Почему орбитали атома могут пересекать друг друга?
Доброго времени суток.
Орбитали отталкиваются за счёт электростатики (электроны имеют одноимённые заряды). Так образуются, скажем, 2p орбитали, которые лежат под прямым углом друг к другу. Но как они могут пересекать 2s орбиталь, если она так же отрицательно заряжена? Или тут дело вовсе не в зарядах?
Я практически не знаю физики, но эта тема мне нужна для биологии, поэтому, если можно, объясните на пальцах)
Стоит добавить, что электроны в атоме не стоит рассматривать как твердые шарики с зарядом и вероятностью появления в облаке- тогда действительно, почему они не сталкиваются, хотя бы иногда.
Их надо рассматривать как стоячую волну поля, природа которого нам доподлинно не известна, но которое вырождается в обычное электростатическое, стоит электрон остановить.
Отсюда и свойство таких полей — суперпозиция — пересекаясь — не взаимодействуют. Вот так на пальцах я бы все объяснил.
Орбиталь — это некая область пространства, где функционал электронной плотности существенно отличен от нуля. Вот и всё.
Картинки со всякими шариками и восьмерочками — это просто способ представит орбиталь, характеризующуюся определенным набором квантовых чисел, в графическом виде.
Причем, как вполне справедливо указал человек с непроизносимым ником, «классическая» форма орбиталей — это решение уравнения Шредингера для одноэлектронного атома. В реальных атомах форма орбиталей и их энергия очень зависят от заселенности орбиталей, а зачастую и от их химического окружения окружения.
Распределение функционала плотности в реальном атоме, а уж тем более — молекуле, посчитать можно только приближенно. Причем, для молекул, содержащих тяжелые ядра (примерно тяжелее Al) даже это очень сложно. И, уж поверьте, сходство с привычными s и р орбиталями там углядеть непросто.
Источник
Можно ли «увидеть» электронную орбиталь.
В предыдущей серии, вышедшей не так давно, мы узнали о существовании в составе электронной оболочки не только энергетических уровней, но и выделяемых в их составе подуровнях , состоящих в свою очередь, как упоминалось из электронных орбиталей . Мы узнали, что подуровни бывают нескольких типов: s- , p — и d — ,а так же то, что они отличаются друг от друга максимальным числом электронов, которые могут на них разместиться: так на s -подуровне могу разместиться 2 электрона, на p — 6 эл. , а на d — 10. Кроме того мы узнали, что для заполнения s -подуровня внешнего энергетического уровня свободной энергии требуется меньше, чем для заполнения d -подуровня предвнешнего, поэтому, например, 4s — подуровень заполняется электронами в первую очередь, и лишь затем 3d -подуровень.
«А где же электронные орбитали ?»,- спросите Вы? «Терпение», — отвечу я. В этой серии мы отправляемся на поиски электронных орбиталей !
Итак, в предыдущей серии я уже давал определение электронной орбитали — как пространства вокруг ядра атома, в составе которого существует тот или иной электрон.
А чем же можно охарактеризовать понятие электронной орбитали ? Далее мы попробуем выделить * общее , характерное для всех эл. орбиталей , и их * различия .
* Общее :
согласно принципу Паули на каждой электронной орбитали может разместиться не более 2-х электронов , при этом электроны должны обладать разнонаправленным спином (величина, имеющая квантовый характер — собственный момент импульса или вращения электрона). Символически электронная орбиталь изображается клеточкой, в которой размещаются стрелочки — электроны, при этом стрелочки смотрят в разном направлении — обладают разнонаправленным спином:
+ Электрон, входящий в состав эл. орбитали в единственном числе называется неспаренным электроном , а заполненная электронами орбиталь называется неподелённой электронной парой (НЭП).
