الصيغة التركيبية الإلكترونية للفلور. كتالوج ملف الكيمياء

دعنا نتعرف على كيفية كتابة الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي. هذا السؤال مهم وذو صلة ، لأنه يعطي فكرة ليس فقط عن الهيكل ، ولكن أيضًا عن المادية و الخواص الكيميائيةالذرة المعنية.

قواعد التجميع

من أجل تكوين صيغة رسومية وإلكترونية لعنصر كيميائي ، من الضروري أن تكون لديك فكرة عن نظرية بنية الذرة. بادئ ذي بدء ، هناك مكونان رئيسيان للذرة: النواة والإلكترونات السالبة. تشتمل النواة على نيوترونات عديمة الشحنة ، بالإضافة إلى البروتونات التي لها شحنة موجبة.

عند مناقشة كيفية تكوين وتحديد الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي ، نلاحظ أنه من أجل إيجاد عدد البروتونات في النواة ، يلزم النظام الدوري لمندليف.

يتوافق عدد العنصر بالترتيب مع عدد البروتونات في نواته. يميز عدد الفترة التي تقع فيها الذرة عدد طبقات الطاقة التي توجد عليها الإلكترونات.

لتحديد عدد النيوترونات الخالية من الشحنة الكهربائية، من الضروري طرح رقمه التسلسلي (عدد البروتونات) من قيمة الكتلة النسبية لذرة عنصر.

تعليمات

لفهم كيفية تكوين الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي ، ضع في اعتبارك قاعدة ملء المستويات الفرعية بالجسيمات السالبة ، التي صاغها كليشكوفسكي.

اعتمادًا على مقدار الطاقة الحرة التي تمتلكها المدارات الحرة ، يتم وضع سلسلة تميز تسلسل ملء المستويات بالإلكترونات.

يحتوي كل مدار على إلكترونين فقط ، يتم ترتيبهما في لفات متوازنة.

من أجل التعبير عن هيكل الأصداف الإلكترونية ، يتم استخدام الصيغ الرسومية. كيف تبدو الصيغ الإلكترونية للذرات؟ العناصر الكيميائية؟ كيف تصنع خيارات الرسم؟ يتم تضمين هذه الأسئلة في دورة الكيمياء المدرسية ، لذلك سوف نتناولها بمزيد من التفصيل.

هناك مصفوفة معينة (أساس) يتم استخدامها عند تجميع الصيغ الرسومية. يتميز المدار s بخلية كمية واحدة فقط ، حيث يوجد إلكترونان مقابل بعضهما البعض. يشار إليها بيانيا بالسهام. بالنسبة إلى المدار p ، تم تصوير ثلاث خلايا ، تحتوي كل منها أيضًا على إلكترونين ، وتقع عشرة إلكترونات على مدار d ، و f مملوءة بأربعة عشر إلكترونًا.

أمثلة على تجميع الصيغ الإلكترونية

دعنا نواصل المحادثة حول كيفية تكوين الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي. على سبيل المثال ، تحتاج إلى عمل معادلة رسومية وإلكترونية لعنصر المنغنيز. أولا ، دعنا نحدد الموقف عنصر معينفي النظام الدوري. لها العدد الذري 25 ، لذلك يوجد 25 إلكترونًا في الذرة. المنغنيز هو عنصر من عناصر الفترة الرابعة ، لذلك فهو يحتوي على أربعة مستويات للطاقة.

كيف تكتب الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي؟ نكتب علامة العنصر وكذلك رقمه الترتيبي. باستخدام قاعدة كليشكوفسكي ، نوزع الإلكترونات على مستويات الطاقة والمستويات الفرعية. نرتبهم بالتسلسل على المستوى الأول والثاني والثالث ، ونكتب إلكترونين في كل خلية.

ثم نلخصها ، ونحصل على 20 قطعة. تمتلئ ثلاثة مستويات بالكامل بالإلكترونات ، وتبقى خمسة إلكترونات فقط في الرابع. بالنظر إلى أن كل نوع من المدارات له احتياطي الطاقة الخاص به ، فإننا نوزع الإلكترونات المتبقية على المستويات الفرعية 4s و 3 d. نتيجة لذلك ، فإن صيغة الرسم الإلكتروني النهائية لذرة المنغنيز لها الشكل التالي:

1s2 / 2s2 ، 2p6 / 3s2 ، 3p6 / 4s2 ، 3d3

قيمة عملية

بمساعدة الصيغ الإلكترونية الرسومية ، يمكنك أن ترى بوضوح عدد الإلكترونات الحرة (غير المزدوجة) التي تحدد تكافؤ عنصر كيميائي معين.

