¿Cómo explica la química moderna la disposición de los electrones en los átomos? ¿Cuál es la teoría más reconocida?
Principio de exclusión de Pauli
No hay dos o más electrones en un átomo que tengan exactamente los mismos cuatro números cuánticos (en el número cuántico principal n, el número cuántico angular l. Expresión en la representación del número cuántico magnético ml y del número cuántico magnético de espín ms). En otras palabras, sólo se pueden disponer dos electrones en una órbita atómica (cuando el número cuántico principal n, el número cuántico angular l y el número cuántico magnético ml son iguales), y las direcciones de espín de estos dos electrones deben ser opuestas. Por lo tanto, un orbital s solo puede contener hasta 2 electrones y un orbital p puede contener hasta 6 electrones. Según este principio, la tabla 1-1 resume el número máximo de electrones que pueden acomodarse en cada orbital atómico. De la tabla se puede concluir que el número total de electrones que puede acomodar la enésima capa de electrones es 2n2.
El principio de energía mínima
El nivel de energía orbital atómica (también llamado nivel de energía) está determinado principalmente por el número cuántico principal n y el número cuántico angular l. Cuando l es el mismo, cuanto mayor es n, mayor es la energía orbital atómica E, por ejemplo, E1s Regla de Hundt Una de las reglas de Hundt La regla de Hundt es una regla que determina las órbitas en órbitas equivalentes (refiriéndose a órbitas en la misma capa de electrones y subcapa de electrones) ocuparán órbitas diferentes tanto como sea posible y tendrán la misma dirección de giro. Posteriormente, la mecánica cuántica demostró que tal disposición de los electrones puede dar como resultado la energía más baja, por lo que la regla de Hundt también puede incluirse en el principio de la energía más baja. Regla de Hundt 2 La Regla de Hundt también se llama Regla de Orbital Equivalente. Los electrones dispuestos en la misma subcapa electrónica siempre ocupan órbitas diferentes y tienen la misma dirección de espín. Por ejemplo, los tres electrones p de un átomo de nitrógeno están distribuidos en tres orbitales p y orientados en la misma dirección de giro. Cuando hay 3 electrones en el orbital p, 5 electrones en el orbital d y 7 electrones en el orbital f, todas son estructuras estables medio llenas. Además, las investigaciones sobre mecánica cuántica muestran que las estructuras cuando las órbitas equivalentes están completamente vacías (p0, d0, f0) y completamente llenas (p6, d10, f14) también tienen menor energía y mayor estabilidad. Por ejemplo, al comparar el ion férrico Fe3+(3d5) y el ion ferroso Fe2+(3d6), son estables desde 3d6→3d5, lo que es consistente con el hecho de que los iones ferrosos son inestables y se oxidan fácilmente. Según la regla de Hundt, la configuración electrónica del cromo debería ser 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1. Fuente de la cita: /view/79865.htm /view/53640.htm /view/1054298.htm Teoría de orbitales moleculares La teoría de orbitales moleculares (teoría MO) es un método de aproximación eficaz para tratar con moléculas diatómicas [1] y estructuras moleculares poliatómicas. Es una parte importante de la teoría de enlaces químicos. Es diferente de la teoría del enlace de valencia. Esta última se centra en la recombinación e hibridación de orbitales atómicos para formar enlaces para comprender la química, mientras que la primera se centra en la comprensión de los orbitales moleculares, lo que significa que los electrones de la molécula se mueven alrededor de toda la molécula. . En 1932, el químico estadounidense Mulliken RS y el químico alemán Hund F propusieron una nueva teoría del enlace de valencia: la teoría de los orbitales moleculares o método MO. Esta teoría presta atención a la integridad de la molécula, por lo que explica mejor la estructura de las moléculas poliatómicas. En la actualidad, esta teoría ocupa una posición muy importante en la teoría moderna del enlace de valencia. Puntos clave de la teoría de los orbitales moleculares: 1. Cuando los átomos forman moléculas, todos los electrones contribuyen. Los electrones de la molécula ya no están subordinados a un determinado átomo, sino que están distribuidos por todas partes. toda la molécula. Movimiento de las moléculas en el espacio. El estado de movimiento espacial de los electrones en las moléculas se puede describir mediante la función de onda orbital molecular correspondiente ψ (llamada orbital molecular). La principal diferencia entre los orbitales moleculares y los orbitales atómicos es: (1) En un átomo, el movimiento de los electrones solo se ve afectado por un núcleo atómico, y el orbital atómico es un sistema de un solo núcleo, mientras que en una molécula, los electrones se mueven debajo; Por la influencia de los campos potenciales de todos los núcleos atómicos, los orbitales moleculares son sistemas multinucleares. (2) Los nombres de los orbitales atómicos se representan mediante símbolos s, p, d..., mientras que los nombres de los orbitales moleculares se representan correspondientemente mediante símbolos σ, π, δ.... 2. Los orbitales moleculares se pueden obtener a partir de la combinación lineal de orbitales atómicos (LCAO) de la molécula. Varios orbitales atómicos se pueden combinar en varios orbitales moleculares, la mitad de los cuales están compuestos por dos orbitales atómicos con los mismos signos positivos y negativos. La densidad de probabilidad de los electrones entre los dos núcleos aumenta y su energía es mayor que la energía del orbital atómico original. Bajo, que favorece el enlace, se denomina orbital molecular enlazante, como los orbitales σ y π (orbitales axialmente simétricos) que se forman mediante la superposición de dos orbitales atómicos con diferentes signos positivos y negativos; La densidad de probabilidad de los electrones internucleares es muy pequeña y su energía es mayor que la energía del orbital atómico original, lo que no favorece el enlace. Se denomina orbital molecular antienlazante (orbital molecular antienlazante), como el orbital σ*, π*. (orbitales simétricos en espejo, los orbitales antienlazantes suelen estar marcados con un “*” para distinguirlos de los orbitales enlazantes). Si la energía del orbital molecular obtenido por combinación no es significativamente diferente de la energía del orbital atómico antes de la combinación, el orbital molecular obtenido se denomina orbital molecular no enlazante. 