현대화학은 원자 내 전자의 배열을 어떻게 설명하나요?

파울리 배제 원리

원자에 있는 두 개 이상의 전자는 정확히 동일한 4개의 양자수(주양자수 n에서 각양자수 l)를 갖지 않습니다. 표현에서의 표현 자기양자수 ml 및 스핀자기양자수 ms). 즉, 원자 궤도에는 두 개의 전자만 배열될 수 있으며(주양자수 n, 각양자수 l, 자기양자수 ml이 동일한 경우), 이 두 전자의 스핀 방향은 반대여야 합니다. 따라서 s 오비탈은 최대 2개의 전자만 보유할 수 있고, p 오비탈은 최대 6개의 전자를 보유할 수 있습니다. 이 원리에 따라 각 원자 오비탈에 수용할 수 있는 전자의 최대 개수를 표 1-1에 정리하면, n번째 전자층이 수용할 수 있는 전자의 총 개수는 2n2개라는 결론을 내릴 수 있다.

최소 에너지의 원리

원자 궤도 에너지 준위(에너지 준위라고도 함)는 주로 주양자수 n과 각양자수 l에 의해 결정됩니다. l이 동일할 때 n이 클수록 원자 궤도 에너지 E는 더 높아집니다. 예를 들어 E1s

헌트의 법칙

훈트의 법칙 중 하나

헌트의 법칙은 등가 궤도(동일한 전자 껍질과 전자 서브쉘)은 가능한 한 서로 다른 궤도를 차지하며 동일한 스핀 방향을 갖습니다. 나중에 양자역학을 통해 이러한 전자 배열이 최저 에너지를 발생시킬 수 있음이 증명되었으므로, 헌트의 법칙도 최저 에너지 원리에 포함될 수 있습니다.

헌트의 법칙 2

헌트의 법칙은 등가궤도법칙이라고도 합니다. 동일한 전자 서브쉘에 배열된 전자는 항상 서로 다른 궤도를 차지하고 동일한 스핀 방향을 갖습니다. 예를 들어, 질소 원자에 있는 세 개의 p 전자는 세 개의 p 오비탈에 분포되어 있으며 동일한 스핀 방향으로 배향되어 있습니다. p 오비탈에 전자 3개, d 오비탈에 5개, f 오비탈에 7개의 전자가 있으면 모두 반쯤 채워진 안정된 구조입니다. 또한, 양자역학 연구에 따르면 등가 궤도가 완전히 비어 있는 경우(p0, d0, f0)와 완전히 채워진 경우(p6, d10, f14)의 구조도 에너지가 낮고 안정성이 더 높은 것으로 나타났습니다. 철 이온 Fe3(3d5)과 철 이온 Fe2(3d6)을 비교하면 3d6→3d5에서 안정하며, 이는 철 이온이 불안정하고 쉽게 산화된다는 사실과 일치합니다. Hundt의 규칙에 따르면 크롬의 전자 구성은 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1이어야 합니다.

인용 출처:

/view/79865.htm

/view/53640.htm

/view/1054298.htm

분자 궤도 이론 분자 궤도 이론(MO 이론)은 이원자 분자[1]와 다원자 분자 구조를 다루는 데 효과적인 근사 방법이며 화학 결합 이론의 중요한 부분입니다. 원자가결합이론과 다른 점은 전자가 원자궤도의 재결합과 혼성화를 통해 결합을 형성함으로써 화학을 이해하는 것에 초점을 맞춘 반면, 전자는 분자 내의 전자가 분자 전체를 중심으로 이동한다는 것을 의미하는 분자궤도의 이해에 초점을 맞춘다는 점이다. . 1932년 미국의 화학자 Mulliken RS와 독일의 화학자 Hund F는 새로운 원자가 결합 이론, 즉 분자 궤도 이론 또는 MO 방법을 제안했습니다.

