра до максимуму зарядової щільності зовнішнього, найбільш слабко пов'язаного з атомом і електрона, що залишає його при іонізації;

міра проникаючої можливості цього електрона;

міжелектронне відштовхування серед зовнішніх (валентних) електронів

На енергію іонізації впливають також менш значні чинники, такі, як квантовомеханическое обмінне взаємодія, спинова і зарядова кореляція та інших.

Енергії іонізації елементів вимірюється в Електронвольт на 1 атом або Джоуль на моль.

Енергія спорідненості атома до електрона, або просто його спорідненістю до електрона, називають енергію, що виділяється в процесі приєднання електрона до вільного атома в його основному стані з перетворенням його на негативний іон (спорідненість атома до електрона чисельно одно, але протилежно за знаком енергії іонізації відповідного ізольованого однозарядного аніону).

Спорідненість до електрона виражають у кілоджоулях на моль (кДж/моль) або в електронвольтах на атом (еВ/атом).

На відміну від іонізаційного потенціалу атома, що має завжди ендоенергетичне значення, спорідненість атома до електрона описується як екзоенергетичними, так і ендоенергетичними значеннями

Атомні радіуси.За атомні радіуси приймають величини, знайдені з урахуванням тих чи інших припущень. Теоретично розраховують звані орбітальні радіуси, чи відстань від центру ядра до найбільш віддаленого від нього максимуму електронної щільності.

Періодичність зміни атомних радіусів особливо чітко виражена у s-і р-елементів: у періодах зліва направо радіуси зменшуються, а групах зверху вниз збільшуються. Закономірності зміни атомних радіусів для d- та f-елементів мають складніший характер.

Білет №6

Хімічний елемент- Сукупність атомів з однаковим зарядом ядра і числом протонів, що збігаються з порядковим (атомним) номером у таблиці Менделєєва. Кожен хімічний елемент має свою назву та символ, які наводяться у Періодичній системі елементів Дмитра Івановича Менделєєва.

Формою існування хімічних елементів у вільному вигляді є прості речовини(одноелементні)

В даний час Періодичний закон Д. І. Менделєєва має таке формулювання: «властивості хімічних елементів, а також форми та властивості утворених ними простих речовин і сполук перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їх атомів».

Найбільш поширеними є 3 форми таблиці Менделєєва: «коротка» (короткоперіодна), «довга» (довгоперіодна) та «наддовга». У «наддовгому» варіанті кожен період займає рівно один рядок. У «довгому» варіанті лантаноїди та актиноїди винесені із загальної таблиці, роблячи її компактнішою. У «короткій» формі записи, на додаток до цього, четвертий та наступні періоди займають по 2 рядки; символи елементів головних та побічних підгруп вирівнюються щодо різних країв клітин.

Коротка форма таблиці, що містить вісім груп елементів, була офіційно скасована ІЮПАК у 1989 році. Незважаючи на рекомендацію використовувати довгу форму, коротка форма продовжує наводитися у великій кількості російських довідників та посібників і після цього часу. З сучасної іноземної літератури коротка форма виключена повністю, натомість використовується довга форма.

Білет №10

Молекулярних орбіталей метод найважливіший метод квантової хімії. В основі методу лежить уявлення про те, що кожен електрон молекули описується своєю функцією хвильової - молекулярною орбіталлю (МО). У випадку метод МО розглядає утворення хімічних зв'язків як наслідок руху всіх електронів у сумарному полі, створеному всіма електронами і всіма ядрами вихідних атомів. Однак оскільки основний внесок у освіту зв'язків дають електрони зовнішніх (валентних) оболонок, зазвичай обмежуються розглядом цих електронів. У хімії метод МО (особливо у формі МО ЛКАО) важливий тим, що дозволяє отримувати дані про будову та властивості молекул, виходячи з відповідних характеристик атомів. Тому майже всі сучасні концепції хімічного зв'язку та хімічної реакційної здатності базуються на уявленнях методу МО. Теорія молекулярних орбіталей(МО) дає уявлення про розподіл електронної густини і пояснює властивості молекул. У цій теорії квантовомеханічні залежності для атома поширені більш складну систему - молекулу. Молекула розглядається як ціле, а не як сукупність атомів, що зберегли індивідуальність. У молекулі (як і атомі) є дискретні енергетичні стану окремих електронів (молекулярні орбіталі) зі своїми самоузгодженим рухом у полі одне одного і всіх ядер молекули. Кожна орбіталь характеризується своїм набором квантових чисел, що відбивають властивості електронів у цьому енергетичному стані. На відміну від одноцентрових орбіталі атомів, орбіталі молекул багатоцентрові, тобто молекули мають загальні орбіталі для двох або більше атомних ядер. Кожна молекулярна орбіталь має певну енергію, що наближено характеризується відповідним потенціалом іонізації.

Двоцентрові молекулярні орбіталі

У методі молекулярних орбіталей для опису розподілу електронної щільності в молекулі використовується уявлення про молекулярну орбіталь (подібно до атомної орбіталі для атома). Молекулярні орбіталі - хвильові функції електрона в молекулі чи іншій багатоатомній хімічній частинці. Кожна молекулярна орбіталь (МО), як і атомна орбіталь (АТ), може бути зайнята одним або двома електронами. Стан електрона в області зв'язування описує зв'язуюча молекулярна орбіталь, в області розпушення - розпушуюча молекулярна орбіталь. Розподіл електронів за молекулярними орбіталями відбувається за тими самими правилами, що і розподіл електронів за атомними орбіталями в ізольованому атомі. Молекулярні орбіталі утворюються за певних комбінаціях атомних орбіталей. Їх число, енергію і форму можна вивести виходячи з числа, енергії та форми орбітників атомів, що становлять молекулу. ????????????????????????????????????????????????????? ???

