1) sp – или q 2 – гибридизация характерна, когда в образовании связи участвует 1 s и 1 p- электрон.

Рис. 16. Схема sp – гибридизации

Молекула имеет линейное строение типа AB 2 .

2) sp 2 – или q 3 – гибридизация. Гибридные облака располагаются под углом 120 0 в одной плоскости (рис. 17).

При образовании гибридного облака участвует один s и

2 p электрона.

Рис. 17. Схема sp 2 - гибридизации

Например, молекула BCl 3

Молекула имеет форму плоского треугольника.

3) sp 3 – q 4 – гибридизация осуществляется за счет одного s и трех p – электронных облаков. Облака при этом типе гибридизации располагаются пол углом 109 0 28 ¢ (рис. 18). 4 гибридных облака направлены из центра правильного тетраэдра к его вершинам. Примером такой молекулы может быть CH 4, CCl 4 .

Рис. 18. Схема sp 3 – гибридизации

Кроме рассмотренных возможны и другие типы гибридизации валентных орбиталей и отвечающие им типы пространственной конфигурации молекул. Комбинация одной s – трех p – и одной d – орбиталей приводит к sp 3 d – гибридизации. Это соответствует ориентации пяти sp 3 d – гибридных орбиталей к вершинам тригональной бипирамиды. В случае sp 3 d 2 – гибридизации шесть sp 3 d 2 гибридных орбиталей ориентируются к вершинам октаэдра. Ориентация семи орбиталей к вершинам пентагональной бипирамиды соответствует sp 3 d 3 (или sp 3 d 2 f ) – гибридизации валентных орбиталей центрального атома молекулы.

Таким образом, направленность химических связей определяет пространственную конфигурацию молекул.

Рассмотрим еще возможные типы возникающих молекул.

Молекулы типа AA или AB. К этому типу относятся молекулы, образованные двумя одинаковыми или различными атомами, между которыми возникает одна одинарная (s - сигма) связь, последняя может быть образована за счет взаимодействия двух s – электронов, по одному от каждого атома (s¢ - s¢ ), двух p – электронов (p¢ - p¢ ) или двух электронов смешанного типа (s¢ - p¢ ) (рис. 19). Такие связи возникают между атомами элементов, имеющих один s – или p – электрон: водород, элементы группы IA (щелочные металлы) и группы VIIA (галогены). Молекулы этого типа имеют линейную форму, например, H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 , Zi 2 , Na 2 , K 2 , HCl и др.

Рис. 19. Перекрывание s- и p- орбиталей

с образованием s - связи

Молекулы типа AB 2, AB 3 . Они образуются за счет взаимодействия двух p – электронов атома В и s – электронов двух атомов A . Два непарных p- электрона характерны для атомов элементов VI А группы, т.е. для кислорода и его аналогов (халькогенов).

Электронные облака p- электронов располагаются относительно друг другу под углом 90 0 по координатным осям x и y.

Рис. 20. Перекрывание орбиталей в молекуле воды

Например, в молекуле H 2 O (рис. 20) перекрывание облаков s – электронов с облаками p – электронов происходит в месте, обозначенном штриховкой, а потому химические связи должны быть направлены под углом 90 º . Такие молекулы называются угловыми. Однако согласно экспериментальным данным значительного чаще встречаются молекулы с иным значением валентного угла. Например, у молекулы воды валентный угол составляет 104,5º. одной из причин этого явления, согласно теории валентных связей является наличие у центрального атома несвязывающих электронных пар. Искажение валентных углов в этом случае вызывается взаимным отталкиванием связывающих и несвязывающих электронных пар центрального атома. При этом следует учесть, что облако связывающей электронной пары (локализованной между двумя атомами) занимает меньше места, чем облако несвязывающей электронной пары, поэтому в наибольшей степени отталкивание проявляется между несвязывающими парами, несколько меньше эффект отталкивания между несвязывающей и связывающей парой и, наконец, меньшее отталкивание между связывающими электронными парами. Это видно на примере строения молекул метана, аммиака и воды. Центральные атомы этих молекул образуют химические связи за счет электронов s p 3 - гибридные орбитали приходится четыре электрона

