Kvanttimekaaninen atomimalli. "Voi hyvin sanoa, että kukaan ei ymmärrä kvanttimekaniikkaa. -Richard Feynman

Transkriptio

1 Kvanttimekaaninen atomimalli "Voi hyvin sanoa, että kukaan ei ymmärrä kvanttimekaniikkaa. -Richard Feynman

2 Tunnin sisältö Kvanttimekaaninen atomimalli Orbitaalit Kvanttiluvut Täyttymisjärjestys Elektronegatiivisuus Atomien väliset sidokset Hiilen hybridisaatiot

3 Mitä tähän mennessä tiedetään? Bohrin atomimalli ns. aurinkokuntamalli: Elektronit ovat hiukkasia, jotka ovat VAIN :etyillä energia:loilla ja :etyillä radoilla Näillä radoilla ollessaan elektronin liike?ä voidaan kuvata klassises: Saa?oi tapahtua siirtymiä energia:lojen välillä

4 Kvanttimekaniikan historiaa Syntyi useiden ihmisten tuotoksista: Planck ja energian kvantittuminen Einstein 1905 ja valosähköinen ilmiö (edelleen energian kvantittuminen) De Broglie esitti 1924, että elektroneilla on hiukkasluonteen lisäksi aaltoluonnetta (aaltohiukkasdualismi) Heisenberg ja epätarkkuusperiaate Erwin Schrödinger ja Werner Heisenberg kehittelivät tätä ideaa ja perustivat ns. kvanttimekaanikan, joka on matemaattinen mallinnus atomin rakenteelle

5 Mihin tämä johti? Kvanttimekaniikan mukaan elektronin paikkaa ja liikemäärää ei voida tarkasti määrittää Sen sijaan elektronit muodostavat elektronipilven/verhon ytimen ympärille Kvanttimekaniikassa elektronien aaltoluonnetta voidaan kuvata Schrödingerin yhtälöstä johdetuilla aaltofunktioilla, jotka kuvaavat tietyn energian omaavien elektronien todennäköisyyttä niiden avaruudelliselle sijainnille

6 Orbitaalit Orbitaalit ovat näiden aaltofunktioiden ratkaisuja, toisin sanoen; orbitaalit kuvaavat sitä avaruuden osaa, jossa elektroni todennäköisimmin sijaitsee ja värähtelee Orbitaaleja määrittävät kvanttiluvut: Pää Sivu Magneettinen Spin

7 Kvanttiluvut Jokaista orbitaalia määrittää tietty kvanttilukujen kombinaatio ja ne kuvaavat yksittäisten elektronien paikkaa elektroniverhossa Näin ollen millään saman atomin elektronilla EI voi olla täysin samoja kvanttilukuja kutsutaan Paulin kieltosäännöksi

8 h?p://chemwiki.ucdavis.edu/physical_chemistry/quantum_mechanics/atomic_theory/electrons_in_atoms/electronic_orbitals

9 Pääkvanttiluku Pääkvanttiluku (n) (1, 2, 3, 4 tai K, L, M, N ) kuvaa elektronikuorta (jaksot) Jokaiselle kuorelle mahtuu 2n2 elektronia. Samalla kuorella sijaitsevat elektronit ovat suunnilleen samalla energiatasolla. Eroja kuitenkin on elektronit hakeutuvat ensisijaisesti pienienergisimpään mahdolliseen tilaan (minimienergia periaate) Uloimman kuoren elektronit ovat korkeaenergisimpiä, kauimpana ytimestä ja reagoivat helpoiten.

10 Sivukvanttiluku Sivukvanttiluku (l) kertoo, minkä muotoisella kuoren alaosiolla, eli orbitaalilla elektroni liikkuu. Erilaisia orbitaaleja on kullakin kuorella kuoren järjestysluvun verran Esim 3. kuorella on mahdollisia sivukvanttiluvut 0, 1 ja 2 (kirjaimin s, p ja d) S Px

11 Magneettinen kvanttiluku Magneettisella kvanttiluvuilla kuvataan, kuinka samalla kuorella voi olla useita identtisiä, mutta avaruudellisesti erisuuntiin sojottavia orbitaaleja Sivukvanttiluku (l) määrittää, montako kappaletta kyseistä orbitaalia on: 2l+1 l = 0 (s) à kyseistä orbitaalia on 1 kpl l = 1 (p) à kyseistä orbitaalia erisuuntaisina 3 kpl d-orbitaaleja on vastaavasti 5 erisuuntaista

