CC BY
75
№ 5 (35)
UNIVERSUM:
ПСИХОЛОГИЯ И ОБРАЗОВАНИЕ
май, 2017 г.
КВАНТОВО-ХИМИЧЕСКИЕ МОДЕЛИ АТОМОВ И МОЛЕКУЛ
Яблоков Вениамин Александрович
д-р хим. наук, профессор, зав. кафедрой химии Нижегородского государственного архитектурно-строительного университета, 603950, Россия, г. Нижний Новгород, улица Ильинская, 65
E-mail: yablokovva@yandex.ru
Захарова Ольга Михайловна
канд. хим. наук, доцент, доцент кафедры химии Нижегородского государственного архитектурно-строительного университета,
603950, Россия, г. Нижний Новгород, ул.Ильинская, 65 E-mail: olga.zakhaolga2015@yandex.ru
QUANTUM-CHEMICAL MODELS OF ATOMS AND MOLECULES
Veniamin Yablokov
doctor of chemical sciences, professor, holder of the chair of chemistry of Nizhny Novgorod State University of Architecture and Civil Engineering 603950, Russia, Nizhny Novgorod, Iljinskaya St., 65
Olga Zakharova
candidate of chemical sciences, associate professor, associate professor of the chair of chemistry of Nizhny Novgorod State University of Architecture and Civil Engineerining 603950, Russia, Nizhny Novgorod, Iljinskaya St., 65
АННОТАЦИЯ
В статье рассматриваются квантово-химические модели атомов, молекул, позволяющие понять сущность химических превращений вещества на атомном и молекулярном уровне его организации.
ABSTRACT
The article is devoted to a detailed consideration of graphic quantum-chemical models of atoms, molecules and chemical bonds. This approach allows understanding the nature of the chemical processes and the laws of their proceeding.
Ключевые слова: атом, молекула, типы химических связей, атомная орбиталь, гибридизация атомных ор-биталей, модели химических реакций.
Keywords: atom, molecule, types of chemical bonds, atomic orbital, hybridization of atomic orbitals, models of chemical reactions.
Современные представления о строении атомов и молекул, понимание химических превращений вещества на атомном и молекулярном уровне его организации раскрывает квантовая химия.
С позиции квантовой химии атом - это микросистема, состоящая из ядра и электронов, движущихся в электромагнитном поле ядра. На рис. 1 представлены орбитальные, электронные и электронографи-ческие модели атомов первого и второго периодов, построенные с использованием квантовых принципов и правил заполнения электронами энергетических уровней в атомах. Четыре квантовых числа п, i ml, ms полностью характеризуют движение электронов в поле ядра. Главное квантовое число п характеризует энергию электрона, его удалённость от ядра и соответствует номеру энергетического уровня, на котором находится электрон. Орбитальное квантовое
число l определяет форму орбитали и энергию подуровней одного и того же энергетического уровня. Понятие «орбиталь» означает наиболее вероятную область движения электрона в атоме. Магнитное квантовое число ml определяет число орбиталей и их пространственную ориентацию. Главное, орбитальное и магнитное квантовые числа взаимосвязаны. Орбитальное квантовое число l принимает значения на единицу меньше, чем главное квантовое число п. Если п = 1, то l = 0, и по форме это сферическая 15-орбиталь. Если п = 2, то орбитальное квантовое число принимает два значения: l = 0, 1, указывающие на наличие двух подуровней. Это сферическая 25- орбиталь (! = 0) и три 2^-орбитали, напоминающие по форме гимнастические гантели, расположенные под углом 90о по осям декартовой системы координат.
Библиографическое описание: Яблоков В.А., Захарова О.М. Квантово-химические модели атомов и молекул // Universum: Психология и образование: электрон. научн. журн. 2017. № 5(35). URL: http://7universum. com/ru/ psy/archive/item/4 746
№ 5 (35)
UNIVERSUM:
ПСИХОЛОГИЯ И ОБРАЗОВАНИЕ
май, 2017 г.
Рисунок 1. Квантово-химические, электронные и электронографические модели атомов первого и второго периодов
Число и пространственное расположение 2р-ор-биталей определяет магнитное квантовое число m1, которое принимает значения в пределах изменения орбитального квантового числа от -1 до +l. Если l = 0, то m1 = 0 (одна s-орбиталь). Если 1 = 1, то m1 принимает три значения -1, 0, +1 (три р-орбитали).