이 이론은 분자의 완전성에 주목하므로 다원자 분자의 구조를 더 잘 설명합니다. 현재 이 이론은 현대 원자가결합 이론에서 매우 중요한 위치를 차지하고 있다.

분자 궤도 이론의 핵심 사항:

1. 원자가 분자를 형성하면 모든 전자가 기여합니다. 분자 내의 전자는 더 이상 특정 원자에 종속되지 않고 전체에 분포됩니다. 공간에서의 분자 전체의 움직임. 분자 내 전자의 공간적 운동 상태는 해당 분자 궤도 파동 함수 ψ(분자 궤도라고 함)로 설명할 수 있습니다. 분자 궤도와 원자 궤도의 주요 차이점은 다음과 같습니다. (1) 원자에서 전자의 움직임은 하나의 원자핵에 의해서만 영향을 받고 원자 궤도는 단일 핵 시스템이지만 분자에서는 전자가 아래로 이동합니다. 모든 원자핵의 잠재적 장의 영향 분자 궤도는 다핵 시스템입니다. (2) 원자 오비탈의 이름은 s, p, d... 기호로 표시되고, 분자 오비탈의 이름은 이에 상응하는 σ, π, δ... 기호로 표시됩니다.

2. 분자 오비탈은 분자 내 원자 오비탈의 선형 결합(LCAO)으로부터 얻을 수 있습니다. 여러 개의 원자 오비탈은 여러 개의 분자 오비탈로 결합될 수 있으며, 그 중 절반은 동일한 양의 부호와 음의 부호를 갖는 두 개의 원자 오비탈로 구성됩니다. 두 핵 사이의 전자의 확률 밀도가 증가하고 그 에너지는 원래 원자 오비탈 에너지보다 높습니다. 결합에 도움이 되는 σ 및 π 궤도(축 대칭 궤도)와 같은 결합 분자 궤도라고 불리는 낮은 분자 궤도는 양의 부호와 음의 부호가 다른 두 원자 궤도의 중첩에 의해 형성됩니다. 핵간 전자의 확률 밀도는 매우 작고, 그 에너지는 원래의 원자 궤도 에너지보다 높아 결합에 도움이 되지 않습니다. 이를 σ*, π* 궤도와 같이 반결합 분자 궤도라고 합니다. (거울 대칭 궤도, 결합 방지 궤도는 결합 궤도와 구별하기 위해 종종 "*"로 표시됩니다). 결합에 의해 얻어지는 분자 오비탈의 에너지가 결합 전의 원자 오비탈의 에너지와 크게 다르지 않다면, 얻어지는 분자 오비탈을 비결합 분자 오비탈이라 한다.

3. 원자 궤도의 선형 결합 원리(분자 궤도는 원자 궤도의 선형 결합으로 얻어짐):

(1) 대칭 매칭 원리

단 일치하는 대칭을 갖는 원자 궤도는 분자 궤도로 결합될 수 있으며, 이를 대칭 일치 원리라고 합니다.

s, p, d 등과 같은 다양한 유형의 원자 궤도가 있습니다. 각 분포 함수의 기하학에서 특정 점, 선, 평면에 대해 서로 다른 공간 대칭성을 가지고 있음을 알 수 있습니다. 등. 대칭이 일치하는지 여부는 결합 축(x축으로 설정) 또는 채권 축. 예를 들어, 그림 1의 (a)와 (b)에서 선형 결합의 원자 오비탈은 xy 평면에 대해 원통형 대칭을 이루고 있으며, 원자 오비탈은 xy 평면을 기준으로 반대칭이며, 모두 대칭적으로 일치할 수 있습니다. 그러나 그림 2(f)와 (g)에서 두 개의 결합된 원자 궤도는 xy 평면에 대해 대칭입니다. 다른 하나가 반대칭이면 두 개의 대칭이 일치하지 않으며 일치할 수 없습니다. 분자 궤도로 결합됩니다.

