Atom wieloelektronowy Wykład V Atom wieloelektronowy Wiązania chemiczne

Stan elektronu charakteryzowany jest poprzez: energię, wartość momentu pędu, rzut momentu pędu oraz wartość rzutu własnego momentu pędu

Powłoki i podpowłoki Z przyczyn historycznych, o elektronach znajdujących się w stanach opisywanych tą samą główną liczbą kwantową n mówimy, że zajmują one tą samą powłokę. powłoki numerowane są literami K, L, M, … dla stanów o liczbach kwantowych n = 1, 2, 3, … odpowiednio. O stanach elektronowych opisywanych tymi samymi wartościami liczb n oraz  mówimy, że zajmują te same podpowłoki. Podpowłoki oznaczane są literami s, p, d, f,… dla stanów o  = 0, 1, 2, 3, … odpowiednio.

Powłoki i podpowłoki n powłoka l 1 K s 2 L p 3 M d 4 N f 6 10 14 podpowłoka 1 K s 2 L p 3 M d 4 N f Nmax 6 10 14 Nmax - maksymalna liczba elektronów na danej podpowłoce 2(2l+1)

Atom wieloelektronowy Atom zawierający więcej niż jeden elektron. Energie elektronu są teraz inne niż dozwolone energie w atomie wodoru. Związane jest to z odpychaniem pomiędzy elektronami. Zmienia to energię potencjalną elektronu. Dozwolone energie elektronu zależą od głównej liczby kwantowej n oraz w mniejszym stopniu od orbitalnej liczby kwantowej . Zależność od l staje się istotna dla atomów o dużej ilości elektronów. Każdy elektron zajmuje w atomie stan który jest opisany poprzez liczby kwantowe: n, , m, ms .

Zakaz Pauliego Ułożenie elektronów na kolejnych powłokach określone jest poprzez zakaz Pauliego : Elektrony w atomie muszą różnić się przynajmniej jedną liczbą kwantową tzn. nie ma dwu takich elektronów których stan opisywany byłby przez ten sam zestaw liczb kwantowych n, , m oraz ms. Struktura elektronowa atomu złożonego może być rozpatrywana jako kolejne zapełnianie podpowłok elektronami. Kolejny elektron zapełnia zajmuje kolejny stan o najniższej energii. O własnościach chemicznych atomów decydują elektrony z ostatnich podpowłok ( podpowłok walencyjnych) odpowiedzialnych za wiązania chemiczne.

Powłoki K, L, M N : Liczba dozwolonych stanów obrazuje stan o ms = +1/2 obrazuje stan o ms = -1/2 Reguła Hunda- elektrony wypełniając daną podpowłokę początkowo ustawiają swoje spiny równolegle ­¯ ­ ­ ­¯ ­ ­ 1s22s22p2 1s22s22p4 Węgiel Tlen

Stan podstawowy atomu wieloelektronowego Od berylu do neonu (Z=4 do Z=10): podpowłoka 2s jest całkowicie zapełniona, kolejne elektrony muszą wypełniać podpowłokę 2p, która może przyjąć maksymalnie 6 elektronów. Konfiguracja od 1s22s22p do 1s22s22p6 Od sodu do argonu (Z=11 do Z=18): podpowłoki K oraz L są całkowicie wypełnione, kolejne elektrony muszą wypełniać powłokę M (3s3p3d). Konfiguracja: 1s22s22p63s,1s22s22p63s2 , oraz od 1s22s22p63s23p do 1s22s22p63s23p6 Atomy z Z>18: istotny udział „energii odpychania”, zmienia się kolejność zapełniania powłok; np. a) 19-ty electron potasu zapełnia 4s1 a nie podpowłokę 3d b) 20-ty electron wapnia zapełnia 4s2 a nie podpowłokę 3d

Konfiguracja elektronowa - kolejność zapełniania orbit 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 6d10 5f14

Wiązania chemiczne Typy: Wiązania jonowe Wiązania kowalencyjne Wiązania metaliczne Wiązania Van der Wallsa + -

Wiązania jonowe  Struktura elektronowa atomu Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Powstają gdy następuje transfer ładunku od jednego atomu do drugiego * Dwa atomy tworzą w ten sposób układ dwu jonów o przeciwnych znakach * Typowym przykładem jest tu kryształ NaCl powstający w wyniku transferu elektronu z sodu do chloru  Struktura elektronowa atomu Na 1s2 2s2 2p6 3s1  Struktura elektronowa atomu Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Na Cl + –

Chlorek sodu sieć powierzchniowo centrowana z 14 atomami Cl i 13 atomami Na (1 w centrum i 12 na krawędziach) w „komórce” Ilość atomów w komórce elementarnej : 1 Na w center i 12 x 1/4 Na na krawędziach = 4 Na 8 x 1/8 Cl w narożnikach i 6 x 1/2 Cl na powierzchniach = 4 Cl Na4Cl4 czyli NaCl

Dwie możliwości dla wartości całkowitego spinu spinu S elektronów. Molekuła H2 - wiązanie kowalencyjne Dwie możliwości dla wartości całkowitego spinu spinu S elektronów. a) Ułożenie równoległe S = 1/2 + 1/2 = 1 b) Ułożenie antyrównoległe S = +1/2 + (-1/2) = 0

Molekuła H2 - wiązanie kowalencyjne Jeżeli spiny są takie same (S =1), dwa elektrony nie mogą być w tym samym miejscu ( zakaz Pauliego) w tym samym stanie energetycznym. Rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w środku między atomami równa się zeru W rezultacie atomy będą się odpychać i nie wystąpi wiązanie. chmura elektronowa gęstość prawdopodobieństwa

Wiazanie kowalencyjne - hybrydyzacja orbitali Tetraedr 109.5° atom węgla C 2s 2p Hybrydyzacja 2s 2p Energia sp3 1-s orbital + 3-p orbitale = sp3 METAN