نحن نقدم خوارزمية معممة للإجراءات ، والتي يمكنك من خلالها تكوين معادلات رسومية إلكترونية لأي ذرات موجودة في الجدول الدوري.

الخطوة الأولى هي تحديد عدد الإلكترونات باستخدام الجدول الدوري. يشير رقم الفترة إلى عدد مستويات الطاقة.

يرتبط الانتماء إلى مجموعة معينة بعدد الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي. تنقسم المستويات إلى مستويات فرعية ، يتم ملؤها وفقًا لقاعدة كليشكوفسكي.

خاتمة

من أجل تحديد قدرات التكافؤ لأي عنصر كيميائي موجود في الجدول الدوري ، من الضروري وضع صيغة إلكترونية لذرته. ستسمح الخوارزمية المذكورة أعلاه بالتعامل مع المهمة ، لتحديد المواد الكيميائية الممكنة و الخصائص الفيزيائيةذرة.

تسمى الصورة الشرطية لتوزيع الإلكترونات في سحابة الإلكترون حسب المستويات والمستويات الفرعية والمدارات الصيغة الإلكترونية للذرة.

القواعد المستندة إلى | بناءً على | التي | التي | مستحضرات التجميل | تسليم | الصيغ الإلكترونية

1. مبدأ الحد الأدنى من الطاقة: كلما قلت طاقة النظام ، زادت ثباته.

2. حكم كليشكوفسكي: يحدث توزيع الإلكترونات على المستويات والمستويات الفرعية لسحابة الإلكترون بترتيب تصاعدي لمجموع أرقام الكم الرئيسية والمدارية (ن + 1). في حالة تساوي القيم (n + 1) ، يتم ملء المستوى الفرعي الذي يحتوي على قيمة أصغر من n أولاً.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f رقم المستوى n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 مدار 1 * 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 عدد الكم

ن + 1 | 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

سلسلة كليشكوفسكي

1 * - انظر الجدول رقم 2.

3. حكم هوند: عند ملء مدارات مستوى فرعي واحد المستويات الدنياتتوافق الطاقة مع ترتيب الإلكترونات ذات الدورات المتوازية.

صياغة | تقديم | الصيغ الإلكترونية

الصف المحتمل: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(ن + 1 |) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

سلسلة كليشكوفسكي

ترتيب الملء Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(n + l |) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

الصيغة الإلكترونية

(ن + 1 |) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

معلوماتية الصيغ الإلكترونية

1. موضع العنصر في | الدوري | الدوري النظام.

2. الدرجات الممكنة | أكسدة العنصر.

3. الطبيعة الكيميائية للعنصر.

4. تكوين | مستودع | وخصائص الاتصال للعنصر.

موضع العنصر في الدوري| دوري |نظام D.I. Mendeleev:

أ) رقم الفترة، حيث يوجد العنصر ، يتوافق مع عدد المستويات التي توجد عليها الإلكترونات ؛

ب) رقم المجموعة، التي ينتمي إليها هذا العنصر ، يساوي مجموع إلكترونات التكافؤ. إلكترونات التكافؤ لذرات العناصر s و p هي إلكترونات المستوى الخارجي ؛ بالنسبة للعناصر d ، فهذه هي إلكترونات المستوى الخارجي والمستوى الفرعي غير المملوء من المستوى السابق.

في) الأسرة الإلكترونيةيتم تحديده بواسطة رمز المستوى الثانوي الذي يدخل إليه آخر إلكترون (s- ، p- ، d- ، f-).

ز) مجموعة فرعيةيتم تحديده من خلال الانتماء إلى العائلة الإلكترونية: تحتل العناصر s - و p - المجموعات الفرعية الرئيسية ، وتشغل العناصر d - الثانوية ، والعناصر f أقسامًا منفصلة في الجزء السفلي من النظام الدوري (الأكتينيدات واللانثانيدات).

2. درجات ممكنة| أكسدة العنصر.

حالة الأكسدةهي الشحنة التي تكتسبها الذرة عندما تعطي أو تكتسب إلكترونات.

تكتسب الذرات التي تتبرع بالإلكترونات شحنة موجبة ، والتي تساوي عدد الإلكترونات المتبرع بها (شحنة الإلكترون [-1)

Z E 0 - ني  Z E + n

تصبح الذرة التي تبرعت بالإلكترونات الكاتيون(أيون موجب مشحون). تسمى عملية إزالة الإلكترون من الذرة عملية التأين.الطاقة اللازمة لتنفيذ هذه العملية تسمى طاقة التأين (إيون ، إي بي).