Білет №11: Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок. Сили Ван-дер-Ваальса.

Іонний зв'язок- міцний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з великою різницею (>1,7 за шкалою Полінга) електронегативностей, при якій загальна електронна параполностью переходить до атома з більшою електронегативністю. Прикладом може бути з'єднання CsF, у якому «ступінь іонності» становить 97 %.Розглянемо спосіб освіти з прикладу хлориду натрію NaCl. Електронну конфігурацію атомів натрію та хлору можна уявити: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3р5 Як це атоми з незавершеними енергетичними рівнями. Вочевидь, їхнього завершення атому натрію легше віддати один електрон, ніж приєднати сім, а атому хлору легше приєднати один електрон, ніж віддати сім. При взаємодії атом натрію повністю віддає один електрон, а атом хлору приймає його. Схематично можна записати так: Na. - l е -> Na+ іон натрію, стійка восьмиелектронна 1s2 2s2 2p6 оболонка за рахунок другого енергетичного рівня. :Cl + 1е -> .Cl - іон хлору, стійка восьмиелектронна оболонка. Між іонами Na+ і Cl- виникають сили електростатичного тяжіння, у результаті утворюється з'єднання. Іонний зв'язок – крайній випадок поляризації ковалентного полярного зв'язку. Утворюється між типовими металом та неметалом. При цьому електрони у металу повністю переходять до неметалу. Утворюються іони.

Якщо хімічний зв'язок утворюється між атомами, які мають дуже велику різницю електронегативності (ЕО > 1.7 за Полінгом), то загальна електронна пара повністю переходить до атома з більшою ЕО. Результатом цього є утворення з'єднання протилежно заряджених іонів:

Між іонами, що утворилися, виникає електростатичне тяжіння, яке називається іонним зв'язком. Точніше, такий погляд зручний. Насправді іонний зв'язок між атомами в чистому вигляді не реалізується ніде або майже ніде, зазвичай насправді зв'язок носить частково іонний, а частково ковалентний характер. У той самий час зв'язок складних молекулярних іонів часто можна вважати чисто іонної. Найважливіші відмінності іонного зв'язку з інших типів хімічного зв'язку полягають у ненаправленности і ненасыщаемости. Саме тому кристали, утворені за рахунок іонного зв'язку, тяжіють до різних щільних упаковок відповідних іонів.

Характеристикаподібних сполук служить хороша розчинність у полярних розчинниках (вода, кислоти тощо). Це відбувається через зарядженість елементів молекули. При цьому диполі розчинника притягуються до заряджених кінців молекули, і в результаті Броунівського руху «розтягують» молекулу речовини на частини і оточують їх, не даючи з'єднатися знову. У результаті виходять іони оточені диполями розчинника.

При розчиненні подібних сполук, як правило, виділяється енергія, так як сумарна енергія утворених зв'язків розчинник-іон більше енергії зв'язку аніон-катіон. Винятки становлять багато солі азотної кислоти (нітрати), які при розчиненні поглинають тепло (розчини охолоджуються). Останній факт пояснюється на основі законів, що розглядаються у фізичній хімії.

Металевий зв'язок – хімічний зв'язок, зумовлений наявністю щодо вільних електронів. Характерна як для чистих металів, так і для їх сплавів та інтерметалевих сполук.

Механізм металевого зв'язку

У всіх вузлах кристалічних ґрат розташовані позитивні іони металу. Між ними безладно, подібно до молекул газу рухаються валентні електрони, що відчепилися від атомів при утворенні іонів. Ці електрони грають роль цементу, утримуючи разом позитивні іони; в іншому випадку грати розпалися б під дією сил відштовхування між іонами. Разом з тим і електрони утримуються іонами в межах кристалічних ґрат і не можуть її покинути. Сили зв'язку не локалізовані та не спрямовані. Тому здебільшого виявляються високі координаційні числа (наприклад, 12 чи 8).

[ред.] Характерні кристалічні грати

Більшість металів утворює одну з наступних високосиметричних ґрат із щільною упаковкою атомів: кубічну об'ємно центровану, кубічну гранецентровану ігексагональну.

У кубічних об'ємно центрованих гратах (ОЦК) атоми розташовані у вершинах куба і один атом в центрі об'єму куба. Кубічні об'ємно центровані грати мають метали: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba та ін.

У кубічних гранецентрованих гратах (ГЦК) атоми розташовані у вершинах куба і в центрі кожної грані. Решітки такого типу мають метали: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co та ін.

У гексагональній решітці атоми розташовані у вершинах та центрі шестигранних основ призми, а три атоми – у середній площині призми. Таку упаковку атомів мають метали: Mg, -Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, -Co, Be, -Ca та ін.

[ред.]Інші властивості

Електрони, що вільно рухаються, обумовлюють високу електро- і теплопровідність. Речовини, що мають металевий зв'язок, часто поєднують міцність з пластичністю, так як при зміщенні атомів один щодо одного не відбувається розрив зв'язків.

Ван-дер-ваальсові сили- сили міжмолекулярної взаємодії з енергією 0,8 – 8,16 кДж/моль. Цим терміном спочатку позначалися всі такі сили, у сучасній науці він зазвичай застосовується до сил, що виникають при поляризації молекул та утворення диполів. Відкрито Я. Д. ван дер Ваальсом у 1869 році.

До ван-дер-ваальсових сил відносяться взаємодії між диполями (постійними та індукованими). Назва пов'язана з тим фактом, що ці сили є причиною виправлення на внутрішній тиск у рівнянні стану реального газу Ван-дер-Ваальса. Ці взаємодії переважно визначають сили, відповідальні формування просторової структури біологічних макромолекул.