Орбитальные модели атомов показывают пространственное расположение и форму орбиталей, а на электронографических моделях в виде символических квантовых ячеек □ дано изображение орбиталей и положение уровней и подуровней на энергетической диаграмме. Следует обратить внимание на размеры атомов. В периодах повторяется одна и та же закономерность - по мере увеличения заряда ядра происходит возрастающая деформация (сжатие) ор-биталей под действием электромагнитного притяжения электронов ядром (рис. 1).
Размещение электронов на орбиталях подчиняется одному из важнейших принципов квантовой механики (принцип Паули): на одной орбитали может находиться не больше двух электронов, причем они должны различаться собственным моментом количества движения - спином (англ. spin вращение). Электроны, различающиеся спинами, условно изображают стрелками t и I. Когда на одной орбитали находятся два электрона, они имеют антипараллельные спины и не мешают друг другу двигаться в поле ядра.
Это свойство напоминает вращение в зацеплении двух шестеренок. Находясь в зацеплении, одна ше-
стеренка вращается по часовой стрелке, другая - против часовой стрелки. Третья шестеренка в зацеплении с двумя другими останавливает вращение. Она лишняя. Так и на одной орбитали может находиться лишь 2 электрона, третий - лишний.
При заполнении электронами энергетических уровней и подуровней в действие вступает квантовый принцип минимума энергии (правило Клечков-ского). Электроны заполняют орбитали от низшего к высшему энергетическому уровню. Принцип минимума энергии напоминает заполнение этажей многоэтажного дома в период наводнения. Вода поднимается и заполняет все этажи снизу вверх, не пропуская ни одного.
В соответствии с правилом Хунда все р-орбитали заполняются сначала одним электроном и только затем вторым с антипараллельным спином.
Квантовохимические модели атомов позволяют объяснить свойства атомов обмениваться энергией, отдавать и присоединять электроны, изменять геометрическую конфигурацию, образовывать химические связи.
Ковалентная химическая связь образуется при перекрывании валентных электронных облаков. Например, такая связь представлена в орбитальной модели молекулы водорода (рис. 2).
№ 5 (35)
UNIVERSUM:
ПСИХОЛОГИЯ И ОБРАЗОВАНИЕ
май, 2017 г.
Рисунок 2. Модель ковалентной связи в молекуле водорода
Использование квантовохимического метода валентных связей основано на представлении, о том, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких электронных пар с антпараллельными спинами. С позиции метода валентных связей молекула - это микросистема, состоящая из двух или большего числа ковалентно связанных атомов. Положительно заряженные ядра атомов удерживаются отрицательным зарядом, сосредоточенным в области перекрывания атомных ор-биталей. Притяжение ядер атомов к повышенной электронной плотности между ними уравновешивается силой отталкивания ядер между собой. Образуется устойчивая микросистема, в которой длина ко-валентной связи равна расстоянию между ядрами.
В молекуле фтора так же, как и в молекуле водорода, имеется неполярная ковалентная связь. При перекрывании 2р1-орбиталей электронная пара создает между ядрами атомов повышенную электронную плотность и удерживает молекулу в устойчивом состоянии (рис. 3).
Рисунок 3. Модель ковалентной связи в молекуле фтора
Под неполярной ковалентной связью подразумевается такое перекрывание валентных орбиталей, в результате которого совпадают центры тяжести положительных и отрицательных зарядов.
Возможно образование полярной ковалентной связи при перекрывании 151- и 2р1-орбиталей. На рис. 4 представлена модель фтороводорода с полярной ковалентной связью. Электронная плотность между ковалентно связанными атомами смещается к атому фтора, заряд ядра которого (+9) оказывает большее электромагнитное притяжение по сравнению с ядром атома водорода с зарядом (+1).
Н-Б
Рисунок 4. Модель полярной ковалентной связи в молекуле фтороводорода
Ионная связь обусловлена притяжением электрически заряженных частиц - ионов. На рис. 5 представлена модель образования ионной связи во фториде лития. Сильное электромагнитное поле, создаваемое ядром атома фтора, захватывает и удерживает на р-орбитали электрон, принадлежавший атому лития. Атом лития, лишенный электрона, изменяет геометрическую конфигурацию (исчезла 2^-орбиталь), становится положительно заряженным ионом и притягивается к отрицательно заряженному иону фтора, который приобрел лишний электрон на р-орбиталь.