Это определяет образование четырех связей C – H и расположение атомов водорода молекулы метана CH 4 в вершинах тетраэдра (рис. 21)

Рис. 21. Перекрывание орбиталей в молекуле метана

У атома азота на четыре sp 3 - гибридных орбитали приходится пять электронов:

Следовательно, одна пара электронов оказывается несвязывающей и занимает одну из sp 3 – орбиталей, направленных к вершинам тетраэдра. Вследствие отталкивающего действия несвязывающей электронной пары валентный угол в молекуле аммиака H 3 N оказывается меньше тетраэдрического и составляет < HNH = 107,3º .

Теперь уже ясно, что при рассмотрении молекулы воды угол валентный должен быть еще меньше, т.е. у атома кислорода на 4 sp 3 – гибридные орбитали приходится шесть электронов т.е. две sp 3 – гибридные орбитали занимают несвязывающие электронные пары. Отталкивающие действия двух

несвязывающих пар проявляется в большей степени. Поэтому валентный угол искажается против тетраэдрического еще сильнее и в молекуле воды H 2 O составляет < HOH = 104º,5¢ . С увеличением числа несвязывающих электронов центрального атома изменяется и пространственная конфигурация молекул (табл. 7). Так, если молекула имеет форму правильного тетраэдра с атомом углерода в центре, то в случае молекулы H 3 N можно считать, что одна из вершин тетраэдра занята несвязывающей электронной парой и молекула имеет форму тригональной пирамиды. В молекуле H 2 O две вершины тетраэдра заняты электронными парами, а сама молекула имеет угловую V- образную форму.

тетраэдр тригональная угловая

тип АВ 4 пирамида тип АВ 2 (А 2 В)

СН 4 тип АВ 3 NH 3 H 2 O

Полярности связи. Связь между атомами разных электронов всегда более или менее полярна. Это обусловливается различием размеров и электроотрицательностей атомов. Например, в молекуле хлорида водорода HCl связывающее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома хлора. Вследствие этого заряд ядра водорода уже не компенсируется, а на атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом ядра.

Таблица 7

Пространственная конфигурация молекул ABn

Иными словами, атом водорода в HCl поляризован положительно, а атом хлора отрицательно; на атоме водорода возникает положительный заряд, а на атоме хлора – отрицательный. Этот заряд d - называют эффективным, его можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным, эф-

фективный заряд на атоме водорода молекулы HCl составляет d H = +0,2 , а на атоме хлора d Cl = -0,2 абсолютного заряда электрона.

Таким образом, по степени смещения (поляризации) связующего электронного облака связь может быть неполярной, полярной или ионной. Неполярная и ионная связи представляют собой крайние случаи полярной связи.

Неполярные и полярные молекулы. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями, т.е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов (+q и –q ), находящихся на некотором расстоянии l друг от друга, которое называется длинной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи оценивают величиной ее дипольного момента обозначаемого m

m = l· q,

где l – длина диполя, q – величина электрического заряда.

l имеет значение порядка диаметра атома, т.е. 10 -8 см , а заряд электрона 4,8∙10 -10 эл. ст. ед., поэтому m выражается величиной порядка 10 -18 эл. ст. ед.∙см. Эту величину называют единицей Дебая и образуют буквой D . В системе единиц СИ m измеряется в кулон - метрах (К∙м); 1 D = 0,33∙10 -29 К∙м.

Значения дипольного момента ковалентных молекул лежат в пределах 0-4 D , ионных 4-11 D .

Дипольный момент молекулы представляет собой векторную сумму дипольных моментов всех связей и несвязанных электронных пар в молекуле. Результат сложения зависит от структуры молекулы. Например, молекула CO 2 , за счет sp гибридизации орбиталей атома углерода, имеет симметрическое линейное строение.