Ван-дер-ваальсові сили також виникають між часткою (макроскопічною часткою або наночастинкою) та молекулою та між двома частинками.

Класифікація ван-дер-ваальсових сил

Ван-дер-ваальсова взаємодія складається з трьох типів слабких взаємодій:

Орієнтаційні сили, диполь-дипольне тяжіння. Здійснюється між молекулами, що є постійними диполями. Прикладом може бути HCl в рідкому і твердому стані. Енергія такої взаємодії обернено пропорційна кубу відстані між диполями.

Дисперсійне тяжіння (лондонівські сили).Взаємодія між миттєвим і наведеним диполем. Енергія такої взаємодії обернено пропорційна шостому ступені відстані між диполями.

Індукційне тяжіння.Взаємодія між постійним диполем та наведеним (індукованим). Енергія такої взаємодії обернено пропорційна шостому ступені відстані між диполями.

Досі багато авторів виходять із припущення, що ван-дер-ваальсові сили визначають міжшарову взаємодію в шаруватих кристалах, що суперечить експериментальним даним: масштабу анізотропії температури Дебая і, відповідно, масштабу анізотропії ґратового відображення. Виходячи з цього помилкового припущення побудовано багато двомірних моделей, що «описують» властивості, зокрема графіту і нітриду бору.

Білет №12

Координаційне число у хімії

У хімії поняття координаційного числа виникло з розвитком хімії комплексних сполук. Під ним мається на увазі число лігандів (атомів, молекул, іонів), які утворюють першу координаційну (внутрішню) сферу комплексоутворювача.

Наприклад, у комплексній солі гексаціаноферраті(III) калію K 3 координаційне число іону Fe 3+ дорівнює 6, а в цис-дихлородіаммінплатині (II) (солі Пейроні) Pt(NH 3) 2 Cl 2 центральний атом платини пов'язаний з чотирма лігандами.

Поняття координаційного числа застосовується і для характеристики центрального атома в молекулах, переважно для тих випадків, коли число хімічних зв'язаних найближчих атомів не дорівнює чисельному значенню валентності. Наприклад, у молекулі азотної кислоти формальна валентність центрального атома азоту дорівнює 4, ступінь окислення - +5, а координаційне число - 3.

Поняття координаційного числа застосовується також при описі структури рідин та аморфних тіл. І тут координаційне число - міра ближнього порядку, середнє число найближчих сусідів атома. Воно може бути дрібним.

Центральний атом(ЦА) або комплексоутворювач - зазвичай іон або атом металу, хоча в ряді випадків ним може бути і неметал, наприклад, кремній і фосфор в аніонах 2 - і, відповідно. ЦА утворює хімічні зв'язки з лігандами, координує їх довкола себе. В результаті утворюється координаційне з'єднання.

Ліганд(Від лат. ligare - пов'язувати) - атом, іон чи молекула, пов'язані з певним центром (акцептором). Поняття застосовується в біохімії для позначення агентів, що з'єднуються з біологічними акцепторами (рецепторами, імуноглобулінами), а також хімії комплексних сполук, позначаючи там приєднані до одного або кількох центральних (комплексоутворюючих) атомів металу частинки.

У хімії та фізиці атомні орбіталі - це функція, звана хвильовою, яка описує властивості, характерні для не більше двох електронів на околицях або системи ядер, як у молекулі. Орбіталь часто зображується як тривимірна область, усередині якої існує 95-відсоткова ймовірність знаходження електрона.

Орбіталі та орбіти

Коли планета рухається навколо Сонця, вона окреслює шлях, званий орбітою. Подібним чином атом можна подати у вигляді електронів, що кружляють на орбітах навколо ядра. Насправді все інакше, і електрони знаходяться в областях простору, відомих як атомні орбіталі. Хімія задовольняється спрощеною моделлю атома для розрахунку хвильового рівняння Шредінгера та, відповідно, визначення можливих станів електрона.

Орбіти та орбіталі звучать схоже, але вони мають зовсім різні значення. Дуже важливо розуміти різницю між ними.

Неможливість зображення орбіт

Щоб побудувати траєкторію руху чогось, потрібно точно знати, де об'єкт знаходиться, і бути в змозі встановити, де він буде за мить. Для електрона це зробити неможливо.

Відповідно не можна точно знати, де частка знаходиться в даний момент і де вона виявиться згодом. (Насправді принцип говорить про те, що неможливо визначити одночасно і з абсолютною точністю її момент та імпульс).

Тому неможливо побудувати орбіту руху електрона довкола ядра. Чи це велика проблема? Ні. Якщо щось неможливо, це слід прийняти та знайти способи обійти.

Електрон водню - 1s-орбіталь

Припустимо, є один атом водню і в певний момент часу графічно відображається положення одного електрона. Незабаром після цього процедура повторюється, і спостерігач виявляє, що частка знаходиться в новому положенні. Як вона з першого місця потрапила до другого, невідомо.

Якщо продовжувати діяти таким чином, поступово сформується свого роду 3D-карта місць ймовірного знаходження частки.

У цьому випадку електрон може знаходитися в будь-якому місці в межах сферичного простору, що оточує ядро. На діаграмі показано поперечний переріз сферичного простору.

95% часу (або будь-який інший відсоток, тому що стовідсоткову впевненість можуть забезпечити лише розміри Всесвіту) електрон перебуватиме в межах досить легко визначається області простору, досить близької до ядра. Така ділянка називається орбіталлю. Атомні орбіталі - це області простору, де існує електрон.