*Различия
электронные орбитали могут характеризоваться разной формой пространства , в котором обитает электрон, то есть электронные орбитали могут характеризоваться разной формой электронного облака ! Форма электронного облака зависит от подуровня, на котором находится рассматриваемая эл. орбиталь , так эл. орбиталь s -подуровня имеет сферическую (шаросимметричную) форму, p -подуровня — гантелеобразную (объёмной восьмёрки), d- подуровня — более сложную форму:
А теперь применим наши знания об электронных орбиталях! Если на одной электронной орбитали может разместиться не более 2-х электронов, значит s -подуровень состоит из одной единственной электронной орбитали, p -подуровень из 3-х орбиталей, а d из 5-ти:
Стоит сказать о Правиле Гунда (Хунда), согласно которому при заполнении подуровня мы прежде всего определяем в каждую из имеющихся электронных орбиталей по одному электрону, поэтому атом азота , например, обладает тремя неспаренными электронами:
Ну, и не забываем, что 4s -подуровень в приоритете перед 3d- подуровнем, поэтому атом железа Fe , например, имеет следующую электронную формулу:
Ух. Таким образом мы рассмотрели как модель электронной орбитали , так и её образное представление в виде электронного облака , в пределах которого наиболее вероятно нахождение электрона. Почему мы вынуждены говорить лишь о вероятности? Об этом как-нибудь в другой раз! А тема нашей следующей беседы в рамках последовательного и во многом авторского способа изложения химии и теперь ещё не определена)
Подписывайтесь на канал, чтобы вместе со мной поддерживать или формировать химическую грамотность.
Источник
Электронное строение d-металлов
В одной из предыдущих статей я рассказывал о том, как электроны живут в атомах, каким законам подчиняются и как записывать электронную конфигурацию легких атомов (к ним относят обычно атомы элементов первых трех периодов таблицы Менделеева). В этой статье опустимся чуть ниже по таблице и поговорим об электронном строении более тяжелых атомов металлов.
Ниже представлен порядок заполнения электронами орбиталей в атомах химических элементов. Главное правило: электроны занимают орбитали по мере увеличения энергии таким образом, чтобы суммарный спин орбитали был максимальным. Проще говоря: уровни заполняются снизу вверх, и сначала электроны на орбиталях размещаются по одному, а только потом начинают спариваться.
Вышеприведенных правил и рисунка вполне достаточно для того, чтобы верно записать электронную конфигурацию большинства атомов. Но, как известно, из любого правила есть исключения. Так и здесь. Однако эти исключения вполне легко объяснимы следующим фактом:
Особой энергетической устойчивостью обладают наполовину и полностью заполненные орбитали.
Запишем электронную конфигурацию атома хрома. Найдем хром в таблице Менделеева. Его порядковый номер — 24. Это означает, что заряд ядра атома Cr +24, следовательно в поле ядра движется 24 электрона.
Распределим 24 электрона по орбиталям, пользуясь уже известными нам правилами. Помним, что между 4s и 4p-орбиталями заполняется 3d-орбиталь (почему? — объяснял здесь ):
Однако, на d-орбитали не хватает одного электрона до наполовину заполненного состояния. А наполовину заполненные орбитали отличаются пониженной энергией. Всё в мире стремится к минимуму энергии; и атом тоже. Поэтому один электрон с 4s-орбитали перескакивает на 3d-орбиталь, благодаря близости энергий этих орбиталей. В результате реальная электронная конфигурация атома хрома записывается так:
Символом в квадратных скобках (у нас это — [Ar]) принято сокращать электронную конфигурацию полностью заполненных невалентных нижних энергетических уровней. У всех благородных газов, которые находятся в 18 группе длиннопериодного варианта периодической системы или в 8 группе краткопериодного, орбитали заполнены полностью, и чтобы не переписывать каждый раз одно и то же пользуются таким способом сокращения записи.
Таким же исключением из правил является атом меди. Ему не хватает одного электрона для полного заполнения 3d-орбитали. И он, как и хром, берет этот электрон с 4-s орбитали:
Именно на тех же основаниях электронная конфигурация молибдена — [Kr] 4d(5)5s(1) (надстрочные индексы указаны в скобках), серебра — [Kr] 4d(10) 5s(1).