(m = 1,84 D или 0,61∙10 -29 К∙М)

Отсутствие дипольного момента свидетельствует о высоко симметричной структуре молекулы, наличие дипольного момента и его величина определяют несимметричность молекулы.

Поляризуемость связи. Для характеристики реакционной способности молекул важно знать не только исходное распределение электронной плотности, но и легкость, с которой оно изменится. Мерой последней служит поляризуемость связи – ее способность становиться полярной (или более полярной) в результате действия на нее электрического поля.

В результате поляризации может произойти полный разрыв связи с переходом связывающей электронной пары к одному из атомов с образованием отрицательного и положительного ионов. Асимметричный разрыв связи с образованием разноименных ионов называется гетеролитическим.

гомолитический гетеролитический

разрыв разрыв

(диссоциация) (ионизация)

Гетеролитический разрыв отличается от разрушения связи при распаде молекулы на атомы и радикалы. В последнем случае разрушается связывающая электронная пара и процесс называется гомолитическим. В соответствии со сказанным следует различать процесс диссоциации и процесс ионизации; в случае HCl первый наблюдается при его термическом распаде на атомы, второй – при распаде на ионы в растворе.

Под действием внешнего электрического поля молекула поляризуется, т.е. в ней происходит перераспределение зарядов и молекула приобретает новое значение дипольного момента. При этом неполярные молекулы могут превратиться в полярные, а полярные становятся еще более полярными. Иначе говоря, под действием внешнего электрического поля в молекулах индуцируется диполь, называемый наведенным или индуцированным, которые существуют лишь при действии внешнего электрического поля.

Раньше ученые полагали, что электроны вращаются по орбитам вокруг положительно заряженных ядер и удерживаются на определенном расстоянии от них.

Теперь доказано, что таких орбит в атомах не существует. На основе расчетов и опытных данных ученые установили, что электрон при движении может находиться на различных расстояниях от ядра. Удалось также установить вероятность пребывания электронов на определенном расстоянии от ядра.

Пребывание электрона на определенном расстоянии от ядра условно изображают точками. Там, где электрон пребывает чаще, расположение точек более плотное, где реже - менее плотное.

Электрон при движении, например, в атоме Н, образует как бы облако шаровой формы.

Совокупность различных положений электрона рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда.

Около ядра можно выделить пространство, где вероятность нахождения электрона наибольшая.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называют электронным облаком .

S- электроны имеют сферическую форму электронного облака.

С - 1S 2 2 S 2 2Р 2 Р- электроны имеют гантелеобразную форму эл. облака

(форму правильной восьмерки).

Форма и размеры того или иного электронного облака определяются атомными орбиталями . Атомные орбитали являются функцией двойственной природы электрона, определенной в каждой точке околоядерного пространства. Они не имеют формы, т.к. это понятие математическое. Однако, как и соответствующие им электронные облака, орбитали обозначают символами s, p, d, f.

В атомах химических элементов первому слою соответствует одна s -орбиталь, на которой могут находиться два s -электрона. Второй слой имеет s -орбиталь, запас энергии электронов на ней выше, чем у электронов первого слоя. Кроме того, второй слой имеет три р-орбитали, которым соответствуют гантелеобразные электронные облака одного размера. Они взаимно перпендикулярны, подобно осям координат х, у, и z. Третий слой, помимо одной s - и трех р- орбиталей, имеет пять d-орбиталей.

В атоме Не имеются 2 Sē. Поэтому возникает вопрос: как могут сосуществовать на одном энергетическом уровне 2 электронных облака сферической формы?

Оказывается, что кроме движения вокруг ядра, которое мы уже рассмотрели, электроны обладают еще движением, которое можно представить как их вращение вокруг собственной оси. Это вращение называется спином (в переводе с англ. - веретено).

На одной орбитали может находиться лишь 2 ē , обладающих противоположными (антипараллельными) спинами, т.е. один ē как бы вращается вокруг оси по часовой стрелке, ад ругой - против часовой стрелки.