Що він там робить? Ми не знаємо, не можемо знати, і тому просто ігноруємо цю проблему! Ми можемо сказати лише, що якщо електрон знаходиться на конкретній орбіталі, то він матиме певну енергію.

Кожна орбіталь має назву.

Простір, який займає електроном водню, називається 1s-орбіталлю. Одиниця тут означає те, що частка знаходиться на найближчому до ядра енергетичному рівні. S говорить про форму орбіти. S-орбіталі сферично симетричні щодо ядра - принаймні, як порожня куля з досить щільного матеріалу з ядром у його центрі.

2s

Наступна орбіталь – 2s. Вона схожа на 1s, за винятком того, що область найбільш можливого знаходження електрона розташована далі від ядра. Це орбіталь другого енергетичного рівня.

Якщо придивитися уважно, то можна помітити, що ближче до ядра є ще один регіон дещо вищої щільності електрона («щільність» є ще одним способом позначення ймовірності того, що ця частка є у певному місці).

2s-електрони (і 3s, 4s і т. д.) проводять частину свого часу набагато ближче до центру атома, ніж можна було б очікувати. Результатом цього є невелике зниження їхньої енергії на s-орбіталях. Чим ближче електрони наближаються до ядра, тим менше стає їхня енергія.

3s-, 4s-орбіталі (і т. д.) розташовуються все далі від центру атома.

Р-орбіталі

Не всі електрони населяють s-орбіталі (насправді, дуже мало хто з них там знаходяться). На першому єдиним доступним місцем розташування для них є 1s, на другому додаються 2s та 2p.

Орбіталі цього типу скоріше схожі на 2 однакові повітряні кулі, пов'язані один з одним на ядрі. На діаграмі показано поперечний переріз 3-мірної області простору. Знову ж таки, орбіталь показує лише область з 95-відсотковою ймовірністю знаходження окремого електрона.

Якщо уявити горизонтальну площину, яка проходить через ядро таким чином, що одна частиною орбіти буде перебувати над площиною, а інша під нею, то існує нульова ймовірність знаходження електрона на цій площині. То як же частка потрапляє з однієї частини до іншої, якщо він ніколи не зможе пройти через площину ядра? Це з її хвильової природою.

На відміну від s-p-орбіталь має певну спрямованість.

На будь-якому енергетичному рівні можна мати три абсолютно еквівалентні р-орбіталі, розташовані під прямим кутом один до одного. Вони довільно позначаються символами р х, р у та p z. Так прийнято для зручності - те, що мається на увазі під напрямками X, Y або Z постійно змінюється, тому що атом безладно рухається в просторі.

Р-орбіталі на другому енергетичному рівні називаються 2р х, 2р у і 2p z . Є подібні орбіталі і наступних - 3p x , 3p y , 3p z , 4p x , 4p y , 4p z тощо.

Усі рівні, крім першого, мають р-орбитали. На більш високих «пелюстки» витягнутіше, з найімовірнішим місцем знаходження електрона на більшій відстані від ядра.

d- та f-орбіталі

На додаток до s- та р-орбіталів, існує два інших набори орбіталей, доступних для електронів на більш високих рівнях енергії. На третьому можливе існування п'яти d-орбіталей (зі складними формами та іменами), а також 3s- та 3p-орбіталей (3p x , 3p y , 3p z). Загалом їх тут є 9.

На четвертому, поряд з 4s і 4p і 4d з'являються 7 додаткових f-орбіталей - всього 16, доступних на всіх вищих енергетичних рівнях.

Розміщення електронів на орбіталі

Атом можна уявити, як дуже химерний будинок (подібний до перевернутої піраміди) з ядром, що живе на першому поверсі, і різними кімнатами на верхніх поверхах, займаних електронами:

на першому поверсі є лише 1 кімната (1s);
на другій кімнаті вже 4 (2s, 2р х, 2р у і 2p z);
на третьому поверсі розташовано 9 кімнат (одна 3s, три 3р та п'ять 3d-орбіталей) і так далі.

Але кімнати не дуже великі. Кожна з них може містити лише 2 електрони.

Зручний спосіб показати атомні орбіталі, в яких знаходяться дані частинки, - це намалювати «квантові осередки».

Квантові осередки

Атомні орбіталі можуть бути представлені у вигляді квадратів з електронами в них, зображеними у вигляді стрілок. Часто стрілки, спрямовані вгору та вниз, використовуються, щоб показати, що ці частинки відрізняються одна від одної.

Необхідність різних електронів в атомі є наслідком квантової теорії. Якщо вони знаходяться на різних орбіталях – це чудово, але якщо вони розташувалися на одній, то між ними має існувати якась тонка відмінність. Квантова теорія наділяє частинки властивістю, що зветься «спин» - саме його і позначає напрямок стрілок.

1s-орбіталь з двома електронами зображується у вигляді квадрата з двома стрілками, спрямованими вгору та вниз, але її також можна записати ще швидше як 1s 2 . Це читається як "один s два", а не як "один s у квадраті". Не слід плутати числа у цих позначеннях. Перше означає енергетичний рівень, а друге - кількість частинок на орбіталі.

Гібридизація

У хімії гібридизація є концепцією змішування атомних орбіталей у нові гібридні, здатні парувати електрони з формуванням хімічних зв'язків. Sp-гібридизація пояснює хімічні зв'язки таких сполук, як алкіни. У цій моделі атомні орбіталі вуглецю 2s та 2p змішуються, утворюючи дві sp-орбіталі. Ацетилен C 2 H 2 складається з sp-sp-переплетення двох атомів вуглецю з утворенням σ-зв'язку та двох додаткових π-зв'язків.