Рисунок 5. Модель ионной пары фторида лития
Силы электростатического притяжения противоположно заряженных ионов и отталкивания электронных оболочек ионов лития и фтора уравновешены и удерживают ионы на расстоянии, соответствующем длине ионной связи. Перекрывание орби-талей в соединениях с ионной связью практически отсутствует.
Особый вид химической связи проявляется в атомах металлов. Кристалл металла (рис. 6) состоит из положительно заряженных ионов, в поле которых свободно движутся валентные электроны («электронное облако»).
№ 5 (35)
UNIVERSUM:
ПСИХОЛОГИЯ И ОБРАЗОВАНИЕ
май, 2017 г.
Рисунок 6. Модель кристалла металлического лития
Ионы и «электронное облако» взаимно удерживают друг друга в устойчивом состоянии. Благодаря высокой подвижности электронов металлы обладают электронной проводимостью.
В молекулах атомы, связанные несколькими ко-валентными связями, изменяют геометрическую конфигурацию. Рассмотрим проявление этого свойства на примере атома углерода (152-орбиталь в моделях атома углерода не изображена, т.к. не участвует в образовании химической связи).
Экспериментально установлено, что в молекуле СН4 атом углерода образует с атомами водорода четыре одинаковые ковалентные связи, эквивалентные по своим энергетическим и пространственным характеристикам. Трудно представить четыре одинаковые ковалентные связи, если иметь в виду, что в углероде валентные электроны располагаются на двух энергетических 25 и 2р подуровнях:
В основном (невозбужденном) состоянии углерод образует лишь две ковалентные связи. В возбужденном состоянии один электрон с подуровня 25 переходит на более высокий энергетический подуровень 2р. В результате такого перескока электрона увеличивается суммарная энергия 25- и 2р-орбиталей и валентность атома углерода изменяется до четырех:
И все же этого недостаточно, чтобы объяснить четыре равноценные ковалентные связи в молекуле СН4, т.к. 25- и 2р-орбитали имеют разную форму и пространственное расположение. Проблема была решена введением гипотезы о гибридизации - смешении валентных электронов в подуровнях одного и того же энергетического уровня. В молекуле метана одна 25- и три 2р-орбитали атома углерода в результате гибридизации превращаются в четыре равноценные л/г'-гибридныс орбитали:
В отличие от невозбужденного (основного) состояния атома углерода, в котором три 2р-орбитали атома расположены под углом 90о (рис. 7,а), в моле-
куле метана (рис. 7,Ь) равноценные по форме и размерам 5р3 -гибридные атома углерода расположены под углом 109о28'.
Рисунок 7. Модель молекулы метана
В молекуле этилена С2Н4 (рис. 8,а) атомы углерода находятся в 5р2-гибридном состоянии. В гибридизации участвует 25-орбиталь и две 2р-орбитали. В результате гибридизации атомы углерода образуют
три равноценные 5р2-гибридные орбитали, расположенные под углом 120о на плоскости; 2рг-орбиталь не участвует в гибридизации.
№ 5 (35)
UNIVERSUM:
ПСИХОЛОГИЯ И ОБРАЗОВАНИЕ
май, 2017 г.
Рисунок 8. Модель молекулы этилена
В молекуле этилена атомы углерода связаны не только ст-связью, но и я-связью. Она образуется в результате перекрывания рг-орбиталей с образованием двух областей перекрывания над и под осью, соединяющей ядра, по обе стороны от оси ст-связи (рис.8).
Модель тройной связи представлена в молекуле ацетилена (рис. 9). При смешении одной 2я- и одной
2рх-орбитали атома углерода образуются две яр-гибридные орбитали, которые располагаются на линии, соединяющей ядра атомов (угол 180о). Негибридные 2ру- и 2рг-орбитали разных атомов углерода перекрываются, образуя две я-связи во взаимно перпендикулярных плоскостях (рис. 9).