В результате экспериментальных исследований было установлено, что, например, в природном кислороде кроме атомов кислорода с массой 16 имеются также атомы с массой 17 и 18.

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра (одинаковое число протонов в ядре), но разную массу (разное число нейтронов), называются изотопами.

6. Понятие об электронном облаке. Волновая функция.

Т.к. электрон несет отриц заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства описывается волновой функцией ψ, которая характеризует амплитуду волны как ф-ию координат электрона. Подобно амплитуде любого волнового процесса, она может принимать как положительные, так и отрицательные значения. Однако величина ψ² всегда положительна. При этом она обладает замечательным св-ом: чем больше значение в данной области пространства, тем выше вероятность того, что электрон проявит здесь свое действие, т.е. что его сущ-ие будет обнаружено в каком-либо физическом процессе.

7. Квантовые числа.

Современная модель основана на 2 фундаментальных принципах квантовой физики. 1. электрон имеет свойства и частицы и волны одновременно (Луи-де-Бройль ) 2. частицы не имеют строго определенных координат и скоростей движения. Движение электрона описывается в кантов ой механике уравнением стоячей волны, в соответствии с которым электрон в каждый момент времени может находится в произвольной точке пространства вокруг ядра. Квантово-механическая модель представляет его в виде электронного облака, окружающее ядро. Максимальная плотность облака соответствует электронной орбитали. Движение электрона на орбитали определяется значениями 4 квантовых чисел. Главное квантовое число n (энергетический уровень) – расстояние от ядра. С увеличением n энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней = номеру периода в котором находится элемент. Максимальное число электронов определяется N=2n 2 . на первом электронном уровне можер разместиться не более 2 электронов, на втором – 8, на третем –18. Орбитальное квантовое число l (энергетический подуровень) обозначают буквами s (сферическая), p (гантелеобразная), d (4 лепестковая розетка), f (более сложная). Магнитное квантовое число взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Спиновое квантовое число собственное вращение электрона вокруг своей оси. Магнитное квантовое число m взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Чем сложнее форма облака тем больше вариаций в ориентации облака в пространстве. Принимает значение 2l+1. Спиновое квантовое число s собственное вращение электрона вокруг своей оси. Принимает 2 значения +1/2 и –1/2.

8. Порядок заполнения электронных уровней и подуровней. . Принцип минимума энергии. Принцип Паули. Правило Гунда и Клечковского В.М.

Электрон заполн. Подуровень должен иметь минимально избыточной энергией по отношению к подуровню энергии.

Al 18 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 0

K 19 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1

1. Правило Клечковского.

Заполнение идет от n+1 меньших к n+l больших

4+0 < 3+2 (сначала 4S, потом 3d)

Если суммы n+l равны друг другу, тозаполнение уровней и подуровней происходит в напр главного квантового числа n

4+1 3+2 => сначала , потом 4p

Правило Клечковского.

Если сумма n+l равных

Явление правила проскока электронов.

Cr 24 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3d 4

Не только энергия электрона в атоме (и связанный с ней размер электронного облака) может принимать лишь определенные значения. Произвольной не может быть и форма электронного облака. Она определяется орбитальным квантовым числом I (его называют также побочным, или азимутальным), которое может принимать целочисленные значения от 0 до (п - 1), где п - главное квантовое число. Различным значениям п отвечает разное число возможных значений /. Так, при п= 1 возможно только одно значение орбитального квантового числа - нуль (/ = 0), при п = 2 / может быть равным 0 или 1, при п = 3 возможны значения /, равные 0, 1 и 2, вообще, данному значению главного квантового числа п соответствуют п различных возможных значений орбитального квантового числа.

Вывод о том, что формы атомных электронных облаков не могут быть произвольными, вытекает из физического смысла квантового числа /. Именно оно определяет значение орбитального момента количества движения электрона, эта величина, как и энергия, является квантованной физической характеристикой состояния электрона в атоме.