Атомні орбіталі вуглецю в граничних вуглеводнях мають однакові гібридні sp 3 -орбіталі, що мають форму гантелі, одна частина якої набагато більша за іншу.

Sp 2 -гібридизація подібна до попереднім і утворена змішуванням однієї s і двох p-орбіталей. Наприклад, у молекулі етилену утворюються три sp 2 - і одна p-орбіталь.

Атомні орбіталі: принцип заповнення

Уявляючи переходи від одного атома до іншого в періодичній таблиці хімічних елементів, можна встановити електронну структуру наступного атома шляхом розміщення додаткової частинки в наступну доступну орбіталь.

Електрони, перш ніж заповнити вищі енергетичні рівні, займають нижчі, розташовані ближче до ядра. Там, де є вибір, вони заповнюють орбіталі окремо.

Такий порядок заповнення відомий за назвою правила Хунда. Воно застосовується тільки тоді, коли атомні орбіталі мають рівні енергії, а також допомагає мінімізувати відштовхування між електронами, що робить атом більш стабільним.

Слід звернути увагу, що у s-орбіталі енергія завжди трохи менше, ніж у р тому ж енергетичному рівні, тому перші завжди заповнюються раніше останніх.

Що дійсно дивно, так це становище 3d-орбіталей. Вони знаходяться на більш високому рівні, ніж 4s, і тому 4s-орбіталі заповнюються першими, а потім уже всі 3d-і 4p-орбіталі.

Така сама плутанина відбувається і на більш високих рівнях з великою кількістю переплетень між ними. Тому, наприклад, атомні орбіталі 4f не заповнюються, доки не будуть зайняті всі місця на 6s.

Знання порядку заповнення має центральне значення розуміння того, як описувати електронні структури.

Атомна орбіталь- одноелектронна хвильова функція, отримана рішенням рівняння Шредінгера для даного атома; задається: головним n, орбітальним l і магнітним m - квантовими числами. Єдиний електрон атома водню утворює навколо ядра сферичну орбіталь - кулясту електронну хмару, на кшталт нещільно намотаного клубка пухнастої вовни або ватяної кульки.

Сферичну атомну орбіталь вчені домовилися називати s-орбіталлю. Вона найстійкіша і знаходиться досить близько до ядра. Чим більша енергія електрона в атомі, тим швидше він обертається, тим сильніше витягується область його перебування і нарешті перетворюється на гантелеподібну. p-орбіталь:

Гібридизація орбіталей- гіпотетичний процес змішування різних (s, p, d, f) орбіталей центрального атома багатоатомної молекули із виникненням однакових орбіталей, еквівалентних за своїми характеристиками.

5.Тетраедричні моделі атома вуглецю. Теорія будови Бутлерова

Теорія хімічної будови органічних речовин була сформульована А. М. Бутлеровим у 1861 році.

Основні положення теорії будовизводяться до наступного:

1) у молекулах атоми з'єднані один з одним у певній послідовності відповідно до їх валентності. Порядок зв'язку атомів називається хімічною будовою;

2) властивості речовини залежать не тільки від того, які атоми і в якій кількості входять до складу його молекули, а й від того, в якому порядку вони з'єднані між собою, тобто від хімічної будови молекули;

3) атоми чи групи атомів, які утворили молекулу, взаємно впливають друг на друга.

Основні уявлення про хімічну будову, закладені Бутлеровим, були доповнені Вант-Гофф І Ле-Белем (1874), які розвинули ідею про просторове розташування атомів в молекулі органіч. в-ва і поставили питання про просторову конфігурацію та конформацію молекул. Робота Вант-Гоффа започаткувала напрямок орг. Хімії – стереохімії – навчанню про просторову будову. Вант-Гофф запропонував тетраедричну модель атома вуглецю – чотири валентності атома до вуглецю в метані спрямовані до чотирьох кутів тетраедра, в центрі якого знаходиться вуглецевий атом, а на вершинах – атоми водню.

Ненасичені карбонові кислоти

Хімічні властивості.
Хімічні властивості ненасичених карбонових кислот обумовлені як властивостями карбоксильної групи, так і властивостями подвійного зв'язку. Специфічними властивостями мають кислоти з близько розташованою від карбоксильної групи подвійним зв'язком - альфа, бета-ненасичені кислоти. У цих кислот приєднання галогеноводородів та гідратація йдуть проти правила Марковнікова:

СН 2 = СН-СООН + НВr -> СН 2 Вr-СН 2 -СООН

При обережному окисленні утворюються діоксикислоти:

СН 2 =СН-СООН + [О] + Н 2 0 -> АЛЕ-СН 2 -СН(ОН)-СООН

При енергійному окисленні відбувається розрив подвійного зв'язку і утворюється суміш різних продуктів, якими можна встановити положення подвійного зв'язку. Олеїнова кислота З 17 Н 33 СООН - одна з найважливіших вищих ненасичених кислот. Це - безбарвна рідина, твердне на холоді. Її структурна формула: СН 3 -(СН 2) 7 -СН=СН-(СН 2) 7 -СООН.

Похідні карбонових кислот

Похідні карбонових кислот- це сполуки, у яких гідроксильна група карбонової кислоти заміщена іншою функціональною групою.

Прості ефіри- органічні речовини, що мають формулу R-O-R", де R і R" - вуглеводневі радикали. Проте слід враховувати, що така група може входити до складу інших функціональних груп сполук, які не є простими ефірами.

Складні ефіри(або естери) - похідні оксокислот (як карбонових, так і неорганічних) із загальною формулою R k E(=O) l (OH) m , де l ≠ 0, що формально є продуктами заміщення атомів водню гідроксилів -OH кислотної функції на вуглеводневий залишок (аліфатичний, алкенільний, ароматичний або гетероароматичний); розглядаються також як ацилпохідні спиртів. У номенклатурі IUPAC до складних ефірів відносять також ацилпохідні халькогенідних аналогів спиртів (тіолів, селенолів та телуролів).