Рисунок 9. Модель молекулы ацетилена
Молекулы, подобно атомам, проявляют свойство разрывать и образовывать химические связи, изменять геометрическую конфигурацию, переходить из электронейтрального в ионное состояние. Указанные свойства представлены в реакции между молекулами аммиака ЫН и фтороводорода ОТ (рис. 10). Разрывается ковалентная связь в молекуле фтороводорода, и образуется ковалентная донорно-акцепторная связь между азотом и водородом в молекуле аммиака. Донором выступает неподелённая пара электронов атома азота, акцептором - вакантная орбиталь атома
водорода (рис. 10). Геометрическая конфигурация молекулы :ЫН3 (тригональная пирамида, валентный угол 107о18') изменяется на тетраэдрическую конфигурацию иона ЫН4+ (109о28'). Завершающим процессом является образование ионной связи в кристаллической структуре фторида аммония. Орбитальные модели молекул позволяют показать все перечисленные выше свойства в одной реакции: разрывать и образовывать химические связи, изменять геометрическую конфигурацию, переходить из электронейтрального в ионное состояние.
№ 5 (35)
UNIVERSUM:
ПСИХОЛОГИЯ И ОБРАЗОВАНИЕ
май, 2017 г.
Рисунок 10. Модель образования ионной пары кристаллического NN4
Химическая реакция с использованием символов химических элементов:
КНз + ИБ ^ МВД
дает обобщенное выражение того, что раскрыто в орбитальных моделях молекул. Химические реакции, представленные орбитальными моделями и символами химических элементов, взаимно дополняют друг друга. В этом их достоинство. Овладение элементарными знаниями квантово-химического выражения структуры и состава атомов и молекул ведет к пониманию ключевых химических понятий: кова-лентная полярная и неполярная связь, донорно-ак-цепторная связь, ионная связь, геометрическая конфигурация атомов и молекул, химическая реакция. И
на фундаменте этих знаний можно уверенно использовать символику химических элементов и соединений для краткого описания химических состояний и превращений вещества.
Приведем ещё пример реакции, рассматриваемой с позиций квантовой химии. Вода проявляет свойства слабого электролита. Электролитическую диссоциацию обычно представляют уравнением:
Н2О ^Н+ + ОН-или
Н2О + Н2О ^НзО+ + ОН-.
Деление молекул воды на положительно и отрицательно заряженные ионы раскрывает квантовохи-мическая модель реакции электролитической диссоциации (рис. 11).
Рисунок 11. Модель электролитической диссоциации воды
№ 5 (35)
UNIVERSUM:
психология и
ОБРАЗОВАНИЕ
май, 2017 г.
Молекула воды представляет собой искаженную пирамиду (валентный угол 104о30'). Две яр3-гибридные орбитали атома кислорода образуют ст-связи с атомами водорода. Две другие яр3-гибридные орбитали располагают свободными парами электронов с антипараллельными спинами. Разрыв ковалент-ной Н-О связи в одной из молекул приводит к образованию на соседней молекуле ковалентной химической связи по донорно-акцепторному механизму. Ион водорода, располагающий вакантной орбита-лью, выступает в роли акцептора электронной пары атома кислорода соседней молекулы воды. В этом
Мышление - это процесс, с помощью которого мы опосредствованно можем судить о том, что скрыто от нашего чувственного восприятия. Квантовая химия дает зрительный образ химических процессов и состояний вещества, раскрывает то, что скрыто от нашего чувственного восприятия, побуждает учиться и размышлять.
примере, как и в предыдущем, квантово-химический подход позволяет понять физико-химический смысл процесса электролитической диссоциации воды.
Список литературы:
1. Выготский Л.С. Мышление и речь. - М.: Лабиринт, 1999. - 352 с.
2. Загашев И.О., Заир-Бек С.И. Критическое мышление: технология развития. - СПб: Альянс «Дельта, 2003. -
3. Краснов К.С. Молекулы и химическая связь. - М.: Высшая школа, 1984. - 295 с.
4. Леонтьев А.Н. Лекции по общей психологии. - М.: Смысл, 2000. - 512 с.
5. Перегудов Ф.И., Тарасенко Ф.П. Введение в системный анализ. - М.: Высшая школа, 1989. - 367 с.
6. Прокофьев В.Ф. Человек - управляемый биокомпьютер? // Вестник международной академии наук (русская секция). - 2008. - №1. - С. 1-21.
7. Яблоков В.А., Захарова О.М. Системная организация содержания обучения химии // Universum: Психология и образование: электрон. научн. журн. 2016. №5(23) / [Электронный ресурс]. - Режим доступа: URL://7uni-versum.com/ru/psy/archiv/item/2505 (дата обращения 2.04.2017).
284 с.