Такие же электронные перескоки наблюдаются и у f-элементов. Разберем их электронную конфигурацию в одной из следующих публикаций. Подписывайтесь на наш канал =)
Источник
Почему не работает орбиталь
§2.5. Электронное строение атома.
В этом и в следующем параграфах рассказывается о моделях электронной оболочки атома. Важно понимать, что речь идет именно о моделях. Реальные атомы, конечно, более сложны и мы пока знаем о них далеко не все. Однако современная теоретическая модель электронного строения атома позволяет успешно объяснить и даже предсказать многие свойства химических элементов, поэтому широко используется в естественных науках.
Для начала рассмотрим более подробно «планетарную» модель, которую предложил Н. Бор (рис. 2-3 в).
Рис. 2-3 в. «Планетарная» модель Бора.
Как уже рассказывалось в этой главе, датский физик Н. Бор в 1913 году предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может. Почему это так, Бор в то время объяснить не мог. Но он показал, что такая модель позволяет объяснить многие экспериментальные факты (подробнее об этом рассказывается в параграфе 2.7).
Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, 3, … n, начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями. Для описания электронного строения атома водорода достаточно одних только уровней. Но в более сложных атомах, как выяснилось, уровни состоят из близких по энергии подуровней. Например, 2-й уровень состоит из двух подуровней (2s и 2p). Третий уровень состоит из 3-х подуровней (3s, 3p и 3d), как показано на рис. 2-6. Четвертый уровень (он не поместился на рисунке) состоит из подуровней 4s, 4p, 4d, 4f. В параграфе 2.7 мы расскажем, откуда взялись именно такие названия подуровней и о физических опытах, которые позволили «увидеть» электронные уровни и подуровни в атомах.
Рис. 2-6. Модель Бора для атомов более сложных, чем атом водорода. Рисунок сделан не в масштабе — на самом деле подуровни одного уровня находятся гораздо ближе друг к другу.
В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме заселяют ближайшие к ядру уровни и подуровни, потому что в этом случае их энергия меньше, чем если бы они заселяли более удаленные уровни. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов.
Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей (на рис. 2-6 они не показаны). Образно говоря, если электронное облако атома сравнить с городом или улицей, где «живут» все электроны данного атома, то уровень можно сравнить с домом, подуровень — с квартирой, а орбиталь — с комнатой для электронов. Все орбитали какого-нибудь подуровня имеют одинаковую энергию. На s-подуровне всего одна «комната»-орбиталь. На p-подуровне 3 орбитали, на d-подуровне 5, а на f-подуровне — целых 7 орбиталей. В каждой «комнате»-орбитали могут «жить» один или два электрона. Запрещение электронам находиться более чем по двое на одной орбитали называют запретом Паули — по имени ученого, который выяснил эту важную особенность строения атома. Каждый электрон в атоме имеет свой «адрес», который записывается набором четырех чисел, называемых «квантовыми». О квантовых числах будет подробно рассказано в параграфе 2.7. Здесь мы упомянем лишь о главном квантовом числе n (см. рис. 2-6), которое в «адресе» электрона указывает номер уровня, на котором этот электрон существует.
В 20-е годы прошлого века на смену модели Бора пришла волновая модель электронной оболочки атома, которую предложил австрийский физик Э. Шредингер. К этому времени было экспериментально установлено, что электрон имеет свойства не только частицы, но и волны. Например, видимый нашими глазами свет представляет собой электромагнитные волны. Ряд свойств таких волн есть и у электрона. Шредингер применил к электрону-волне математические уравнения, описывающие движение волны в трехмерном пространстве. Однако с помощью этих уравнений рассчитывается не траектория движения электрона внутри атома, а вероятность найти электрон-волну в той или иной точке пространства вокруг ядра.
