Więcej o orbitalach i konfiguracji elektronowej

Bliższe poznanie orbitali i wstęp do konfiguracji elektronowej.

W kilku poprzednich filmach nauczyliśmy się,

że konfiguracja elektronowa w atomie nie jest prostą, klasyczną

Newtonowską orbitą (orbitą planet),

która jest reprezentowana przez model atomu Bohra.

Będę powtarzać tę analogię, ponieważ uważam to za

istotne.

Załóżmy, że to jest jądro - pamiętaj, jądro to malutka,

malutka, malutka kropka (jeżeli rozpatrywać ją w porównaniu do objętości

Nie będziemy rozpatrywać elektronu jako elementu orbitującego wokół jądra,

jak ma to miejsce w przypadku ruchu planet wokół słońca po orbicie.

Zamiast tego przedstawimy taką orbitę

jako orbital, czyli funkcję określającą gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu w danym punkcie.

A więc orbital... - powiedzmy, że to jest jądro -

orbital byłby opisany jako dowolny punkt w przestrzeni wokół

jądra, w którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest dostatecznie duże.

Dlatego też, biorąc pod uwagę objętość przestrzeni wokół jądra,

orbital określa prawdopodobieństwo znalezienia elektronu

w tej przestrzeni.

Gdybyśmy robili zdjęcia (lub film) atomowi i wzięli kolejne klatki ze zdjęciami

elektronów, powiedzmy tylko w orbitalu 1s,

to tak by wyglądał orbital 1s.

Ledwo go tu widać, ale jest to kula wokół

jądra atomowego i jest to najniższy stan energii, w jakim

Zróbmy jeszcze kilka

np. kilka zdjęć atomu helu (He),

który ma dwa elektrony.

Obydwa znajdują się na orbitalu 1s.

Wyglądałoby to tak.

Gdybyśmy zrobili jedno zdjęcie, elektron byłby tutaj, na następnym

zdjęciu elektron byłby tam.

Później elektron byłby tutaj.

Później tutaj.

Później tutaj.

Gdybyśmy tak kontynuowali robienie pojedynczych zdjęć, okazałoby się,

że część z tych elektronów jest bardzo blisko siebie.

Gdy oddalamy się od jądra, robi się coraz przestronniej.

Jest coraz mniej elektronów, im bardziej odsuwasz się od jądra.

Ale - jak widać - bardziej prawdopodobne jest znalezienie

elektronu bliżej środka atomu niż daleko od jądra.

Pomimo to możliwe jest pojawienie się elektronu

bardzo daleko od jądra - tutaj czy tutaj.

Więc tak naprawdę elektron może być wszędzie, ale jeżeli weźmiemy

wiele pojedynczych sytuacji, możemy zobaczyć, co

tak naprawdę opisuje funkcja prawdopodobieństwa.

Ta funkcja mówi: Patrz! Jest znacznie mniejsze prawdopodobieństwo

znalezienia elektronu w objętości tego małego sześcianu

niż w objętości tego małego sześcianu.

I gdy przypomnimy sobie rysunki, które pokazują

Powiedzmy, że pokazują tę funkcję jako powłokę, jako kulę.

Postaram się, by rysunek wyglądał na trójwymiarowy.

Niech to będzie jej zewnętrzna strona, a jądro

znajduje się w środku.

Kiedy już mamy taki rysunek orbitalu,

to gdzie jest 90-procentowe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu?

Powiesz, że takie prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest

w tym kółku.

Ale i tak elektron może się pojawić poza tą granicą,

To dlatego, że wszystkie nasze rozważania, to tylko prawdopodobieństwo.

Więc elektron może się pojawić też w tym zewnętrznym sześcianie.

Zawsze możesz znaleźć elektron poza

tym kształtem - gdzieś tutaj.

Zgadza się?

W ostatnim filmie mówiliśmy, że

elektrony zapełniają orbitale w kolejności od najmniejszej energii

do największej.

Możesz to sobie wyobrazić.

Kiedy gram w Tetris,

w te spadające klocki, zapełniam najpierw powierzchnię

o najniższej energii - czyli tę najbardziej na dole.

A potem mogę położyć drugi klocek na tej samej płaszczyźnie,

Ale mam tutaj tylko tyle miejsca!

