CHEMIA KWANTOWA

1. Elektrony w atomie obsadzają poziomy o najniższej energii (stan podstawowy), w miarę oddalania się elektronu od jądra jego energia rośnie (w odległości nieskończonej wynosi 0):

E = -1/n² · E₁

n – główna liczba kwantowa

E₁ – bezwzględna wartość elektronu atomu wodoru w stanie podstawowym (13,6 eV)

1. Elektrony mogą przechodzić na wyższy poziom energetyczny po dostarczeniu kwantu o energii równej różnicy energii stanu wzbudzonego i podstawowego (przechodzą ze stanu podstawowego w stan wzbudzony).

Elektrony mogą przechodzić na niższy poziom energetyczny po oddaniu kwantu o energii równej różnicy energii stanu wzbudzonego i podstawowego (przechodzą ze stanu wzbudzonego w stan podstawowy).

1. Wzór na kwant energii:

E = E₂ – E₁ = hv

gdzie: E – energia kwantu, h – stała Plancka, v – częstotliwość

1. Jak ustalić konfigurację elektronową danego pierwiastka?

1. ustalamy liczbę atomową danego pierwiastka

2. wypisujemy kolejno podpowłoki tego pierwiastka aż zsumowana liczba elektronów na kolejnych podpowłokach będzie równa liczbie atomowej np.:

₁₉K 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ → 2 + 2 + 6 +2 + 6 + 1 = 19

1. w przypadku, gdy ostatnią podpowłoką jest podpowłoka d i są na niej 4 lub 9 elektronów, wtedy jeden elektron przeskakuje z podpowłoki s np.:

₂₉Cu 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹ → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰

1. Jak ustalić, na jakich podpowłokach są elektrony walencyjne?

1. sposób I

• dla pierwiastków grup 1 i 2

• wypisać konfigurację elektronową pierwiastka

• jedna, ostatnia pod powłoka jest powłoką walencyjną

₂₀Ca 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² → 4s²

• dla pozostałych pierwiastków

• wypisać konfigurację elektronową pierwiastka

• dwie, ostatnie powłoki są powłokami walencyjnymi (należy podać je w kolejności wzrastającej odległości od jądra)

₂₄Cr 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴ → 3d⁴ 4s²

1. sposób II

• dla grup głównych:

1	2	13	14	15	16	17	18
ns^1	ns^2	ns^2np^1	ns^2np^2	ns^2np^3	ns^2np^4	ns^2np^5	ns^2p^6

gdzie: n – numer okresu

Si (3 okres, 14 grupa) 3s² 3p²

• dla grup pobocznych (w przypadku gdy na podpowłoce d są 4 lub 9 elektronów, wtedy jeden elektron przeskakuje z podpowłoki s):

3	4	5	6	7	8	9	10	11	12
(n-1)d^1ns^2	(n-1)d^2ns^2	(n-1)d^3ns^2	(n-1)d^4ns^2	(n-1)d^5ns^2	(n-1)d^6ns^2	(n-1)d^7ns^2	(n-1)d^8ns^2	(n-1)d^9ns^2	(n-1)d^10ns^2

gdzie n – numer okresu

Cu (4 okres, 11 grupa) 3d⁹ 4s² → 3d¹⁰ 4s¹

1. Jak ustalić konfigurację elektronową danego jonu?

1. pierwiastki z bloku s: tracą elektrony z podpowłoki s np.:

₁₂Mg 1s² 2s² 2p⁶ 3s² → ₁₀Mg²⁺ 1s² 2s² 2p⁶

1. pierwiastki z bloku p: tracą elektrony z podpowłoki p, potem z s np.:

₁₃Al 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹ → ₁₆Al³⁺ 1s² 2s² 2p⁶

1. pierwiastki z bloku d: tracą elektrony z podpowłoki s, potem z d np.:

₂₆Fe 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ → ₂₃Fe³⁺ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵

1. pierwiastki z bloku f: tracą elektrony z podpowłoki s, potem z d, potem z f np.:

₅₈Ce 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² → ₅₈Ce⁴⁺ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰

4p⁶ 5s² 4d⁸ 5p⁶

1. Przewidywanie stopni utleniania na podstawie konfiguracji elektronowej

1. minimalny stopień utleniania

• wypisać konfigurację elektronów walencyjnych

• spoglądamy na ostatnią podpowłokę – minimalny stopień utleniania wynosi tyle, ile brakuje elektronów na tej podpowłoce do pełnego jej obsadzenia np.:

3s² 3p⁴ → 6 – 4 = -II (minus, bo pierwiastek może przyjąć dwa elektrony o ładunku

ujemnym, a więc „dwa minusy”)

1. maksymalny stopień utleniania

• wypisać konfigurację elektronów walencyjnych

• spoglądamy na dwie (w grupach 1 i 2 – na jedną) podpowłoki walencyjne – maksymalny stopień utleniania wynosi tyle, ile wynosi suma elektronów na tych podpowłokach np.:

3s² 3p⁴ → 2 + 4 = +VI (plus, bo pierwiastek może oddać sześć elektronów o ładunku

ujemnym, a więc „sześć minusów”)

1. Zapis z helowcem

1. dla danego pierwiastka dobieramy „jego” helowiec – dla okresu 4, helowiec z okresu 3, dla okresu 5, helowiec z okresu 4 itd.

2. dopisujemy konfigurację walencyjną np.:

K [Ar] 4s¹

1. można dokonać sprawdzenia:

liczba atomowa wybranego helowca + elektrony walencyjne = liczba atomowa pierwiastka np.:

K [Ar] 4s¹ → 18 + 1 = 19

1. Liczby kwantowe

1. główna

• n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 (K, L, M, N, O, P, Q)

• maksymalna ilość elektronów w powłoce elektronowej wynosi:

2n²

np. dla powłoki K – 2, L – 8, M – 18...

1. poboczna

• l = 0, 1, 2, 3, 4, 5... (s, p, d, f, g, h...)

• l_max = n – 1 np. dla n = 3, l = 0, 1, 2

• określa liczbę stanów kwantowych w podpowłoce elektronowej:

4l + 2

np. dla podpowłoki s – 2, p – 6, d – 10...

1. magnetyczna

• -l ≤ m ≤ l

• np. dla l = 2, m = -2, -1, 0, 1, 2

• określa liczbę orbitali w podpowłoce elektronowej:

2l + 1

np. l = 2, to m = -2, -1, 0, 1, 2, więc podpowłoka d składa się z pięciu orbitali

1. magnetyczna spinowa

• m_s = -½, ½

1. spinowa

• s = ½

1. Powłoka elektronowa to zbiór elektronów opisanych jednakowymi liczbami kwantowymi n.

2. Podpowłoka elektronowa to zbiór elektronów opisanych jednakowymi liczbami kwantowymi n, l.

3. Poziom orbitalny to zbiór elektronów opisanych jednakowymi liczbami kwantowymi n, l i m.

4. Orbital to zbiór elektronów opisanych jednakowymi liczbami kwantowymi n, l, m i m_s (orbital obejmuje dwa elektrony, ponieważ magnetyczna spinowa liczba kwantowa przyjmuje dwie wartości).

5. Wygląd obszaru orbitalnego zależy od trzech pierwszych liczb kwantowych:

1. głównej – decyduje o rozmiarach orbitalu

1. poboczna – decyduje o kształcie orbitalu

1. magnetyczna – decyduje o orientacji przestrzennej

1. Metoda VSEPR – ustalanie hybrydyzacji

1. dla cząsteczki

Lp = σ + ½(n – m)

gdzie: σ – liczbą wiązań σ, n – elektrony walencyjne atomu centralnego, m – elektrony

potrzebne do dubletu lub oktetu atomu centralnego

1. dla anionu

Lp = σ + ½(n – m – a)

gdzie: σ – liczbą wiązań σ, n – elektrony walencyjne atomu centralnego, m – elektrony

potrzebne do dubletu lub oktetu atomu centralnego, a – ładunek jonu

1. dla kationu

Lp = σ + ½(n – m + a)

gdzie: σ – liczbą wiązań σ, n – elektrony walencyjne atomu centralnego, m – elektrony

potrzebne do dubletu lub oktetu atomu centralnego, a – ładunek jonu

Gdy:

• Lp = 2, to jest hybrydyzacja sp

• Lp = 3, to jest hybrydyzacja sp²

• Lp = 4, to jest hybrydyzacja sp³

1. Moment dipolowy określa budowę cząsteczki:

1. gdy moment dipolowy = 0, to cząsteczka ma budowę liniową (hybrydyzacja sp) lub cząsteczka jest dwuatomowa np. Cl₂

2. gdy moment dipolowy ≠ 0, to cząsteczka ma budowę kątową (hybrydyzacja sp² lub sp³)

W przypadku cząsteczek mających budowę liniową nie muszą mieć

momentu dipolowego = 0 np.:

HCl → moment dipolowy ≠ 0 (sp³, ładunek ujemny przesunięty w stronę chloru,

ładunek dodatni przesunięty w stronę wodoru)

Zadanie 1

Pogrupuj poniższe cząsteczki na posiadającego moment dipolowy i go nie posiadające:

O₂, H₂S, HBr, H₂O, SO₂, NO₂, CO₂.

moment dipolowy = 0: CO₂ (sp), O₂ (ładunek nie jest przesunięty w żadną stronę)

moment dipolowy ≠ 0: H₂S (sp³), H₂O (sp³), SO₂ (sp3), HBr (sp³), NO₂ (sp²)

1. Wzory klatkowe

1. rysujemy potrzebną ilość kratek

• dla podpowłoki s – 1 kratka

• dla podpowłoki p – 3 kratki

• dla podpowłoki d – 5 kratek

• dla podpowłoki f – 7 kratek

1. zapełniamy kratki pojedynczymi elektronami („strzałkami”) zgodnie z zasadami:

• zakaz Pauliego

W danym atomie nie mogą istnieć elektrony opisane tymi samymi wartościami wszystkich liczb kwantowych (stąd w jednej klatce „strzałki” muszą mieć przeciwne zwroty, ponieważ oznaczają magnetyczną spinową liczbę kwantową).

1s²

• reguła Hunda

W danej podpowłoce powinna istnieć jak największa liczba niesparowanych elektronów, do sparowania elektronów dochodzi po zajęciu przez elektrony niesparowane wszystkich orbitali.

1. Wzory klatkowe a liczby kwantowe np.:

3d

n = 3

l = 2

m = -2

s = ½

m_s = +½

Zadanie 2

Narysuj wzór klatkowy siarki.

₁₆S 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

1. Reguła oktetu

Wszystkie atomy poza wodorem dążą do tego, aby na ostatniej powłoce walencyjnej mieć osiem elektronów (tak jak gazy szlachetne, które są bierne chemicznie, gdyż nie chcą przyłączyć ani oddać elektronów) poprzez ich przyłączanie, oddawanie lub uwspólnianie np.:

₁₁Na 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ → Na⁺ 1s² 2s² 2p⁶ (sodowi łatwiej jest oddać 1e^- niż przyłączyć 7)

₁₇Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ → Cl^- 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (chlorowi łatwiej jest przyłączyć 1e^- niż

oddać 7)

₁₇Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ → Cl₂ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p^{5 + 1 (uwspólnienie)}

1. Reguła dubletu

Atom wodoru dąży do tego, aby na ostatniej powłoce walencyjnej mieć dwa elektrony (tak jak gaz szlachetny – hel, który jest bierny chemicznie, gdyż nie chce przyłączyć ani oddać elektronów) poprzez ich oddawanie lub uwspólnianie:

₁H 1s¹ → H⁺

₁H 1s¹ → H₂ 1s^{1 + 1 (uwspólnienie)}