Как были открыты электронные орбитали химия. Атомная орбиталь

Электрон имеет двойственную природу: в разных экспериментах он может проявлять свойства частицы и волны. Свойства электрона как частицы : масса, заряд; волновые свойства ‑ в особенностях движения, интерференция и дифракция.

Движение электрона подчиняется законам квантовой механики .

Основные характеристики, определяющие движение электрона вокруг ядра: энергия и пространственные особенности соответствующей орбитали.

При взаимодействии (перекрывании) атомных орбиталей (АО) , принадлежащих двум или более атомам, образуются молекулярные орбитали (МО) .

Молекулярные орбитали заполняются обобществленными электронами и осуществляют ковалентную связь .

Перед образованием молекулярных орбиталей может происходить гибридизация атомных орбиталей одного атома.

Гибридизация – изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для более эффективного их перекрывания. Образуются одинаковые гибридные АО , которые участвуют в образовании МО , перекрываясь атомным орбиталями других атомов. Гибридизация возможна лишь для атомов, образующих химические связи, но не для свободных атомов.

Углеводороды

Основные вопросы:

1. Углеводороды. Классификация. Номенклатура.
2. Строение. Свойства.
3. Применение углеводородов.

Углеводороды – класс органических соединений, которые состоят из двух элементов: углерода и водорода.

Выбрать изомеры и гомологи:

Назвать алканы:

____________________________________________

__________________________________________

Ä реакция нитрования (реакция Коновалова, 1889 ) – реакция замещения водорода на нитрогруппу.

Условия : 13% НNO 3 , t = 130 – 140 0 C, Р= 15 – 10 5 Па. В промышленном масштабе нитрование алканов проводят в газовой фазе при 150 – 170 0 С оксидом азота (ІV) или парами азотной кислоты.

СН 4 + НО – NO 2 → CН 3 – NO 2 + Н 2 О

нитрометан

@ Решить задания:

1. Состав алканов отражает общая формула:

а) С n H 2 n +2 ; б) С n H 2 n -2 ; в) С n H 2 n ; г) С n H 2 n -6 .

2. С какими реагентами могут взаимодействовать алканы:

а) Br 2 (раствор); б) Br 2 , t 0 ; в) Н 2 SO 4 ; г) НNO 3 (разбав.), t 0 ; д ) КМnО 4 ; е ) КОН?

Ответы: 1) реагенты а, б, г, д ; 2) реагенты б, в, е ;

3) реагенты б, г ; 4) реагенты б, г, д, е .

1. Установить соответствие между типом реакции и схемой (уравнением) реакции:

1. Укажите вещество, которое образуется при полном хлорировании метана:

а) трихлорметан; б) тетрахлорметан; в) дихлорметан; г) тетрахлорэтан.

1. Укажите наиболее вероятный продукт монобромирования 2,2,3-триметилбутана:

а) 2-бром-2,3,3-триметилбутан; б) 1-бром-2,2,3-триметилбутан;

в) 1-бром-2,3,3-триметилбутан; г) 2-бром-2,2,3-триметилбутан.

Составьте уравнение реакции.

Реакция Вюрца – действие металлического натрия на галогенопроизводные углеводородов. При взаимодействии двух разных галогенопроизводных образуется смесь углеводородов, которая может быть разделена перегонкой.

@ Решить задания:

1. Укажите название углеводорода, который образуется при нагревании бромэтана с металлическим натрием:

а) пропан; б) бутан; в) пентан; г) гексан; д) гептан.

Составить уравнение реакции.

1. Какие углеводороды образуются при действии металлического натрия на смесь:

а) иодметана и 1-бром-2-метилпропана; б) 2-бромпропана и 2-бромбутана?

Циклоалканы

1. Для малых циклов (С 3 – С 4) характерны реакции присоединения водорода, галогенов и галогеноводородов. Реакции сопровождаются размыканием цикла.

2. Для других циклов (С 5 и выше) характерны реакции замещения.