12 Spin Kullekin kolmen muun kvanttiluvun määrittämälle orbitaalille mahtuu 2 kpl elektroneja. Elektronit eroavat toisistaan pyörimissuuntansa eli spininsä suhteen. (spin alas tai ylös, ½ tai -½)

13 Uloimman elektronikuoren orbitaalit S Py Px Pz Px,y,z S

14 Täyttymisjärjestys Uuden jakson alkaessa, täyttyy ensin uloimman kuoren s orbitaali. Siirtymäalkuaineisiin mentäessä alkaa täyttyä EDELLISEN KUOREN d orbitaali ennen kyseisen kuoren p-orbitaalia! Ei siis koske jaksoja 1,2, ja 3, koska vasta 3. kuorella voi olla d elektroneja Siirtymäalkuaineiden elektronipilvessä myös poikkeuksia näihin sääntöihin, mutta ei kuulu lukiokemmaan. J 3. Seuraavaksi täyttyvät uloimman kuoren kolme p-orbitaalia siten, että kaikkiin tulee ensin yksi elektroni, ennen, kuin yhteenkään tulee toista elektronia. (Hundin sääntö) ( puolimiehitys ) Täyttymisjärjestys koskee perustilassa olevia atomeita! (nuolimuistisääntö)

15 Sivuryhmiä 10 Alkuaineen täy?ymässä oleva orbitaali 14 per jakso h?p://en.wikipedia.org/wiki/file:periodic_table_structure.svg

16 ??? Mutta mutta, jos orbitaaleja on kullakin kuorella kuoren järjestysluvun verran, miksi alkuaineilla on orbitaaleja vain 4 erilaista (s, p, d ja f )? Eikö 5. jaksolla pitäisi olla jo orbitaali g?

17 Täyttymisjärjestys

18 Uuo, Ununoc:um, järjestysluku 118 s=2 p=6 d=10 f=14 7*2+6*6+4*10+2*14 =118

19 Elektronikirjanpito Elektroniorbitaaleja ja niiden elektronilukumääriä voidaan kuvata numeroinnilla, jossa ensimäinen numero on pääkvanttiluku (jakso) ja kirjain kuvaa orbitaalityyppiä. Orbitaalityypin yläindeksiin tulee elektronien lukumäärä kyseisellä orbitaalilla Hiiliatomin elektronit perustilassa voidaan luetella seuraavasti: 1s2 2s2 2p2 Vastaavalla merkinnällä voidaan ilmoittaa minkä tahansa atomin elektronien sijainnit

20 Esimerkki: Täydennä kuvaan raudan Fe (26) elektronit ja kirjoita elektronikonfikuraatio

21 Vastaus 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4d6

22 Sidokset Atomien väliset sidokset

23 Sidokset Sidoksia voi muodostua atomien tai kokonaisten molekyylien välille Sidosten muodostuessa reagoivia aineita ohjaa pyrkimys mahdollisimman alhaiseen energiatasoon. Jalokaasujen elektronirakenteen omaava atomi on stabiilein. Uloimman kuoren s ja p-orbitaalit täynnä = oktetti Sidosenergia kuvaa energiaa, joka tarvitaan sidoksen rikkomiseen (taulukoissa)

24 Oktetti Keinoja saavuttaa oktetti Kahden atomin elektronipilvien osittainen yhdistäminen siis elektronien jakaminen = kovalenttinen sidos Ionisoituminen eli elektroneista luopuminen (jolloin atomi saavuttaa edellisen jakson jalokaasun elektronirakenteen) tai vastaanottaminen, jolloin oktetti tulee täyteen. Sidokseen osallistuvia elektroneja kutsutaan joskus valenssielektroneiksi Kullekin atomiparille parhaan vaihtoehdon voi päätellä jaksollisesta järjestelmästä ja elektronegatiivisuuksista, HUOM poikkeukset!

25 Elektronegatiivisuus Elektronegatiivisuus kuvaa atomin ominaisuutta vetää sidoselektroneja puoleensa. Elektronegatiivisuus kasvaa jaksollisessa järjestelmässä oikealle ja ylös. Elektronegatiivisuus kuvaa atomin käyttäytymistä sidoksissa.