Орбитальным моментом количества движения M формула частицы, движущейся вокруг центра вращения по некоторой орбите, называется произведение mvf, где т - масса частицы, v - ее скорость, г- радиус-вектор, соединяющий центр вращения с частицей (рис. 7). Важно отмстить, что M - векторная величина; направление этого вектора перпендикулярно плоскости, в которой расположены векторы v и г.

Определенной форме электронного облака соответствует вполне определенное значение орбитального момента количества движения электрона М. Но поскольку M может принимать только дискретные значения, задаваемые орбитальным квантовым числом /, то формы электронных облаков не могут быть произвольными: каждому возможному значению / соответствует вполне определенная форма электронного облака.

Мы уже знаем, что энергия электрона в атоме зависит от главного квантового числа п. В атоме водорода энергия электрона полностью

Рис.

Рис. 8. К понятию о размерах и форме электронного облака определяется значением п. Однако в многоэлектронных атомах энергия электрона зависит и от значения орбитального квантового числа /; причины этой зависимости будут рассмотрены в § 31. Поэтому состояния электрона, характеризующиеся различными значениями /, принято называть энергетическими подуровнями электрона в атоме. Этим подуровням присвоены следующие буквенные обозначения:

В соответствии с этими обозначениями говорят об.s-подуровне, /^-подуровне и т.д. Электроны, характеризующиеся значениями побочного квантового числа 0, 1, 2 и 3, называют соответственно.s-электронами, р-электронами, б/-электронами и /-электронами. При данном значении главного квантового числа п наименьшей энергией обладают.s-электроны, затем р-, d- и /-электроны.

Состояние электрона в атоме, отвечающее определенным значениям пи I, записывается следующим образом: сначала цифрой указывается значение главного квантового числа, а затем буквой - орбитального квантового числа. Так, обозначение 2р относится к электрону, у которого п = 2и1= 1, обозначение 3d - к электрону, у которого п = 3 и / = 2.

Электронное облако не имеет резко очерченных в пространстве границ. Поэтому понятие о его размерах и форме требует уточнения. Рассмотрим в качестве примера электронное облако 15-электрона в атоме водорода (рис. 8). В точке а, находящейся на некотором расстоянии от ядра, плотность электронного облака определяется квадратом волновой функции Проведем через точку а поверхность равной электронной плотности, соединяющую точки, в которых плотность электронного облака характеризуется тем же значением j^. В случае 15-электрона такая поверхность окажется сферой, внутри которой заключена некоторая часть электронного облака (на рис. 8 сечение этой сферы плоскостью рисунка изображено окружностью, проходящей через точку а). Выберем теперь точку Ь, находящуюся на большем расстоянии от ядра, и также проведем через нее поверхность равной электронной плотности. Эта поверхность тоже будет обладать сферической формой, но внутри нее будет заключена большая часть электронного облака, чем внутри сферы а. Пусть, наконец, внутри поверхности равной электронной плотности, проведенной через некоторую точку с, заключена преобладающая часть электронного облака; обычно эту поверхность проводят так, чтобы она заключала 90% заряда и массы электрона. Такая поверхность называется граничной поверхностью, и именно ее форму и размеры принято считать формой и размерами электронного облака. Граничная поверхность

Рис. 9. Графики функций фиф 2 для 1 s-электрона

Рис. 10.

15-электрона представляет собой сферу, однако граничные поверхности^- и ^-электронов имеют более сложную форму (см. ниже).

На рис. 9 изображены значения волновой функции ф (см. рис. 9, а ) и ее квадрата (см. рис. 9, 6) для 15-электрона в зависимости от расстояния от ядра г. Изображенные кривые не зависят от направления, в котором откладывается измеряемое расстояние г; это означает, что электронное облако ls-электрона обладает сферической симметрией , т.е. имеет форму шара. Кривая на рис. 9, а расположена по одну сторону от оси расстояний (ось абсцисс). Отсюда следует, что волновая функция 15-электрона обладает постоянным знаком; будем считать его положительным.