Непредельные углеводороды (ненасыщенные):

Алкены (олефины, ненасыщенные углеводороды с двойной связью, этиленовые углеводороды): Строение: sp 2 -гибридизация, плоскостное размещение орбиталей (плоский квадрат). Реакции: присоединения (гидрование, галогенирование, гидрогалогенирование, полимеризация), замещения(не характерны),окисления (горение, КМnO 4), разложения (без доступа кислорода).

@ Решить задания:

1. Какова гибридизация атомов углерода в молекуле алкена:

а) 1 и 4 – sp 2 , 2 и 3 – sp 3 ; б) 1 и 4 – sp 3 , 2 и 3 – sp 2 ;

в) 1 и 4 – sp 3 , 2 и 3 – sp; г) 1 и 4 – не гибридизованы, 2 и 3 – sp 2 .

2. Назвать алкен:

1. Составить уравнения реакций на примере бутена-1, назвать полученные продукты.

4. В приведенной ниже схеме превращений этилен образуется в реакции:

а) 1 и 2; б) 1 и 3; в) 2 и 3;

г) этилен не образуется ни в одной реакции.

1. Какая реакция идет против правила Марковникова:

а)СН 3 – СН = СН 2 + НВr →; б) СН 3 – СН = СН 2 + Н 2 O →;;

в) СН 3 – СН = СН – CH 2 + НCI →; г) СCI 3 – СН = СН 2 + НCI →?

þ Диены с сопряженными связями: гидрование 1,3-бутадиена – образуется 2-бутен (1,4-присоединение):

þ гидрирование 1,3-бутадиена в присутствии катализатора Nі ‑ бутан:

þ галогенирование 1,3-бутадиена – 1,4-присоединение (1,4 – дибром-2-бутен):

þ полимеризация диенов:

Полиены (ненасыщенные углеводороды со многими двойными связями) – это углеводороды, в составе молекул которых содержится не меньше трёх двойных связей.

Получение диенов:

Ø действие спиртового раствора щелочи:

Ø способ Лебедева (синтез дивинила):

Ø дегидратация гликолей (алкандиолов):

Алкины (ацетиленовые углеводороды, углеводороды с одной тройной связью): Строение: sp-гибридизация, линейное размещение орбиталей. Реакции: присоединения (гидрование, галогенирование, гидрогалогенирование, полимеризация), замещения(образование солей),окисления (горение, КМnO 4), разложения (без доступа кислорода).	5-метилгексин-2 1-пентин 3-метилбутин-1
	1. Какие углеводороды соответствуют общей формуле С n H 2n-2: а) ацетиленовые, диеновые; б) этиленовые, диеновые; в) циклоалканы, алкены; г) ацетиленовые, ароматические? 2. Тройная связь является сочетанием: а) трехσ-связей; б) одной σ-связи и двух π-связей; в) двух σ-связей и одной π-связи; г) трехπ-связей. 3. Составить формулу 3-метилпентина -3.
І. Реакции присоединения
v Гидрирование происходит через стадию образования алкенов:
v Присоединение галогенов происходит хуже, чем в алкенах: Алкины обесцвечивают бромную воду (качественная реакция ).
v Присоединение галогенводородов:
Продукты присоединения к нессиметричным алкинам определяются правилом Марковникова:
v Присоединение воды (гидратация) – реакция М.Г.Кучерова, 1881.
Для гомологов ацетилена продуктом присоединения воды является кетон:
ІІІ. Образование солей (кислотные свойства) –реакции замещения
ð Взаимодействие с активными металлами : Ацетилениды используют для синтеза гомологов.
ð Взаимодействие алкинов с аммиачными растворами оксида серебра или хлорида меди(І) :
Качественная реакция на конечную тройную связь ‑ образование серовато-белого осадка ацетиленида серебра или красно-коричневого – ацетиленида меди (І):	НС ≡ СН + СuCI → СuC ≡ ССu ↓ + 2HCI Реакция не происходит
ІV. Реакции окисления
Ÿ Мягкое окисление – обесцвечивание водного раствора перманганата калия (качественная реакция на кратную связь ):	При взаимодействии ацетилена с разбавленным раствором КМnО 4 (комнатная температура) ‑ щавелевая кислота .

Химический элемент – определенный вид атомов, обозначаемый названием и символом и характеризуемый порядковым номером и относительной атомной массой.