3. Principios de combinación lineal de orbitales atómicos (los orbitales moleculares se obtienen mediante combinación lineal de orbitales atómicos): (1) Principio de coincidencia de simetría Únicamente Los orbitales atómicos con simetría coincidente se pueden combinar en orbitales moleculares, lo que se denomina principio de coincidencia de simetría. Existen varios tipos de orbitales atómicos como s, p, d, etc. Se puede observar por la geometría de sus funciones de distribución angular que tienen diferentes simetrías espaciales para ciertos puntos, rectas, planos, etc. Si las simetrías coinciden se puede determinar basándose en la simetría de los signos positivos y negativos de los lóbulos en el diagrama de distribución de ángulos de los dos orbitales atómicos con respecto al eje del enlace (establecido como el eje x) o a un cierto plano que contiene el eje del enlace. Por ejemplo, en (a) y (b) en la Figura 1, los orbitales atómicos en la combinación lineal son cilíndricamente simétricos con respecto al plano xy. Los orbitales atómicos son antisimétricos con respecto al plano xy, y también están emparejados simétricamente y pueden combinarse. en orbitales moleculares, sin embargo, en la Figura 2 (f) y (g), los dos orbitales atómicos combinados son simétricos con respecto al plano xy. Si el otro es antisimétrico, entonces las simetrías de los dos no coinciden y no pueden ser. combinados en orbitales moleculares. Figura 9-10 Coincidencia de simetría de orbitales atómicos para formar un enlace Varias combinaciones de orbitales atómicos simples que cumplen con el principio de coincidencia de simetría son, (para el eje x) s-s, s -px, px-px forman el orbital molecular σ (para el plano xy) py-py, pz-pz forman el orbital molecular π. Cuando dos orbitales atómicos con simetría coincidente se combinan en orbitales moleculares, existen dos métodos de combinación debido a las similitudes y diferencias en los signos de los lóbulos: dos orbitales atómicos con el mismo signo de lóbulo (es decir, ++ superpuestos o – superpuestos) se combinan en enlaces moleculares orbitales Dos orbitales atómicos con signos de lóbulos opuestos (es decir, +-superpuestos) se combinan para formar un orbital molecular antienlazante. La figura 9-11 es un diagrama esquemático de dos orbitales atómicos con simetría coincidente combinados en un orbital molecular. Diagrama esquemático de dos orbitales atómicos con simetría coincidente combinados en una órbita molecular (2) Principio de aproximación de energía Entre los orbitales atómicos con simetría coincidente, solo Sólo los orbitales atómicos con energías similares se pueden combinar en orbitales moleculares efectivos, y cuanto más cercanas estén las energías, mejor. Esto se llama principio de aproximación de energía. (3) Principio de superposición orbital máxima Cuando dos orbitales atómicos con simetría coincidente se combinan linealmente, cuanto mayor es el grado de superposición, menor es la energía del orbital molecular combinado. , cuanto más fuerte es el enlace químico formado, esto se denomina principio de superposición orbital máxima. Entre los tres principios anteriores, el principio de coincidencia de simetría es el más importante, que determina si los orbitales atómicos se combinan en orbitales moleculares. El principio de aproximación de energía y el principio de superposición orbital máxima son cuestiones que determinan la eficiencia de la combinación de orbitales moleculares bajo la premisa de cumplir con el principio de coincidencia de simetría. 4. La disposición de los electrones en los orbitales moleculares también sigue los mismos principios que la disposición de los electrones en los orbitales atómicos, a saber, el principio de exclusión de Pauli, el principio de energía mínima y la regla de Hund. Al realizar una disposición específica, primero se debe conocer el orden del nivel de energía de los orbitales moleculares. Actualmente, este orden se determina principalmente con la ayuda de experimentos de espectroscopia molecular. 5. En la teoría de los orbitales moleculares, el orden de los enlaces se utiliza para indicar la fuerza de un enlace. La definición de nivel de enlace es: Nivel de enlace = (número de electrones en los orbitales enlazantes - número de electrones en los orbitales antienlazantes)/2 El nivel de enlace también puede ser una fracción. En términos generales, cuanto mayor sea el nivel de enlace, más estable será el enlace; si el nivel de enlace es cero, significa que los átomos no pueden combinarse en moléculas. Cuanto menor sea el nivel de enlace (cuanto mayor sea el número de antienlaces), mayor será la longitud del enlace. . 6. Energía de enlace: En el cero absoluto, cuando la bimolécula AB en el estado fundamental se separa en los átomos A y B que también están en el estado fundamental, la energía requerida se llama energía de disociación del enlace de la molécula AB. Se utiliza comúnmente el símbolo D (A-B) para representar. 7. Ángulo de enlace: el ángulo entre enlaces. Si se conocen las longitudes y los ángulos de enlace de una molécula, se determina la geometría de la molécula. /view/608087.htm En lo personal, es lo mismo que la teoría de disposición de los electrones en la tabla periódica de los elementos, es decir, hay un cierto orden de disposición, de de menor a mayor.