Рисунок 9, б показывает также, что при увеличении расстояния от ядра величина ф 2 монотонно убывает. Это означает, что по мере удаления от ядра плотность электронного облака 15-электрона уменьшается; иллюстрацией этого вывода может служить рис. 5.

Это не означает, однако, что с ростом г вероятность обнаружить 15-электрон тоже монотонно убывает. На рис. 10 выделен тонкий слой, заключенный между сферами с радиусами г и (г + Ar), где Ar - некоторая малая величина. C ростом г плотность электронного облака в рассматриваемом сферическом слое уменьшается; но одновременно возрастает объем этого слоя, равный 4л г 2 Ar. Как указывалось в § 26, вероятность обнаружить электрон в малом объеме AK выражается произведением ф 2 ДК. В данном случае AK= 4лг 2 Ar; следовательно, вероятность обнаружения электрона в сферическом слое, заключенном между г и (г + Ar), пропорциональна величине 4лг 2 ф 2 . В этом произведении с увеличением г множитель 4л г 2 возрастает, а множитель ф 2 убывает. При малых значениях г величина 4л г 2 возрастает быстрее, чем убывает ф 2 , при больших - наоборот. Поэтому произведение 4лг 2 ф 2 , характеризующее вероятность обнаружения электрона на расстоянии г от ядра, с увеличением г проходит через максимум.

Зависимость величины 4лг 2 ф 2 от г изображена для 15-электрона на рис. 11 (подобные графики называются графиками радиального рас-

Рис. 11.

Рис. 12. Графики волновой функции для 25- (а) и 35-электронов (б)

пределения вероятности нахождения электрона). Как показывает рис. 11, вероятность обнаружить 15-электрон на малых расстояниях от ядра близка к нулю, так как г мало. Ничтожно мала и вероятность обнаружения электрона на очень большом расстоянии от ядра: здесь близок к нулю множитель ф 2 (см. рис. 9, 6). На некотором расстоянии от ядра г 0 вероятность обнаружения электрона имеет максимальное значение. Для атома водорода это расстояние равно 0,053 нм, что совпадает с вычисленным Бором значением радиуса ближайшей к ядру орбиты электрона. Однако трактовка этой величины в теории Бора и с точки зрения квантовой механики различна: согласно Бору, электрон в атоме водорода находится на расстоянии 0,053 нм от ядра, а с позиций квантовой механики этому расстоянию соответствует лишь максимальная вероятность обнаружения электрона.

Электронные облака 5-электронов второго, третьего и последующих слоев обладают, как и в случае 15-электронов, сферической симметрией, т.е. характеризуются шарообразной формой. Однако здесь волновая функция при увеличении расстояния от ядра меняется более сложным образом. Как показывает рис. 12, зависимость ф от г для 25- и 35-электронов не является монотонной, на разных расстояниях от ядра волновая функция имеет различный знак, а на соответствующих кривых есть узловые точки (или узлы), в которых значение волновой функции равно нулю. В случае 25-электрона имеется один узел, в случае 35-электрона - 2 узла и т.д. В соответствии с этим структура электронного облака здесь также сложнее, чем у 15-электрона. На рис. 13 в качестве примера схематически изображено электронное облако 25-электрона.

Более сложный вид имеют и графики радиального распределения вероятности для 25- и 35-электронов (рис. 14). Здесь появляется уже не один максимум, как в случае 15-электрона, а соответственно два или три максимума. При этом главный максимум располагается тем дальше от ядра, чем больше значение главного квантового числа п.

Рис. 13.

