[化學][物理]#建科原子軌域與分子結構-1 | 自然科學板

段考前答應的軌域方面的文章ˊˋ 段考停一週週經文讀書顯然沒什麼屁用唉然後和官帳打嘴砲就被阿新列入臭三八名單了真難過話說羊羹原來不會打日文科科進入正文 (本文修改自建科人第三十刊科普專欄原作者為數教阿翰和美宣火車) <原子軌域> 八隅體法則美國科學家路易士(Gilbert Lewis)發現鈍氣在室溫下呈現單原子的狀況，不和其他原子反應，進而推想出鈍氣穩定性與其價電子滿殼有關，因為ⅧA族的鈍氣都有8個價電子(He除外，氦原子只有兩顆電子)。而原子可以憑藉著電子轉移與共用，滿足價點子數與鈍氣(除He外)相同有8個價電子。可利用其八隅體法則，畫出每個元素結合時，分子的的路易士電子點式，透過VSEPR理論，了解分子在立體中實際的模樣，也就是分子結構。測不準原理德國物理學家維爾納‧海森堡(Werner Heisenberg)提出測不準原理，描述一個粒子的動量和運動的位置無法同時被精確測得。預測粒子位置的標準差與粒子動量的標準差，兩者乘積不小於h/4π(h為普朗克常數)，故粒子的位置越被確定，則動量越難以確定，反之亦然。而測不準原理的引申意義為某一電子的確切位置等觀念不再是合宜的，反而應該探討的是在某處發現電子的機率。這個觀念推翻了早期科學家們認為「電子繞著原子核圓周運動」的傳統理論與「波耳氫原子模型」。 http://i.imgur.com/5bh898U.jpg 原子軌域與量子數根據測不準原理，我們不可能同時準確地測定出電子在某一時刻所處的位置和運動速度，也不能描畫出它的運動軌跡。因此，科學家以波函數描述電子在原子核外特定空間中機率的分佈(電子具波-粒二向性)，它們被測出可能位置的機率較大之處，則稱為軌域。此原子核外空間密度大的地方，表明電子出現的機會較多。由於很像在原子核外有一層雲，所以稱之為「電子雲」。 http://i.imgur.com/1dDRX3k.jpg 電子軌域，是解薛丁格方程式的結果。1926年，奧地利物理學家埃爾溫·薛丁格(Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger)提出薛丁格方程式，其解為波函數，表示的是電子在該空間範圍出現的機率，而不應該理解為電子在空間中的運動軌跡。透過薛丁格方程式的波函數，可推導出電子的三個「量子數」，分別為主量子數、角動量量子數與磁量子數。主量子數代表原子軌域的能階，電子雲分佈於不同的殼層，可決定軌域空間大小之不同。此情形可由元素週期表略知一二：第一週期主量子數n=1，H與He原子具有K殼層﹔第二週期的元素具有包覆在K殼層外的第2個殼層L，原子半徑大於第一週期。第三週期有M殼層包覆於K與L層外，其原子半徑更大。主量子數越大，所具有的勢能越大。角動量量子數l決定了電子雲在每個主殼層中的形狀(副殼層)。l=非負整數，每個主量子數n值(正整數)都對應1個l值，l=n-1。最常見的副殼層軌域形狀是l≥0(n≥1)即可見的球形，稱為s軌域(Sharp，銳系光譜)、l≥1可見的p軌域(Principal，主系光譜)、l≥2可見的d軌域(Diffused，漫系光譜)等等。其中第一週期只存在無方向的s軌域，第二週期加上有x、y、z 3種方向的p軌域(有方向即不能任意旋轉)，第三週期又有具5種方向的d軌域加入。根據l=n-1，我們可以知道主殼層n=1的第一週期中，沒有l≥1可見的p軌域，而第二週期沒有l≥2方可見的d軌域，主殼層為n，就有n種不同形狀的副殼層軌域。磁量子數m決定副殼層軌域的方向及軌域數目。每一個l值可以有(2l+1)個m值相對應，m=±1或0。舉例而言，l=0時有1個m值，即n=1時有1個s軌域。l=1時有3個m值，即n=2時比n=1時多出了3個p軌域(有x、y、z 3種方向的啞鈴形)。依此類推，n=3 (l=2)時又比n=2時多出了2×2+1=5個d軌域(具5方向的雙啞鈴形)。 http://i.imgur.com/QtqfYLh.jpg 另外，自旋量子數是決定電子的量子態的第四個量子數，這最初在薛丁格方程式並未引出。它決定的是電子自旋的方向。電子的自旋量子數為，表示電子只有兩個自旋的方向(通常以上下表示)。包立不相容原理 1925年，奧地利物理學家沃夫岡·包立指出，兩個全同的費米子(包含電子)不能處於相同的量子態。例如在一個原子裡，每個電子都擁有獨特的一組(4個)量子數，兩個電子各自擁有的一組量子數不能完全相同，假若它們的主量子數、角量子數、磁量子數分別相同，則第四個量子數必定不同(它們必定擁有相反的自旋量子數)。換句話說，處於同一原子軌域的兩個電子必定擁有相反的自旋方向。一個軌域裡擁有兩顆電子以相反方向自旋，即每個副殼層軌域裡有兩顆電子。