4. predavanje:

Atomi s vie elektrona Egzaktno rjeenje za atom s N(>1) elektrona bila bi funkcija u 3N koordinata za svaki elektron. Takve sustave nije mogue je rijeiti egzaktno nego numerikim raunalnim programima. Rjeenje: koritenje orbitalne priblinosti (orbital approximation) - orbitala svakog elektrona ima svojstva orbitale vodikovog atoma (u smislu oblika, energije,). U matematikom smislu prava valna funkcija N-elektronskog atoma je umnoak N jednoelektronskih valnih funkcija: = (r1)(r2)..(rN). Temeljna potekoa pri rjeavanju Schrdingerove jednadbe za vie-elektronske sustave je postojanje izuzetno sloenih elektron-elektron interakcija, zbog kojih je beznadno oekivati nalaenje analitikog rjeenja dijela jednadbe koji se odnosi na potencijalnu energiju.

4. predavanje:

Postupak orbitalne priblinosti pristupa meusobnom odbijanju elektrona na aproksimativan nain, predpostavljajui da su naboji elektrona sferno raspreni, odnosno da se svaki elektron giba u vlastitom karakteristinom sredinjem elektrinom polju, koje je zbroj polja jezgre i uprosjeenog polja svih ostalih elektrona. Uprosjeeno polje elektrona je modelirano takozvanim tokastim negativnim nabojem centriranim na jezgru. Tokasti negativan naboj smanjuje naboj jezgre kojim ona djeluje na elektrone od +(Ze) na +(Zefektivnoe). Smanjenje privlane sile izmeu jezgre i vanjskih elektrona u atomu zbog maskirajueg uinka unutranjih elektrona zovemo zasjenjenje. Tehnike su u koritenje uveli D. R. Hartree i V. Fock i koriste se pod nazivom Hartree-Fockove metode samousklaenog polja (SCF self-consistent field).

Nain rada Koriste se raunalne tehnike koje daju numerika rjeenja za valne funkcije i energije. Te metode se temlje na poboljavanju poetno definiranih pojedinanih orbitala atoma u smislu smanjivanja ukupne energije sustava, tako da se u jednom ciklusu uvijek poboljava samo jedna valna funkcija dok se ostale ne dira. Pri tome, polje koje odreuje ukupnu potencijalnu energiju svakog elektrona postepeno se modificira zbog poboljanog rjeenja svake pojedinane valne funkcije. Postupak se cikliki ponavlja za sve orbitale dok se izlazne orbitale dovoljno malo razlikuju od njihovih ulaznih pretpostavki. Problem: nemogunost vizualizacije rezultata.

4. predavanje:

Efekt zasjenjenja Efektivni naboji jezgara prvih 12 elemenata. Zasjenjenje raste od vrha prema dnu periodnog sustava zbog poveavanja broja elektrona koji popunjavaju unutranje orbitale. U periodi efektivni jezgrin naboj za valentni elektron se vrlo malo poveava s poveanjem atomskog broja premda je naboj jezgara bitno vei (stalan broj unutranjih elektrona). Posljedice zasjenjenja: Zasjenjenje ima uinak na energiju elektrona u orbitalama ali nema utjecaja na prostorni oblik orbitala. Efektivni jezgrin naboj je razliit za razliite elektrone u nekom atomu. Efektivni jezgrin naboj za elektron u valentnoj s orbitali je vei nego u p orbitali pa elektroni popunjavaju s prije p orbitala.

4. predavanje:

4. predavanje:

Najvanija posljedica zasjenjenja jezgre je izostanak degeneracije orbitala u istim ljuskama

kakva postoji u vodikovom atomu.

Relativni odnos energija atomskih orbitala u vieelektronskim sustavima

4. predavanje:

Paulijevo naelo iskljuivosti Wolfganga Pauli (1924.) U atomu ne mogu postojati dva elektrona kojima se podudaraju vrijednosti sva 4 kvantna broja. ili Orbitala moe biti popunjena s najvie 2 elektrona. Dva elektrona koja popunjavaju orbitalu moraju imati suprotne (tzv. sparene) spinove.

4. predavanje:

Pravilo koje je uobliio njemaki fiziar Fridrich Hund, ako nekoliko orbitala ima jednaku energiju, elektroni jednakih spinova popunjavaju razliite orbitale. Elektronska konfiguracija ugljikovog atoma u temeljnom stanju je 1s22s22p2, a esti elektron popunjava 2py orbitalu. Razlog popunjavanju sljedee p orbitale je smanjenje meusobnog odbijanja elektrona koje bi uzrokovalo poveanje energije atoma.

