Zakaz Pauliego

Wykład V
1. Atom wieloelektronowy
2. Wiązania chemiczne
Stan elektronu charakteryzowany jest poprzez:
energię, wartość momentu pędu, rzut momentu pędu
oraz wartość rzutu własnego momentu pędu
nazwa
symbol
wartość
główna liczba
kwantowa
n
1, 2, 3, ...
poboczna liczba
kwantowa
l
0, 1, 2, ... n-1
magnetyczna
liczba kwantowa
ml
spinowa
liczba kwantowa
ms
od –l do +l
± 1/2
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
1
2
3
4
powłoka
K

podpowłoka
Nmax
0
s
L
0
s
2
2
L
1
p
M
M
M
N
N
N
N
0
1
2
0
1
2
3
s
p
d
s
p
d
f
6
2
6
10
2
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
1
2

0
0
m
0
0
3
1
-1
0
0
1
0
1
-1
0
2
1
-2
-1
0
1
2
ms
N
2
8
18
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
Węgie
l
Tlen




1s22s22p2

1s22s22p4
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.
2 2
2 2
6
Konfiguracja od 1s 2s 2p do 1s 2s 2p
• 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
K : 1s 2  3 p 6 4 s1
Ca :
3 p 6 4s 2
Sc :
3d 1 4 s 2
Ti :
3d 2 4 s 2
V:
3d 3 4 s 2
Cr :
3d 5 4 s1
Mn:
3d 5 4 s 2
Cu :
3d 10 4 s1
Wiązania chemiczne
Typy:
Wiązania jonowe
Wiązania kowalencyjne
Wiązania metaliczne
Wiązania Van der Wallsa
+
-
+
-
Wiązania jonowe
• 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
Na
Cl
+
–
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
+
–
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
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
atom węgla
2s
2p
C
Energia
Hybrydyzacja
2p
sp3
Tetraedr
109.5°
2s
1-s orbital + 3-p orbitale = sp3
METAN