26 Vahvat kemialliset sidokset Kovalenttinen sidos Molekyyleissä atomit kiinnittyvät toisiinsa kovalenttisin sidoksin Yksinkertaisen kovalenttisen sidoksen muodostaa aina elektronipari: yksi pariton elektroni kummaltakin atomilta. à atomien välille muodostuu yhteinen sidosorbitaali, jolloin atomit pysyvät yhdessä Syntyy kun elektronegatiivisuusero on pieni (<1,7) Sidos voi kuitenkin olla poolinen, jos elektronegatiivisuuseroa Ionisidos Ionien välinen vetovoima Syntyy kun atomien välillä on suuri elektronegatiivisuusero (>1,7) Metallisidos Metallihila, erityisesti siirtymäalkuaineilla MUUT SIDOKSET OVAT HEIKKOJA

27 Alkuaineiden elektronegatiivisuusarvoja

28 Elektronegatiivisuusero Poolittomassa molekyylissä atomien välillä ei ole merkityksellistä elektronegatiivisuuseroa tai symmetria on kumonnut sen. Poolisessa molekyylissä elektronegatiivisempi atomi vetää enemmän sidoselektroneja puoleensa ja sille syntyy negatiivinen osittaisvaraus. Sidoksen katsotaan olevan poolinen, kun elektronegatiivisuusero atomien välillä on 0,5. Ionisidos syntyy, kun eletronegatiivisuusero on > 1,7

29 Ionisidos Ionisidos syntyy atomien välisen elektronegatiivisuuden ollessa yli n. 1,7 Ionisidoksen muodostuessa toinen atomeista luovuttaa uloimman kuoren elektroninsa, jolloin alta paljastuu oktettitilassa oleva elektronikuori ja toinen atomeista vastaanottaa kyseiset elektronit saavuttaen oktetin uloimmalle kuorelleen (siirtymäalkuaineiden tapauksessa ei näin yksioikoista) Vastakkaismerkisen varauksen omaavat ionit vetävät toisiaan puoleensa Coulombin voimalla (fysiikka) ja asettuvat ionihilaan muodostaen suolakiteitä.

30

31 Ionisidos ja ionihila Kova, mutta hauras, murtuu helposti Ionit eivät pääse hilassa liikkumaan Ei johda sähköä

32 Metallisidos Metalliatomit muodostavat keskenään metallihilan, jossa ionisoituneita metallikationeja, ympäröi vapaasti hilassa liikkuvien sidoselektronien meri Elektronien vapaasta liikkuvuudesta aiheutuu metallien hyvä sähkönjohtavuus. Metallit ovat lujia, mutta samalla taipuisia

33 Esimerkki Minkä tyyppisen sidoksen seuraavat molekyylit todennäköisimmin muodostavat? 1. Vetybromidi (HBr) 2. Happikaasu (O2) 3. Kaliumkloridi (KCl) Elektronega:ivisuusarvoja: H: 2,1 O: 3,5 K: 0,8 Cl: 3,0 Br: 2,8

34 Esimerkki Minkä tyyppisen sidoksen seuraavat molekyylit todennäköisimmin muodostavat? 1. Vetybromidi (HBr) = poolinen kovalenttinen 2. Happikaasu (O2) = pooliton kovalenttinen 3. Kaliumkloridi (KCl) = ioni

35 Hybridisaatiot Kovalenttisen sidoksen muodostuminen

36 Hiili, C Neljänarvoinen epämetalli Elektronega:ivisuusarvo 2.5 Kovalen`nen sitoutuminen Katenaa&o: erilaiset hiiliketjut ja renkaat Orgaaninen kemia

37 a) Timan` b) Grafii` c) Lonsdailii` d) C60 e) C540 f) C70 g) Amorfinen hiili h) Yksinkertainen nanoputki

38 Uloimman elektronikuoren orbitaalit S Py Px Pz Px,y,z S

39 Hiilen hybridisaatiot Sidosten muodostuessa hiilen s ja p orbitaaleista osa yhdistyy toisiinsa hybridiorbitaaleiksi sp3 sp2 ja sp perus:la

40 sp3 hybridisaatio sp3 hybridisaatiossa muodostuu 4 samanlaista sp3 hybridiorbitaalia, jotka voivat muodostaa sigmasidoksen toisen stai sp- orbitaalin kanssa!

41 sp2 hybridisaatio sp2 hybridisaatiossa 2 kpl p orbitaaleja ja 1kpl s-orbitaaleja muodostaa 3 sp2hybridiorbitaalia 1 kpl p-orbitaaleja jää vapaaksi

42 Kaksoissidos Kaksoissidos koostuu kahden atomin sp2 -orbitaalien muodostamasta σ-sidoksesta (kuten yksinkertainen sidos) Vapaat p-orbitaali yhdistyvät sidoksen toisen atomin p-orbitaaliin, jolloin muodostuu lisäksi π-sidos Kovalenttinen kaksoissidos koostuu siis pii- ja sigmasidoksesta Tasomainen, ei kierry

43

44 sp-hybridisaatio s ja p orbitaalit yhdistyvät kahdeksi sporbitaaliksi Jäljelle jää 2 p-orbitaalia.