Відрізняються від простих ефірів (етерів), у яких два вуглеводневі радикали з'єднані атомом кисню (R 1 -O-R 2)

Амі́ди- похідні оксокислот (як карбонових, так і мінеральних) R k E(=O) l (OH) m , (l ≠ 0), що формально є продуктами заміщення гідроксильних груп -OH кислотної функції на аміногрупу (незаміщену та заміщену); розглядаються також як ацилпохідні амінів. Сполуки з одним, двома або трьома ацильными замісниками у атома азоту називаються первинними, вторинними і третинними амідами, вторинні аміди називаються також імідами.

Аміди карбонових кислот - карбоксаміди RCO-NR 1 R 2 (де R 1 і R 2 - водень, ацил або алкільний, арильний або інший вуглеводневий радикал) зазвичай іменуються амідами, у разі інших кислот відповідно до рекомендацій IUPAC при іменуванні аміду як префікс вказується назва кислотного залишку, наприклад, аміди сульфокислот RS(=O 2 NH 2 іменуються сульфамідами.

Хлорангідрид карбонової кислоти(ацилхлорид) - похідне карбонової кислоти, в якій гідроксильна група -OH у карбоксильній групі -COOH замінена на атом хлору. Загальна формула R-COCl. Перший представник з R=H (хлористий форміл) не існує, хоча суміш CO і HCl в реакції Гаттермана - Коха поводиться подібно до хлорангідриду мурашиної кислоти.

Отримання

R-COOH + SOCl 2 → R-COCl + SO 2 + HCl

Нітрили- органічні сполуки загальної формули R-C≡N, що формально є C-заміщеними похідними синильної кислоти HC≡N

Капрон(полі-ε-капроамід, найлон-6, поліамід 6) - синтетичне поліамідне волокно, одержуване з нафти, продукт поліконденсації капролактаму

[-HN(CH 2) 5 CO-] n

У промисловості його одержують шляхом полімеризації похідного.

Нейлон(англ. nylon) - сімейство синтетичних поліамідів, що використовуються переважно у виробництві волокон.

Найбільш поширені два види нейлону: полігексаметиленадипінамід ( анід(СРСР/Росія), найлон 66 (США)), часто званий власне нейлоном і полі-ε-капроамід ( капрон(СРСР/Росія), Найлон 6 (США)). Відомі також інші види, наприклад, полі-ω-енантоамід ( енант(СРСР/Росія), найлон 7 (США)) та полі-ω-ундеканамід ( ундекан(СРСР/Росія), найлон 11 (США), рільсан (Франція, Італія)

Формула волокна з аніду: [-HN(CH 2) 6 NHOC(CH 2) 4 CO-] n . Анід синтезується поліконденсацією адипінової кислоти та гексаметилендіаміну. Для забезпечення стехіометричного відношення реагентів 1:1, необхідного для отримання полімеру з максимальною молекулярною масою, використовується сіль адипінової кислоти та гексаметилендіаміну ( АГ-сіль):

R = (CH 2) 4 , R" = (CH 2) 6

Формула волокна з капрону (найлон-6): [-HN(CH 2) 5 CO-] n . Синтез капрону з капролактаму проводиться гідролітичною полімеризацією капролактаму за механізмом «розкриття циклу – приєднання»:

Пластмасові вироби можуть виготовлятися з жорсткого нейлону - еколону шляхом впорскування у форму рідкого нейлону під великим тиском, ніж досягається більша щільність матеріалу.

Класифікація

КЕТОКИСЛОТИ- органічні речовини, до складу молекул яких входять карбоксильні (COOH-) та карбонільні (-CO-) групи; служать попередниками багатьох сполук, виконують важливі біологічні функції у організмі. Істотні порушення обміну речовин, що мають місце при низці патологічних станів, супроводжуються підвищенням концентрації в організмі людини тих чи інших кетокислот

кето єнольна таутомерія

Методи отримання Альфа та Бета кетокислот

-Кетокислоти отримують окисленням -гідроксикислот.

β-Кетокислоти через свою нестійкість одержують зі складних ефірів конденсацією Кляйзена.

В органічній хімії термін «реакція окислення» має на увазі, що окислюється саме органічнез'єднання, при цьому окислювачем у більшості випадків є неорганічний реагент.

Алкени

KMnO 4 та H 2 O (нейтральне середовище)

3СH2=CH2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O = 3C 2 H 4 (OH) 2 + 2MnO 2 + 2KOH - повне рівняння

(кисле середовище)

йде розрив подвійного зв'язку:

R-СH 2 =CH 2 -R + [O] → 2R-COOH - схематичне рівняння

Алкіларени

Еітлбензол-алкіларен

Кетони

Кетони до дії окислювачів дуже стійкі і окислюю лише сильними окислювачами при нагріванні. У процесі окислення відбувається розрив зв'язків C-C з обох боків карбонільної групи і в загальному випадку виходить суміш чотирьох карбонових кислот:

Окислення кетону передує його енолізація, яка може проходити як у лужному, так і в кислому середовищі:

Винна кислота(діоксіянтарна кислота, тартарова кислота, 2, 3-дигідроксибутандіова кислота) НООС-СН(ОН)-СН(ОН)-СООН - двоосновна оксикислота. Солі та аніони винної кислоти називають тартратами.