В табл. 1 перечислены распространенные химические элементы, приведены символы, которыми они обозначаются (в скобках – произношение), порядковые номера, относительные атомные массы, характерные степени окисления.

Нулевая степень окисления элемента в его простом веществе (веществах) в таблице не указана.

Все атомы одного элемента имеют одно и то же число протонов в ядре и число электронов в оболочке. Так, в атоме элемента водород Н находится 1р + в ядре и на периферии 1е - ; в атоме элемента кислород О находится 8р + в ядре и 8е - в оболочке; атом элемента алюминий Аl содержит 13р + в ядре и 13е - в оболочке.

Атомы одного элемента могут различаться числом нейтронов в ядре, такие атомы называются изотопами. Так, у элемента водород Н три изотопа: водород-1 (специальное название и символ протий 1 H) с 1 р + в ядре и 1е - в оболочке; водород-2 (дейтерий 2 Н, или D) с 1р + и 1п 0 в ядре и 1е - в оболочке; водород-3 (тритий 3 Н, или Т) с 1р + и 2п 0 в ядре и 1е - в оболочке. В символах 1 Н, 2 Н и 3 Н верхний индекс указывает массовое число – сумму чисел протонов и нейтронов в ядре. Другие примеры:

Электронную формулу атома любого химического элемента в соответствии с его расположением в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева можно определить по табл. 2.

Электронная оболочка любого атома делится на энергетические уровни (1, 2, 3-й и т. д.), уровни делятся на подуровни (обозначаются буквами s, р, d, f ). Подуровни состоят из атомных орбиталей – областей пространства, где вероятно пребывание электронов. Орбитали обозначаются как 1s (орбиталь 1-го уровня s-подуровня), 2s , 2р , 3s , 3р, 3d, 4s … Число орбиталей в подуровнях:

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

1) принцип минимума энергии

Электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией.

Последовательность нарастания энергии подуровней:

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

2) правило запрета (принцип Паули)

В каждой орбитали может разместиться не более двух электронов.

Один электрон на орбитали называется неспаренным, два электрона - электронной парой:

3) принцип максимальной мультиплетности (правило Хунда)

В пределах подуровня электроны сначала заполняют все орбитали наполовину, а затем – полностью.

Каждый электрон имеет свою собственную характеристику – спин (условно изображается стрелкой вверх или вниз). Спины электронов складываются как вектора, сумма спинов данного числа электронов на подуровне должна быть максимальной (мультиплетность):

Заполнение электронами уровней, подуровней и орбиталей атомов элементов от Н (Z = 1) до Kr (Z = 36) показано на энергетической диаграмме (номера отвечают последовательности заполнения и совпадают с порядковыми номерами элементов):

Из заполненных энергетических диаграмм выводятся электронные формулы атомов элементов. Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы (например, 3d 5 – это 5 электронов на Зd -подуровне); вначале идут электроны 1-го уровня, затем 2-го, 3-го и т. д. Формулы могут быть полными и краткими, последние содержат в скобках символ соответствующего благородного газа, чем передается его формула, и, сверх того, начиная с Zn, заполненный внутренний d-подуровень. Примеры:

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

8 O = 1s 2 2s 2 2p 4 = [ 2 He]2s 2 2p 4

13 Al = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 = [ 10 Ne]3s 2 3p 1

17 Cl = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 = [ 10 Ne]3s 2 3p 5

2O Са = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p4s 2 = [ 18 Ar]4s 2

21 Sc = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 = [ 18 Ar]3d 1 4s 2

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

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

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

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

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

Электроны, вынесенные за скобки, называются валентными. Именно они принимают участие в образовании химических связей.

Исключение составляют:

24 Cr = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 = [ 18 Аr]Зd 5 4s 1 (а не 3d 4 4s 2 !),

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

1. Название, не относящееся к изотопам водорода, – это

1) дейтерий

2) оксоний

2. Формула валентных подуровней атома металла – это

3. Число неспаренных электронов в основном состоянии атома железа равно

4. В возбужденном состоянии атома алюминия число неспаренных электронов равно

5. Электронная формула 3d 9 4s 0 отвечает катиону

6. Электронная формула аниона Э 2- 3s 2 3p 6 отвечает элементу

7. Суммарное число электронов в катионе Mg 2+ и анионе F - равно

Тема 6 Электронные конфигурации атомов химических элементов.