Popunjavanje atomskih orbitala elektronima Osnovna pravila: prvo se popunjavaju orbitale najnie energije svaka orbitala se popunjava s najvie 2 elektrona ako orbitale imaju jednaku energiju primjenjuje se Hundovo pravilo. Energija orbitala u istoj ljusci postepeno raste u podljuskama s porastom kutno-orbitalnog kvantnog broja. Odnos energije: s < p < d < f

4. predavanje:

Energije atomskih orbitala elemenata (umetak pokazuje energije 3d i 4s orbitala u blizini poloaja kalija u Periodnom sustavu kemijskih elemenata).

4. predavanje:

Periodinost svojstava kemijskih elemenata

PERIODNI SUSTAV KEMIJSKIH ELEMENATA

Procjenjivanje kemijskih svojstava elemenata na saet nain.

A) Elektronska konfiguracija:

4. predavanje:

B)Svojstva elemenata

i) Nekovine su na desnoj strani periodnog sustava. One posjeduju izolacijska svojstva i lako reagiraju s kovinama

ii) Metaloidi razdvajaju kovine od nekovina i posjeduju prelazna svojstva. ii) Kovine su na lijevoj strani periodnog sustava i lako reagiraju s nekovinama. iii) Plemeniti plinovi su potpuno desno u periodnom sustavu i kemijski su postojani zbog popunjene

valentne ljuske.

4. predavanje: C) Veliine atoma

van der Waalsov polumjer najmanja udaljenost na koju se mogu pribliiti dva atoma susjednih molekula. Primjer: vodikovom atomu je elektronska gustoa gotovo zanemariva na udaljenosti od jezgre >0.12 nm. Zbog toga atom moemo promatrati kao sferu toga polumjera, koji nazivamo van der Waalsov polumjer po nizozemskom fiziaru J. D. van der Waalsu (1837.-1923.).

Kovalentni polumjer najmanja udaljenost na kojoj se nalaze dva atoma u molekuli, tj. odnosi se na polovinu duina veza koje tvore nekovinski atomi. Primjer: u molekuli vodika, H2, atomske jezgre su udaljene 0.074 nm, iz ega se moe izraunati kovalentni polumjer vodikovog atoma od 0.037 nm. Kovalentni polumjeri su priblino aditivni pa se njihovim koritenjem moe procijeniti volumen razliitih molekula.

Kovinski (metalni) polumjer - polovina eksperimentalno odreenog razmaka izmeu jezgara susjednih atoma kovine u krutoj fazi. (moe se odrediti elektronskom mikroskopijom, iz gustoe, etc.)

Priblian oblik molekule etanola, CH3CH2OH. Svaki atom je modeliran sferom elementovog van der Waalsovog polumjera.

4. predavanje:

4. predavanje:

Ionski polumjer Duina veze izmeu kationa i aniona u ionskom spoju i mnogo je neodreenije definiran nego prethodni polumjeri.

Ionski polumjeri se definiraju i za otopine, pri emu ovise o broju molekula otapala vezanih na ion.

4. predavanje:

a) za izoelektronske konfiguracije iona

b) za stvaranje soli.

4. predavanje:

4. predavanje:

D) Ionizacijske energije Ionizacijska energija je energija potrebna za uklanjanje elektrona iz atoma (X).

X(g) --> X+(g) + e- IE1 = prva ionizacijska energija

Druga ionizacijska energija, IE2. X+(g) + dodatna energija --> X2+(g) + e-

Al Al+ + e-; IE1 = 580 kJ/mol, Al+ Al2+ + e-; IE2 = 1815 kJ/mol; Al2+ Al3+ + e-; IE3 = 2740 kJ/mol.

4. predavanje:

Elektronski afinitet (elektroafinitet) Elektronski afinitet (EA) je promjena energije povezana s primanjem dodatnog elektrona,

X(g) + e- --> X-(g)

Naelno, elektronski afinitet je negativniji (egzotermniji) u nekoj skupini periodnog sustava od onog u skupini njoj s lijeva .

Postoje dva niza odstupanja od gornjeg naela.

Prvo odstupanje se vidi na prijelazu iz 1A u 2A skupinu.

Dodani elektron mora ui u p orbitalu, a ne s orbitalu. Elektron je udaljeniji od jezgre i osjea jaa odbijanja sa s-elektronima.

Drugo odstupanje se vidi na prijelazu iz 4A u 5A skupinu.

Atomi elemenata 5A skupine nemaju praznu p orbitalu pa primaju elektron u polupopunjenu orbitalu, a to uzrokuje e--e- odbijanja.

Ovo nije zanimljivo jer plemeniti plinovi ne reagiraju!

4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:4. predavanje:Slide Number 18