Будова атому з точки зору квантово-механічних уявлень

Квантово-механічний підхід до вивчення хімічних систем заснований на розв’язанні хвильового рівняння Шреденгера, що зводиться до визначення ймовірності знаходження електрону з енергією Е в певній точці простору в певний момент часу (електронної хмари, орбіта лі).

Орбіталь – та частина простору, де ймовірність знаходження електрону наближається приблизно до 95%. Існують s, p, d, f – атомні орбіталі, що відрізняються запасом енергії. Атомна орбіталь, що не зайнята електронами, називається вакантною.

Розв’язання рівняння Щреденгера вимагає введення чотирьох квантових чисел для повної характеристики електрону:

п – головне квантове число, що характеризує відстань електрона від ядра та його енергія (від 1 до ∞). Кожному п відповідає енергетичний рівень.

l – орбітальне (азимутальне) квантове число, що визначає форму електронної орбіталі (від 0 до п-1).

т – магнітне квантове число, що показує розташування електронних орбіта лей у просторі (від –l до +l)орієнтацію кожної відносно іншої)

s – спінове квантове число, що характеризує обертання електрона довкола власної вісі (-1/2; +1/2).

Електронна конфігурація атому визначається наступними правилами:

• (правило Хунда) При заповненні орбіта лей з однаковою енергією на кожній із них розміщується по одному електрону з паралельними спінами, і тільки після цього починають заповнюватись електронами з протилежними спінами.

• (принцип Паулі) В атомі не може бути хоча б двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел.

• (правило Клечковського) Кожна нова орбіталь заповнюється лише після того, як будуть заповнені всі попередні орбіталі з нижчою енергією.

Типи хімічних зв’язків (самоопрацювання)

• Ковалентний

• Іонний

• Донорно-акцепторний

• Водневий

В органічних сполуках частіше реалізується ковалентний зв’язок

Дата добавления: 2014-01-11