1. Понятие об орбиталях. s -, р - и d -орбитали.

2. Электронные конфигурации атомов химических элементов.

Понятие об орбиталях. s-, р- и d-орбитали

Атом – это электронейтральная частица, которая состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Электроны располагаются вокруг ядра на энергетических уровнях, количество которых равно номеру периода.

Атомная орбиталь – это геометрический образ, отвечающий объему пространства вокруг атомного ядра, который соответствует 90 %-ой вероятности нахождения в этом объеме электрона (как частицы) и одновременно 90 %-ой плотности заряда электрона (как волны).

Внимательное рассмотрение атомных спектров показывает, что «толстые» линии, обусловленные переходами между энергетическими уровнями, на самом деле расщеплены на более тонкие линии. Это означает, что электронные оболочки в действительности расщеплены на подоболочки. Электронные подоболочки обозначают по типам соответствующих им линий в атомных спектрах:

s -подоболочка названа по «резкой» s -линии – sharp ;
p -подоболочка названа по «главной» p -линии – principal ;
d -подоболочка названа по «диффузной» d -линии – diffuse ;
f -подоболочка названа по «фундаментальной» f -линии – fundamental .

Энергетические уровни, подуровни и орбитали многоэлектронного атома

Принцип Паули: в атоме не могут находится два электрона в тождественных состояниях.

В соответствии с принципом Паули можно утверждать, что каждый электрон в атоме однозначно характеризуется своим набором четырех квантовых чисел – главного n , орбитального l , магнитного m и спинового s.

Заселение электронами энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей подчиняется следующему правилу (принцип минимума энергии): в невозбужденном состоянии все электроны обладают наименьшей энергией.

Это означает, что каждый из электронов, заполняющих оболочку атома, занимает такую орбиталь, чтобы атом в целом имел минимальную энергию. Последовательное квантовое возрастание энергии подуровней происходит в следующем порядке:

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s - …..

Заполнение атомных орбиталей внутри одного энергетического подуровня происходит в соответствии с правилом, сформулированным немецким физиком Ф.Хундом (1927 г.).

Правило Хунда: атомные орбитали, принадлежащие к одному подуровню, заполняются каждая вначале одним электроном, а затем происходит их заполнение вторыми электронами.

Правило Хунда также называют принципом максимальной мультиплетности, т.е. максимально возможного параллельного направления спинов электронов одного энергетического подуровня.

На высшем энергетическом уровне свободного атома может находиться не более восьми электронов.

Электроны, находящиеся на высшем энергетическом уровне атома (во внешнем электронном слое), называются внешними ; число внешних электронов у атома любого элемента никогда не бывает больше восьми. Для многих элементов именно число внешних электронов (при заполненных внутренних подуровнях) в значительной степени определяет их химические свойства. Для других электронов, у атомов которых есть незаполненный внутренний подуровень, например 3d- подуровень у атомов таких элементов, как Sc, Ti, Cr, Mn и др., химические свойства зависят от числа как внутренних, так и внешних электронов. Все эти электроны называются валентными ; в сокращенных электронных формулах атомов они записываются после условного обозначения атомного остова, т. е. после выражения в квадратных скобках.

– область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь).

Электрон движется в атоме вокруг ядра не по фиксированной линии-орбите, а занимает некоторую область пространства. Например, электрон в атоме водорода может с определенной вероятностью оказаться либо весьма близко к ядру, либо на значительном удалении, однако существует определенная область, где его появление наиболее вероятно. Графически орбиталь изображают в виде поверхности, очерчивающей область, где вероятность появления электрона наибольшая, иначе говоря, электронная плотность максимальна. У атома водорода орбиталь электрона имеет сферическую (шаровую) форму:

К настоящему моменту описано пять типов орбиталей: s , p , d, f и g . Названия первых трех сложились исторически, далее был выбран алфавитный принцип. Формы орбиталей вычислены методами квантовой химии.