Відомі три стереоізомерні форми винної кислоти: D-(-)-енантіомер (зліва вгорі), L-(+)-енантіомер (праворуч вгорі) та мезо-форма (мезовинна кислота):

Діастереомери- стереоізомери, що не є дзеркальними відображеннями один одного. Діастереомерія виникає коли з'єднання має кілька стереоцентрів. Якщо два стереоізомери мають протилежні конфігурації всіх відповідних стереоцентрів, вони є енантіомерами.

©2015-2019 сайт
Усі права належати їх авторам. Цей сайт не претендує на авторства, а надає безкоштовне використання.
Дата створення сторінки: 2017-07-13

Орбіталі атома водню.

Коли розглядаються хвильові функції для електронів в окремих атомах, ці функції називають атомними орбіталями(скорочено АТ). Експериментальні докази існування атомних орбіталей можна одержати з атомних спектрів. Наприклад, при електричному розряді в газоподібному водні молекули Н 2 дисоціюють на атоми, а атоми випромінюють світло строго певних частот, що групуються серіями: у видимій області (так звана серія Бальмера), ультрафіолетової (серія Лаймана), інфрачервоної (серія Пашена). Ще в доквантовий період було помічено, що всі серії задовольняють одного простого рівняння:

атомний молекулярний орбіталь квантування

Атом водню тривимірний, тому рівняння Шредінгера має включати кінетичну енергію у всіх трьох вимірах і матиме дещо складніший вигляд, ніж представлене в розділі 1.1 цього розділу рівняння для одновимірного руху. При його вирішенні з накладенням граничних умов, що випливають із ймовірнісної інтерпретації хвильової функції, було отримано такі висновки.

1. Необхідно прийняти, що існують три безрозмірні квантові числа, які позначають символами п, / і т. Поява квантового числа п викликана тим, що електрон може змінювати свою відстань від ядра. Квантові

числа / і тпов'язані з кутовим моментом кількості руху електрона, який може обертатися навколо ядра у трьох вимірах. Число / характеризує величину кутового моменту, а число т- орієнтацію кутового моменту у просторі, оскільки кутовий момент - векторна величина. Допустимими значеннями квантових чисел, що випливають із граничних умов, є n - 1, 2, 3.;

2. Енергія електрона, взагалі кажучи, повинна залежати від усіх трьох квантових чисел, або принаймні від двох, однак унікальною особливістю атома водню (але не інших атомів) є те, що енергія електрона залежить тільки від п. З цієї причини п називається головним квантовим числом. (Так, для п = 3l може набувати значень 0, 1 і 2, але енергія електрона залишається постійною.) Дозволеними енергіями будуть енергії, що мають вигляд Еп = R/п2.

Атомні орбіт або атома водню мають дуже важливе значення, так як вони показують, як розподіл електрон (або електронна щільність) у просторі. Амплітуда АТ ш (r) різна в різних місцях простору, а ймовірність знаходження електрона в деякій нескінченно малій області dф навколо точки r становить. Просторове розподілення електрона можна зобразити шляхом вказівки величини за допомогою різної щільності штрихування на діаграмі. Розподіл щільності деяких АТ водню представлено на рис.1.1

Орбіталь основного стану атома водню дуже проста: вона сферично симетрична та її щільність експоненційно спадає у міру віддалення від ядра. Отже, найімовірніше знайти електрон біля ядра, де ц/ і таким чином у? ^ максимальні. Це узгоджується спред ставши легшим, що електрон для досягнення найменшої потенційної енергії повинен прагнути до ядра. Однак орбнталь не зовсім "притиснута" до ядра, а поширюється і на області, які досить віддалені від нього. Така ситуація виникає внаслідок того, що велике значення має не лише потенційна, а й кінетична енергія електрона. Останню не можна уявити як кінетичну енергію руху по орбіті навколо ядра, що призводить до появи відцентрової сили, що утримує електрон далеко від ядра, оскільки кутовий момент електрона в основному стані атома водню дорівнює нулю. (При п= 1 може бути лише одне квантове число величини кутового моменту: /=0, і, отже, дорівнює нулю.) Таким чином, у класичному розумінні електрон в основному стані атома водню як би не обертається навколо ядра, а просто хитається вздовж радіусу. Із цим і пов'язана його кінетична енергія. З погляду квантової теорії, кінетична енергія електрона пов'язана з довжиною хвилі електрона, що поширюється в радіальному напрямку. Якщо орбнталь "підтискається" до ядра, довжина хвилі в радіальному напрямку неминуче зменшується, і тому кінетична енергія зростає (розд.1.1). Реальна орбнталь є результатом компромісу між помірно низькою потенційною енергією та помірно високою кінетичною енергією. Ближче до ядра електронна щільність вище, але вона є і на відстані від ядра відстані.

Рис.1.1

Усі орбіталі з нульовим кутовим моментом називаються s-орбіталями. Орбіталь нижчої енергії називається 1s-орбіталлю. Якщо п= 2 і 7 = 0, це 2s-орбіталь. Її енергія вища, ніж енергія 1s-орбіталі, з двох причин. По-перше, вона має радіальний вузол (рис.1.2), що представляє собою сферичну поверхню, всередині і зовні якої хвильова функція має різні знаки, і на цій поверхні електронна щільність дорівнює нулю. Поява вузлів на будь-якій орбіталі підвищує енергію електрона, що займає цю орбіталь, і що більше вузлів, то енергія орбіталі вища.

Це з тим, що зі збільшенням числа вузлів довжина хвилі електрона стає коротше, тобто. більше напівволі припадає на ту саму область простору і тому його кінетична енергія зростає. По - друге, підвищення енергії 2s-орбіталі порівняно з 1s-орбіталлю пов'язане з тим, що 2s-орбіталь простягається на відстань, більш далеку від ядра, і тому потенційна енергія електрона на ній вище, ніж на 1s-орбіталі. Аналогічні зауваження можна зробити і щодо вищих s-орбіталей: і т.д.