Общее у волновой модели Шредингера и планетарной модели Бора в том, что электроны в атоме существуют на определенных уровнях, подуровнях и орбиталях. В остальном эти модели не похожи друг на друга. В волновой модели орбиталь — это пространство около ядра, в котором можно обнаружить заселивший ее электрон с вероятностью 95%. За пределами этого пространства вероятность встретить такой электрон меньше 5%. Полученные с помощью математического расчета такие «области вероятности» нахождения в электронном облаке s- и p-электронов показаны на рис. 2-7.
Рис. 2-7. Примерно такую форму в волновой модели атома имеют «области вероятности» существования электронов: s- и p-орбитали (d-орбитали имеют более сложную форму).
** Почему вообще пришлось вводить такое понятие, как вероятность нахождения электрона в той или иной точке пространства около ядра? Немецкий физик Гейзенберг в 1927 году сформулировал принцип неопределенности , являющийся одним из важнейших физических принципов для описания движения микрочастиц. Этот принцип вытекает из фундаментального отличия микрочастиц от обычных физических тел. В чем же это отличие?
В классической механике предполагается, что человек может наблюдать явление, не нарушая его естественного хода. Например, можно наблюдать движение небесных тел в телескоп, и это никак не отразится на их движении. Астроном может произвести измерения и составить точное математическое описание движения объекта. Используя полученные формулы, можно предсказать, куда движется данный объект и где он будет находиться в любой момент времени.
В микромире дело обстоит иначе. Например, исследуя движение электрона с помощью микроскопа (если бы такое было возможно), мы бы наблюдали отраженные от электрона волны света, энергия которых по величине сопоставима с энергией самих исследуемых частиц. Поэтому при выполнении измерений нами неизбежно вносились бы изменения в состояние электрона (местоположение, скорость, направление движения и т.д.). Значит, на основании наших измерений бессмысленно говорить о точном местоположении электрона в каждый момент времени.
Принцип неопределенности говорит о том, что не следует пытаться вычислить точную траекторию электрона вокруг ядра. Можно лишь указать вероятность нахождения электрона в том или ином участке пространства около ядра в любой момент времени. Эта вероятность поддается вычислению с помощью математических методов.
Итак, в волновой модели существуют орбитали разных видов: s-орбитали (сферической формы), p-орбитали (похожие на веретено или на объемные восьмерки), а также d- и f-орбитали еще более сложной формы. Они очерчивают область 95%-ной вероятности найти s-, p-, d- или f-электроны именно в том месте электронного облака, которое ограничено этими фигурами. Области вероятности нахождения s, p, d, f-электронов в атоме могут пересекаться — объяснение этому вы найдете в §2.7. Впрочем, к необычным свойствам волновой модели следует относиться спокойно, поскольку она является не столько физической, сколько абстрактной математической моделью электронной оболочки. Однако, как мы увидим в дальнейшем, такая модель обладает хорошей предсказательной силой в отношении химических свойств атомов и молекул.
Во всех моделях атома электроны называют s-, p-, d- и f-электронами в зависимости от подуровня, на котором они находятся. Элементы, у которых внешние (то есть наиболее удаленные от ядра) электроны занимают только s-подуровень, принято называть s-элементами. Точно так же существуют p-элементы, d-элементы и f-элементы.
**Чем выше (то есть чем дальше от ядра) находится электронный уровень, тем больше на нем может разместиться электронов за счет того, что число подуровней и орбиталей на удаленных уровнях постоянно увеличивается (это удалось выяснить экспериментально — см. параграф 2.7). Можно посчитать, что на n-м уровне помещается в сумме n 2 различных орбиталей, а электронов — вдвое больше: 2n 2 , потому что любая орбиталь способна вмещать не более двух электронов .
Таблица 2-4. Наибольшее возможное число электронов на первых 4-х электронных уровнях.
Сколько может разместиться электронов на данном уровне (2n 2 )
Эти сведения нам нужны для того, чтобы научиться “расселять” электроны по уровням в атоме любого элемента. А химические свойства элемента, как мы увидим чуть позже, определяются электронами самого последнего (наиболее удаленного от ядра) заселенного уровня.
Источник