Орбитали существуют независимо от того, находится на них электрон (занятые орбитали), или отсутствует (вакантные орбитали). Атом каждого элемента, начиная с водорода и заканчивая последним полученным на сегодня элементом, имеет полный набор всех орбиталей на всех электронных уровнях. Их заполнение электронами происходит по мере увеличения порядкового номера, то есть, заряда ядра.

s -Орбитали, как было показано выше, имеют сферическую форму и, следовательно, одинаковую электронную плотность в направлении каждой оси трехмерных координат:

На первом электронном уровне каждого атома находится только одна s- орбиталь. Начиная со второго электронного уровня помимо s- орбитали появляются также три р -орбитали. Они имеют форму объемных восьмерок, именно так выглядит область наиболее вероятного местонахождения р -электрона в районе атомного ядра. Каждая р -орбиталь расположена вдоль одной из трех взаимоперпендикулярных осей, в соответствии с этим в названии р -орбитали указывают с помощью соответствующего индекса ту ось, вдоль которой располагается ее максимальная электронная плотность:

В современной химии орбиталь – определяющее понятие, позволяющее рассматривать процессы образования химических связей и анализировать их свойства, при этом внимание сосредотачивают на орбиталях тех электронов, которые участвуют в образовании химических связей, то есть, валентных электронов, обычно это электроны последнего уровня.

У атома углерода в исходном состоянии на втором (последнем) электронном уровне находится два электрона на s -орбитали (отмечены синим цветом) и по одному электрону на двух р -орбиталях (отмечены красным и желтым цветом), третья орбиталь – р z -вакантная:

Минкин В.И., Симкин Б.Я., Миняев P.M. Теория строения молекул . Электронные оболочки . М., «Мир», 1979
Бучаченко А.Л. Химия как музыка, или химические ноты и новые мелодии нового века . Сборник научно-популярных статей, Москва, 2002
Российская наука: дорога жизни . Сборник научно-популярных статей. М., «Октопус», 2002

Найти "ОРБИТАЛЬ " на

ОРБИТАЛЬ - область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь).

К настоящему моменту описано пять типов орбиталей: s, p, d, f и g.
Названия первых трех сложились исторически, далее был выбран алфавитный принцип. Формы орбиталей вычислены методами квантовой химии.

s-Орбитали - имеют сферическую форму и одинаковую электронную плотность в направлении каждой оси трехмерных координат
s- орбиталь - орбиталь сфера

Каждая р-орбиталь расположена вдоль одной из трех взаимоперпендикулярных осей, в соответствии с этим в названии р-орбитали указывают с помощью соответствующего индекса ту ось, вдоль которой располагается ее максимальная электронная плотность:
p- орбиталь - орбиталь гантель

d- орбиталь - орбиталь сложной формы

Энергия электронных уровней

Квантовые числа электронов

Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел:

n - энергетический уровень электрона (удаленность уровня от ядра)
l - по какого вида орбитали он движется (s,p,d...)
m- магнитного (на какой из p (из трех возможных), d (из 5-ти возможных) и т.д.
s - спинового (движение электрона вокруг собственной оси).

Принципы заполнения орбиталей

1. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами) (принцип Паули).

2. В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной.
Энергия орбиталей возрастает в ряду:
1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.
Нет никакой необходимости запоминать эту последовательность. Ее можно извлечь из Периодической таблицы Д.И.Менделеева

3. Электроны предпочитают расселяться на одинаковых по энергии орбиталях (например, на трех p-орбиталях) сначала по одиночке, и лишь когда в каждой такой орбитали уже находится по одному электрону, начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Когда орбиталь заселяется двумя электронами, такие электроны называют спаренными .(правило Хунда)

Полная электронная формула элемента

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых:

1. Число n минимально
2. Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d- (l минимально)
3. Один подуровень содержит наибольшее число неспаренных электронов.
4. При заполнении электронных атомных орбиталей выполняется принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n2 электронов, расположенных на n2 подуровнях.

Электронная формула элемента с порядковым номером 7 (это элемент азот, имеющий символ “N”) выглядит так.