Więc trzeci klocek muszę położyć nieco wyżej,

W tym przypadku energia to energia potencjalna,

prawda?

To jest klasyczny przykład fizyki Newtonowskiej.

Ale to jest idealna analogia do elektronów.

Kiedy mam dwa elektrony na orbitalu 1s,

powiedzmy, że to konfiguracja elektronowa helu 1s2,

wtedy nie mogę tutaj dołożyć trzeciego elektronu,

ponieważ na tym orbitalu jest miejsce tylko dla dwóch elektronów.

Ja myślę o tym w taki sposób, że po prostu te dwa elektrony

odpychają trzeci elektron, który chciałbym dodać.

Więc ten trzeci musi zająć kolejny orbital - czyli 2s.

I teraz, gdybym chciał nałożyć orbital 2s na orbital 1s,

wyglądałoby to mniej więcej tak: miejsce,

gdzie jest największe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu na orbitalu 2s

jest tutaj - dookoła orbitalu 1s.

To może teraz spróbuję poradzić sobie

Mam tutaj jeden dodatkowy elektron (czyli o jeden więcej niż miał atom helu).

Ten jeden elektron

mógłby być zauważony gdzieś tutaj.

Ale i tak może się pojawić tutaj i tutaj,

i jeszcze tu, i wszędzie indziej.

Ale największe prawdopodobieństwo znalezienia tego elektronu jest tu.

Czyli gdzie jest 90-procentowa szansa na spotkanie elektronu?

To będzie tutaj, na tej powłoce, dookoła środka.

Pamiętaj, że to jest trójwymiarowe!

Można tym obracać, to jest kula.

Ta powłoka wygląda jak kula.

Tak jak tutaj jest narysowane.

Zrobili robital 1s.

To jest ta czerwona kulka.

A potem jest orbital 2s.

I na tym orbitalu widać, że czerwona kulka jest przykryta niebieską.

Jeszcze lepiej widać to w kolejnych orbitalach -

tych o wyższej energii.

Np. siódmy orbital s ma aż tyle składowych:

Od zewnątrz najpierw jest ta czerwona kula, potem - bliżej środka - niebieska, potem znowu czerwona i znowu niebieska itd.

Myślę, że juz czujesz, o co tu chodzi.

Po prostu nakładasz kolejne powłoki na powłokę 1s -

Ale pewnie nie umknęły twojej uwadze te elementy, o tutaj.

Ogólna zasada jest taka, że

elektrony zapełniają orbitale w kolejności od najniższej energii

do najwyższej.

Więc pierwszy zawsze jest zapełniany orbital 1s.

Stąd jest 1 (z numeru okresu).

A tu jest napisane, że to s.

Czyli to orbital 1s.

Orbital 1s może pomieścić dwa elektrony.

Następne elektrony lokują się na orbitalu 2s.

2s również może pomieścić tylko dwa elektrony.

Kolejne elektrony (tu zaczyna się robić ciekawie) wędrują na następny orbital,

czyli na 2p.

Orbital 2p to ten.

Są trzy orbitale 2p.

Zauważ, że w swoich nazwach orbitale p mają jeszcze indeksy dolne: z, x, y.

Co to znaczy?

Przyjrzyj się dokładnie kształtom orbitali p -

Wyglądają może na pierwszy rzut oka nieco nienaturalnie, ale w przyszłych filmach

spróbuję ci pokazać, że tak naprawdę mają kształt fal stojących.

Przyjrzyj się im - widzisz, że są trzy sposoby

ustawienia tych orbitali w przestrzeni.

Jest ustawienie w kierunku osi z (to pionowe),

w kierunku osi x (to poziome)

i w kierunku osi y (też poziome, tylko ustawione jakby prostopadle do ciebie).

Każdy z tych orbitali można jeszcze dodatkowo obrócić - zamienić miejscami część czerwoną z niebieską.

Załóżmy, że chcemy narysować i zapełnić elektronami

orbitale p.

Robisz to w takiej kolejności.

Jeden elektron tutaj,

drugi - tu, a trzeci - tu.

Czwarty elektron wchodzi tutaj i tak dalej.