l=0時有1個m值，即n=1時有1個s軌域，可容納兩顆電子。 l=1時有3個m值，即n=2時比n=1時「多出」了3個p軌域，也就是說此價殼層共有4個副殼層軌域(s,px,py,pz)，總共可容納8顆價電子。這就是為什麼週期表上的第二週期，價殼層總共可容納8顆電子的原因。從另一角度看，第二週期中的Ne元素正常而言總共應擁有10顆電子(原子序=10)，是K層的2顆，加上L層的8顆。電子組態原子中電子佔有軌域的排列方式，稱為該原子的「電子組態」。至於填電子的順序，我們參考電子組態表，以及洪德定則。 http://i.imgur.com/mNMA6eD.jpg 一般而言，我們會從低的能階開始，往高能階填，盡量保持原子在最穩定的狀態。對多電子的原子而言，能階大小由n值+l值的總和決定。其值越大，能階越高。如果總和一樣，則裡面的n值越大，能階越高。不一定主量子數越小，位勢就越低，像4s軌域(表示第4週期的價殼層s軌域)的位勢低於3d軌域(因為4s軌域的n+l=4+0=4<3d軌域的n+l=3+2=5)，故我們在填完n=3的M層的軌域後，會先填完4s的兩顆電子，即K與Ca兩個元素，才回頭填3d。3「d」有5個軌域，這10顆電子分別被填在第四週期的10個過渡元素上。 http://i.imgur.com/HkA32ZV.jpg 洪德定則 1925年，德國物理學家弗里德里希·洪德提出一個理論，表明當數個電子填入相同副殼層的數個同能階軌域(ex.3px,3py,3pz)時，會先以相同的自旋方向分別填入不同方位的各個軌域，當所有軌域都半填滿後，才允許自旋方向相反的電子再進入而成對。這樣的電子排列方式，使自旋方向相同的電子數最多（最大的總自旋量子數），故能得到最低的能量，此即為洪德定則。若違背此原則，則其電子組態就會在激發態。 <分子結構> VSEPR理論 VSEPR(Valence Shell Electron Pair Repulsion 價殼層電子對互斥)理論，是一個用來預測單一共價分子(單中心分子)幾何形狀及混成軌域的理論。單一原子的價電子對，因為同性電的排斥力，於3D幾何空間中，產生最小的排斥力，而形成不同的幾何形狀。電子對形式： (1)鍵結電子對B.P. (Bonding Pair)受到兩原子核吸引，電子雲分布較長且薄，所占幾何空間較小。 (2)孤電子對L.P. (Lone Pair)只受一原子核吸引，電子雲分布較容易膨脹，所占幾何空間較大。對許多單中心分子而言，每個原子的價殼層周圍有 8 個電子，以兩個電子(B.P.)為單位與其他原子形成共價鍵結。剩餘電子兩兩成雙，形成孤電子對(L.P.)。分子中的電子對會因為皆帶負電而互相排斥，並且不同的電子雲之間的角度會儘量張到最大，使斥力最小，分子最穩定。分子形狀主要決定於與中心原子相關的電子對之間的排斥作用。該電子對既可以是B.P.，也可以是L.P.。只有中心原子的價殼層電子才能對分子的形狀產生有意義的影響。混成作用原子中電子軌域重新組合的過程稱之為混成，此理論在1931年時由美國化學家萊納斯·鮑林(Linus Carl Pauling)提出，用以解釋分子軌域的形狀。甲烷(CH4)的碳的價殼層電子組態應具有兩個半滿的p軌域與全滿的s軌域 (因為碳有4顆價電子，其基態電子組態應先填滿s軌域，再以同向自旋的方式把兩個p軌域各填半滿。)與氫鍵結後，照理說分子構型應該是中心為碳的正8面體(6個角)，由於只有兩個軌域還能各填入1顆電子，代表著只有兩個H能與C做鍵結，而現實上不存在CH2的結構。又事實上的甲烷分子構型是正四面體，氫原子分佈於4個頂點。何以解釋此現象呢？萊納斯·鮑林便提出混成軌域的概念，配合VSEPR理論的運用，共同來解釋分子的形狀。價殼層上不同副殼層軌域的電子可相互形成混成軌域，使參與混成作用的每個軌域幾何形狀相同，能量分佈平均。形成混成軌域前後的總軌域數目不變。當s與px、py、pz軌域混成(稱為sp³混成)之後，每個軌域的幾何形狀皆一樣，長的像氣球。此時4個軌域皆能再各填入1顆電子，即可與4個氫鍵結。根據VSEPR理論，甲烷的四個B.P.應該要將每個鍵角撐至最大且平均分佈，使共價鍵之間的斥力最小。符合此條件的四角形體，即為正四面體，故甲烷的分子形狀是正四面體。混成形成4個能量和形狀相等的新軌域，鍵角約為109.5，即正四面體中心與頂點各連線段的夾角，可知混成後鍵角增加，斥力下降，而安定性增加。混成作用因組成軌域有不同種類或數目的原子，而有不同方位的分布，其方位與原子結構一致，所以知道軌域種類，就能判斷分子構造。 http://i.imgur.com/F6TYDwS.jpg 為了這篇折騰了頗久好懶的用下一篇喔www -段考地理炸爛的廢物組長