그림 9-10 결합을 형성하기 위한 원자 궤도 대칭 매칭

대칭 매칭 원리를 준수하는 몇 가지 간단한 원자 궤도 조합은 (x축의 경우) s-s, s입니다. -px, px-px는 σ 분자 궤도를 구성하고(xy 평면의 경우) py-py, pz-pz는 π 분자 궤도를 구성합니다. 일치하는 대칭성을 갖는 두 개의 원자 오비탈을 분자 오비탈로 결합하는 경우 로브 기호의 유사성과 차이점으로 인해 두 가지 결합 방법이 있습니다. 동일한 로브 기호(예: ++겹침 또는 – 오버랩)를 갖는 두 원자 오비탈을 결합하여 분자 결합을 만듭니다. 반대 돌출부 기호(즉, +-겹침)를 갖는 두 개의 원자 궤도가 결합하여 결합 방지 분자 궤도를 형성합니다. 그림 9-11은 대칭이 일치하는 두 개의 원자 궤도가 하나의 분자 궤도로 결합된 개략도입니다.

일치하는 대칭성을 갖는 두 원자 오비탈이 하나의 분자 궤도로 결합된 모식도

(2) 에너지 근사 원리

대칭성이 일치하는 원자 오비탈 중에서 오직 에너지가 비슷한 원자 오비탈만이 효과적인 분자 오비탈로 결합될 수 있으며, 에너지가 가까울수록 더 좋다는 것을 에너지 근사의 원리라고 합니다.

(3) 최대 궤도 중첩의 원리

일치하는 대칭성을 갖는 두 원자 궤도가 선형으로 결합될 때 중첩 정도가 클수록 결합된 분자 궤도의 에너지는 낮아집니다. , 형성된 화학 결합이 강할수록 이를 최대 궤도 중첩의 원리라고 합니다. 위의 세 가지 원리 중 대칭성 일치 원리가 가장 중요하며, 이는 원자 궤도가 분자 궤도로 결합되는지 여부를 결정합니다. 에너지 근사 원리와 최대 궤도 중첩 원리는 대칭 일치 원리를 준수한다는 전제하에 분자 궤도 결합의 효율성을 결정하는 문제입니다.

4. 분자 오비탈의 전자 배열도 원자 오비탈의 전자 배열과 동일한 원리, 즉 파울리 배제 원리, 최소 에너지 원리 및 훈트의 법칙을 따릅니다. 구체적인 배열을 할 때에는 먼저 분자 오비탈의 에너지 준위 순서를 알아야 합니다. 현재 이 순서는 주로 분자 분광학 실험을 통해 결정됩니다.

5. 분자 궤도 이론에서 결합 순서는 결합의 견고성을 나타내는 데 사용됩니다. 결합 수준의 정의는 다음과 같습니다.

결합 수준 = (결합 궤도의 전자 수 - 결합 방지 궤도의 전자 수)/2

결합 수준은 분수일 수도 있습니다. 일반적으로 결합 수준이 높을수록 결합이 더 안정적입니다. 결합 수준이 0이면 원자가 분자로 결합할 수 없다는 의미입니다. 결합 수준이 작을수록(반결합 수가 많을수록) 결합 길이가 길어집니다. .

6. 결합 에너지: 절대 영도에서 바닥 상태의 이분자 AB가 바닥 상태에 있는 A와 B 원자로 분리될 때 필요한 에너지를 결합 해리 에너지라고 합니다. AB 분자를 나타내는 데 일반적으로 기호 D(A-B)가 사용됩니다.

7. 결합 각도: 결합 사이의 각도입니다. 분자의 결합 길이와 결합 각도를 알면 분자의 기하학적 구조가 결정됩니다.

/view/608087.htm

개인적으로는 원소주기율표의 전자배열론과 동일하다. 즉, 일정한 배열순서가 있다. 낮은 것에서 높은 것.