W przyszłości porozmawiamy dodatkowo o spinach elektronów.

Ale teraz tylko uzupełniamy orbitale.

To, co się przed chwilą stało, to reguła Hunda [czyt. Hunda].

Może przygotuję kiedyś cały film o tej regule...

W tej regule chodzi tylko o kolejność zapełniania orbitali elektronami.

Ty masz już pewne rozeznanie w tym, jak to się będzie działo.

Spójrz.

Powinienem wziąć to "spójrz" w cudzysłów,

ponieważ w tym temacie to bardzo abstrakcyjne słowo.

Gdybyś chciał sobie wyobrazić orbitale p -

weźmy np. konfigurację elektronową

atomu węgla.

Atom węgla ma sześć elektronów. Jego konfiguracja elektronowa wygląda tak:

pierwszy elektron jest na orbitalu 1s, drugi też. Czyli: 1s2.

Przepraszam, nie widzisz całego układu.

Więc mamy już 1s2.

najpierw jest 1s2.

To jest konfiguracja elektronowa atomu helu.

Potem przechodzimy na drugą powłokę,

czyli na drugi okres.

To dlatego układ nazywa się okresowy, bo ma okresy.

Będziemy mówić o okresach i grupach w niedalekiej przyszłości.

Potem idziesz tutaj.

Czyli zapełniamy orbital 2s.

Jesteśmy w drugim okresie.

To jest drugi okres.

Pierwszy, drugi.

Przesunę to, żebyś widział cały układ.

Czyli kolejne dwa elektrony zapełniają orbital 2s.

Więc mamy 2s2.

I teraz zaczyna się zapełnianie orbitali p.

Najpierw elektron zapełnia pierwszy orbital p, a potem drugi.

Jesteśmy w drugim okresie, więc zapisuję 2p2.

Pytanie, jak to będzie wyglądało,

gdybyśmy chcieli sobie wyobrazić

ten orbital, orbital p.

Mamy dwa elektrony na orbitalach p.

Trzeba je jakoś rozmieścić w przestrzeni. Najpierw narysuję więc osie.

Osie wyznaczają przestrzeń.

Za cienka...

Rysuję przestrzeń

trójwymiarową.

Jeśli mam zestaw obserwacji (zdjęć)

elektronów na orbitalach p, na przykład na orbitalu pz,

wiem, że elektron może być czasem tutaj,

czasem tu, a czasem - tu.

Jeśli zrobisz wystarczająco dużo zdjęć,

zobaczysz kształt takiego dzwonu.

Takiej hantli.

Dla drugiego elektronu, np. tego na orbitalu px,

zrobisz oddzielne obserwacje.

Zaznaczę to innym kolorem,

Wtedy dla px będzie wyglądało to tak.

Masz garść obserwacji, zdjęć i widzisz,

że najłatwiej znaleźć elektron

w tych hantlach!

Ale pamiętaj, że możesz go też znaleźć tutaj.

Albo tu.

Mógłby być też tam.

To jest tylko przestrzeń, w której jest

największe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu.

Wydaje mi się, że to jest najlepsza metoda na wyobrażenie sobie tego.

To, co sobie tutaj piszemy,

to się nazywa konfiguracja elektronowa.

Jest wiele sposobów na ustalanie konfiguracji elektronowej atomów,

ale ja najbardziej lubię taki,

że bierzesz układ okresowy i wiesz, że te grupy

(grupy czyli kolumny),

zapełniają orbitale s.

Możesz tutaj sobie dopisać s.

Te pierwiastki zapełniają orbitale p.

Właściwie powinienem ominąć hel (hel należy do bloku s).

Czyli tutaj jest blok p.

Zrobię to w ten sposób.

Hel nie jest w bloku p.

Więc te pierwiastki rządzą orbitalami p.

W sumie ze względu na ilość elektronów w atomie helu

musimy hel przenieść tutaj.

Zgadza się?

Układ okresowy to jest taki organizer, który sprawia,

że wiele zależności chemicznych nabiera sensu. Ale w przypadku orbitali atomowych,

lepiej go trochę poprawić i przemieścić hel.

Zrobię to.

Ach, magia komputerów...

Wycinasz i wklejasz.