Рис. 14. Графики радиального распределения вероятности для 2s- (а) и 35-электронов (6 )

Рассмотрим теперь структуру электронного облака 2/?-электрона. При удалении от ядра по некоторому направлению волновая функция 2р-электрона изменяется в соответствии с кривой, изображенной на рис. 15, а. По одну сторону от ядра (на рисунке - справа) волновая функция положительна, и здесь на кривой имеется максимум, по другую сторону от ядра (на рисунке - слева) волновая функция отрицательна, на кривой имеется минимум; в начале координат значение ф обращается в нуль. В отличие от 5-электронов волновая функция 2р-электрона не обладает сферической симметрией. Это выражается в том, что высота максимума (и соответственно глубина минимума) на рис. 15 зависит от выбранного направления радиуса-вектора г. В некотором направлении (для определенности будем считать его направлением оси координат х) высота максимума наибольшая (см. рис. 15, о). В направлениях, составляющих угол с осью х, высота максимума тем меньше, чем больше этот угол (см. рис. 15, б, в); если он равен 90°, то значение ф в соответствующем направлении равно нулю при любом расстоянии от ядра.

График радиального распределения вероятности для 2р-электрона (рис. 16) имеет вид, сходный с рис. 15, с той разницей, что вероятность обнаружения электрона на некотором расстоянии от ядра всегда положительна. Положение максимума на кривой распределения вероятно-

Рис. 16.

Рис. 15.

Рис.

Рис.

сти не зависит от выбора направления. Однако высота этого максимума зависит от направления: она наибольшая, когда радиус-вектор совпадает с направлением оси х, и убывает по мере отклонения радиуса- вектора от этого направления.

Такому распределению вероятности обнаружения 2/?-электрона соответствует форма электронного облака, напоминающая двойную грушу или гантель (рис. 17). Как видно, электронное облако сосредоточено вблизи оси х, а в плоскости yz, перпендикулярной этой оси, электронного облака нет: вероятность обнаружить здесь 2р-электрон равна нулю. Знаки «+» и «-» на рис. 17 относятся не к вероятности обнаружения электрона (она всегда положительна!), а к волновой функции ф, которая в разных частях электронного облака имеет различный знак.

Рисунок 17 приближенно передает форму электронного облака не только 2р-электронов, но также и р-электронов третьего и последующих слоев. Но графики радиального распределения вероятности имеют здесь более сложный характер: вместо одного максимума, изображенного в правой части рис. 16, на соответствующих кривых появляются два максимума (Зр-электрон), три максимума (4р-электрон) и т.д. При этом наибольший максимум располагается все дальше от ядра.

Еще более сложную форму имеют электронные облака (7-электронов (/= 2). Каждое из них представляет собой «четырехлепестковую» фигуру, причем знаки волновой функции в «лепестках» чередуются (рис. 18).

Электронное облако - наглядная модель, отражающая распределение функции плотности вероятности обнаружения электрона в атоме или молекуле в зависимости от энергии электрона.

На рисунке изображено радиальное распределение вероятности нахождения электрона в атоме водорода в основном состоянии.

Кривая радиального распределения вероятности нахождения электрона в атоме водорода показывает, что вероятность обнаружения электрона максимальна в тонком сферическом слое с центром в точке расположения протона и радиусом, равным боровскому радиусу a 0 .

Чем прочнее связь электрона с ядром, тем электронное облако меньше по размерам и плотнее по распределению заряда.

Электронное облако наиболее часто изображают в виде граничной поверхности (охватывающей примерно 90 % плотности). При этом обозначение плотности с помощью точек опускают.

Электронное облако и химическая связь

Полагая движение электронов независимым от намного более медленных ядерных движений (адиабатическое приближение), можно вполне строго описать образование химической связи как результат действия кулоновских сил притяжения положительно заряженных атомных ядер к электронному облаку, сконцентрированному в межъядерном пространстве (см.рис.2).

Заряд этого облака стремится приблизить ядра друг к другу (связывающая область), тогда как электронный заряд вне межъядерного пространства (несвязывающая область) стремится ядра раздвинуть. В этом же направлении действуют и силы ядерного отталкивания. При сближении атомов на равновесное расстояние часть электронной плотности из несвязывающей области переходит в связывающую. Электронный заряд распределяется в обеих областях так, чтобы силы, стремящиеся сблизить и оттолкнуть ядра, были одинаковыми. Это достигается при некотором равновесном расстоянии, соответствующем