Рис.1.2

Орбіталь з п= 1 немає вузлів. Орбіталі з п=2 мають один вузол, з п=3 - два вузли тощо. Щодо операції симетрії інверсії (центр інверсії збігається з центром ядра), всі s-орбіталі симетричні, всі s-орбіталі антисиметричні, всі s-орбіталі симетричні і т.д.

Якщо n=0, єдиним значенням, дозволеним для lє нуль, але якщо n=2, квантове число орбітального кутового моменту може приймати значення 0 (2л-орбіт аль) або 1. Якщо n= 1, атомні орбіталі носять назву р-орбнгалей. При n= 2і l= 1 ми маємо 2р-орбнталь. Вона відрізняється від 2s-орбнталі тим, що електрон, що її займає, має орбітальний кутовий момент величиною (2) Кутовий момент є наслідком наявності кутового вузла (рис.1.2), який, як кажуть, "вводить кривизну в кутову зміну хвильової функції" (куля перетворюється у гантель). Наявність орбітального кутового моменту дуже впливає на радіальну форму орбіталі. У той час як усі 5-орбіт алі у ядра мають ненульове значення, 1s-орбіталі там відсутні. Це можна як відкидання електрона від ядра орбітальним кутовим моментом. Сила кулонівського тяжіння електрона до ядра пропорційна 1 /г де г - відстань від ядра, а відцентрова сила, що відштовхує електрони від ядра, пропорційна r 3 (3 - кутовий момент). Тому, якщо кутовий момент ^0, при дуже малих г відцентрова сила перевершує кулонівську. Цей відцентровий ефект проявляється також у АТ з l=2, які називаються 1s-орбіталями, l=3 (s-орбіталі) і вищих орбіталях (Ј-, /? - , у-орбіталі). Всі ці орбіталі, через те, що /^0, мають нульову амплітуду біля ядра і, отже, ймовірність виявити там електрони дорівнює нулю.

У 2/? - орбнталі немає радіального вузла, зате 3/? - Орбіталь його має. Ескізи нижніх атомних орбіт аллей, що ілюструють властивості та симетрію АТ (але не імовірнісний розподіл електрона всередині орбіталі, як на рис.1.1), наведено на рис.1.2 Світлі та затемнені області – це місця, де хвильова функція має різні знаки. Оскільки вибір знака довільний, байдуже, чи співвідноситимемо ми затемнені області з позитивним, а світлі області з негативним знаком хвильової функції, або навпаки. Кордон між світлою та темною областями орбнталей - це вузол, тобто. місце, де хвильова функція дорівнює нулю, або, іншими словами, місце, де хвильова функція змінює знак на протилежний. Чим більше вузлів, тим вища енергія електрона, що займає цю АТ.

Оскільки для орбіталей l=0 квантове число тможе приймати значення +1, 0 та - 1. Різні значення твідповідають орбнталям з різними орієтаціями орбітального кутового моменту, р-орбіталь з т = 0 має нульову проекцію кутового моменту на вісь 2 (рис.1.2), і з цієї причини її називають р 2 -орбіталлю. Вид р 2 - орбнталі (див. рис.1.1 і 1.2) говорить про те, що електронна щільність "зібрана в заплаві" вздовж осі 2. У цьому випадку існує горизонтальна вузлова площина, що проходить через ядро, і можливість знайти електрон у цій площині дорівнює нулю. Дві інші р -орбнталі можна уявити аналогічними картинами з орієнтацією "лопатей" вздовж осей хну(див. рис.1.1), тому вони називаються рх і р у - орбнталями.

Якщо /? =3, то / може приймати значення 0, 1 і 2. Це прнаоднг до однієї 3^-орбнгалі, трьом 3/? - орбнгалям і п'яти 3-орбнгалям.3б/-Орбнталей п'ять, оскільки при / =2 тможе приймати значення 2, 1, 0, - 1 та - 2. Усі Ъй- Орбнталі мають нульову амплітуду біля ядра. У них немає радіальних вузлів (у 4с1 - орбнталей радіальні вузли з'являються), але кожна має дві вузлові площини (див. рис.1.2).

Вище сказано, що енергія електрона в атомі водню залежить від головного квантового числа орбнталі, яку він займає і не залежить від його орбітального кутового моменту. Таким чином, в атомі водню електрон на 2л-орбнталі має ту ж енергію, що і на будь-якій з 2р-орбіт аллей. Якщо різні орбнталі мають однакову енергію, вони називаються виродженими. Виродження атома водню є чимось винятковим і у фізиці пояснюється особливою формою його кулонівського потенціалу.

Електрони можуть займати орбіталі чотирьох різних типів, які називаються s-, р-, d- та f-орбіталями. Ці орбіталі можуть бути представлені тривимірними поверхнями, що обмежують їх. Області простору, обмежені цими поверхнями, зазвичай вибираються так, щоб ймовірність виявлення всередині них одного електрона становила 95%. На рис. 1.18 схематично зображена форма s-і -орбіталей. s-орбіталь має сферичну форму, а -орбіталі - форму гантелей.

Оскільки електрон має негативний заряд, його орбіталь може розглядатися як деякий розподіл заряду. Такий розподіл прийнято називати електронною хмарою (рис. 1.19).

Мал. 1.18. Форма s- та p-орбіталей.

Мал. 1.19. Електронні хмари в поперечному розрізі. Колом представлена область навколо ядра, у межах якої ймовірність знаходження електрона дорівнює 95%.