I teraz już widać lepiej, że hel ma dwa elektrony, więc pierwszy elektron to 1s1,

a drugi elektron prowadzi nas do 1s2.

Piszemy 1, bo jesteśmy w pierwszym okresie, orbital s (bo jesteśmy w bloku s) i na nim dwa elektrony (bo druga grupa).

Jesteśmy na pierwszej powłoce elektronowej.

Konfiguracja wodoru to 1s1.

Masz tylko jeden elektron na orbitalu s

Konfiguracja atomu helu to 1s2.

A potem w pierwszym okresie już nic nie ma, więc zaczynasz zapełniać drugą powłokę elektronową.

I konfiguracja litu to 1s2

(to są te pierwsze dwa elektrony, tak jak w helu),

a do tego dochodzi dodatkowy elektron i mamy 2s1.

Mam nadzieję, że zaczynasz zauważać zależność.

A kiedy np. przejdziesz do atomu azotu?

Azot ma 3 elektrony na podpowłoce p.

Czyli możesz zacząć od tyłu, prawda?

Jesteśmy w okresie drugim, tak?

Więc mamy 2p3.

Zapiszę to.

Mogę to zapisywać w takiej kolejności - najpierw 2p3.

Tu są ostatnie trzy elektrony,

Teraz patrzymy do tyłu i mamy te dwa elektrony, czyli 2s2.

I na koniec - pierwsze dwa elektrony, te na najniższym stanie energetycznym,

czyli 1s2.

To jest konfiguracja elektronowa atomu azotu:

Żeby się upewnić, czy dobrze zapisałeś konfigurację elektronową,

najlepiej jest policzyć elektrony.

Czyli 2 + 2 + 3 = 7.

Mówimy tu o atomie, cząstce bez ładunku, więc

liczba elektronów jest równa liczbie protonów.

Liczba atomowa mówi nam, ile jest protonów w jądrze atomu danego pierwiastka.

Zgadza się.

Azot ma 7 protonów, czyli 7 elektronów.

Jak do tej pory rozważaliśmy tylko przykłady dla elektronów znajdujących się

na orbitalach s i p. To jest w miarę proste.

A gdybym chciał zapisać konfigurację elektronową atomu krzemu,

jaka by była?

Krzem jest w trzecim okresie.

Pierwszy, drugi, trzeci.

Trzeci okres, czyli po prostu trzeci rząd.

Leży w bloku p.

A dokładnie w drugiej kolumnie bloku p.

Jeden, dwa, trzy, cztery, pięć, sześć.

Jesteśmy w drugiej kolumnie bloku p,

więc zaczynamy od zapisania 3p2 (3, bo trzeci okres; p, bo blok p; 2, bo druga kolumna bloku p).

Potem mamy 3s2.

A potem zapełniamy całą podpowłokę p z drugiego okresu.

Czyli 2p6.

Następnie jest 2s2.

I na końcu zapisujemy zapełnioną pierwszą powłokę,

ponieważ ona (w naturze) zapełniana jest jako pierwsza.

Więc 1s2.

I mamy już konfigurację elektronową atomu krzemu.

Stwierdzamy teraz, że powinniśmy mieć 14 elektronów.

2 + 2 + 6 = 10.

10 + 2 + 2 = 14.

Udało się - zapisaliśmy prawidłowo.

Wydaje mi się, że czas się kończy,

więc dopiero w następnym filmie zajmę się tym,

co się dzieje w pierwiastkach bloku d.

Oczywiście pewnie się już domyślasz.

Zwyczajnie zaczynamy zapełniać orbitale d,

te o dziwacznych kształtach.

Mój sposób myślenia jest taki (żeby nie tracić za wiele czasu),

że im bardziej oddalasz się od jądra atomowego,

tym więcej miejsca jest między

Ta odległość elektronów od jądra musi być wyważona.

Musi być równowaga.

Z jednej strony elektron chce być blisko jądra,

ponieważ dodatnio naładowane protony go przyciągają.

Ale z drugiej strony,

musi unikać innych elektronów (jednoimienne ładunki odpychają się),

i jeszcze musi być zachowany odpowiedni przestrzenny rozkład masy!

To skomplikowane... W każdym razie - do zobaczenia w następnym filmie.