أول ما ينفصل عن الذرة هو إلكترونات المستوى الخارجي ، والتي ليس لها زوج في المدار - غير مزدوج. في حالة وجود مدارات حرة ضمن نفس المستوى ، وتحت تأثير الطاقة الخارجية ، فإن الإلكترونات التي شكلت أزواجًا عند هذا المستوى تكون منفصلة ، ثم يتم فصلها معًا. تسمى عملية إزالة الشعر التي تحدث نتيجة لامتصاص جزء من الطاقة بواسطة أحد إلكترونات الزوج وانتقاله إلى أعلى مستوى فرعي عملية الإثارة.

أكبر عدد من الإلكترونات يمكن للذرة التبرع به يساوي عدد إلكترونات التكافؤ ويتوافق مع عدد المجموعة التي يقع فيها العنصر. تسمى الشحنة التي تكتسبها الذرة بعد فقدان كل إلكترونات التكافؤ أعلى درجة أكسدةذرة.

بعد الإفراج | الفصل | يصبح مستوى التكافؤ الخارجي | يصبح | المستوى الذي | ماذا | يسبق التكافؤ. هذا مستوى ممتلئ بالكامل بالإلكترونات ، وبالتالي | وبالتالي | مقاومة الطاقة.

تحقق ذرات العناصر التي تحتوي على 4 إلى 7 إلكترونات على المستوى الخارجي حالة مستقرة بقوة ليس فقط عن طريق التخلي عن الإلكترونات ، ولكن أيضًا عن طريق إضافتها. نتيجة لذلك ، يتم تكوين مستوى (.ns 2 ص 6) - حالة غاز خامل مستقرة.

تكتسب الذرة التي تعلق الإلكترونات نفيالدرجة العلميةأكسدة- شحنة سالبة تساوي عدد الإلكترونات المستقبلة.

Z E 0 + ne  Z E - n

عدد الإلكترونات التي يمكن للذرة إرفاقها يساوي الرقم (8 –N |) ، حيث N هو رقم المجموعة التي | ماذا | يقع العنصر (أو عدد إلكترونات التكافؤ).

تترافق عملية ربط الإلكترونات بالذرة بإطلاق طاقة تسمى ج تقارب للإلكترون (Esrodship،فولت).

التكوين الإلكتروني للذرةهي صيغة توضح ترتيب الإلكترونات في الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية. بعد دراسة المقال ، سوف تكتشف أين وكيف توجد الإلكترونات ، وتتعرف على الأرقام الكمومية وتكون قادرًا على بناء التكوين الإلكتروني للذرة برقمها ، يوجد في نهاية المقال جدول للعناصر.

لماذا دراسة التكوين الإلكتروني للعناصر؟

الذرات مثل المُنشئ: هناك عدد معين من الأجزاء ، تختلف عن بعضها البعض ، لكن جزئين من نفس النوع متماثلان تمامًا. لكن هذا المُنشئ أكثر تشويقًا من المصمم البلاستيكي ، وهذا هو السبب. يتغير التكوين بناءً على من هو قريب. على سبيل المثال ، الأكسجين بجانب الهيدروجين يمكنتتحول إلى ماء ، بجانب الصوديوم إلى غاز ، وكونك بجوار الحديد تمامًا يحولها إلى صدأ. للإجابة على السؤال عن سبب حدوث ذلك والتنبؤ بسلوك ذرة بجانب أخرى ، من الضروري دراسة التكوين الإلكتروني ، والذي سيتم مناقشته أدناه.

كم عدد الإلكترونات في الذرة؟

تتكون الذرة من نواة وإلكترونات تدور حولها ، وتتكون النواة من بروتونات ونيوترونات. في الحالة المحايدة ، تحتوي كل ذرة على نفس عدد الإلكترونات مثل عدد البروتونات في نواتها. تم تحديد عدد البروتونات بالرقم التسلسلي للعنصر ، على سبيل المثال ، يحتوي الكبريت على 16 بروتونًا - العنصر السادس عشر في النظام الدوري. يحتوي الذهب على 79 بروتونًا - العنصر 79 في الجدول الدوري. وفقًا لذلك ، يوجد 16 إلكترونًا في الكبريت في الحالة المحايدة و 79 إلكترونًا في الذهب.

أين تبحث عن الإلكترون؟

من خلال مراقبة سلوك الإلكترون ، تم اشتقاق أنماط معينة ، يتم وصفها بأرقام كمية ، وهناك أربعة منها في المجموع:

• عدد الكم الرئيسي
• رقم الكم المداري
• عدد الكم المغناطيسي
• عدد الكم تدور

المداري

علاوة على ذلك ، بدلاً من كلمة مدار ، سنستخدم مصطلح "مدار" ، المدار هو الدالة الموجية للإلكترون ، تقريبًا - هذه هي المنطقة التي يقضي فيها الإلكترون 90٪ من الوقت.

ن - المستوى
لام - شل
M l - الرقم المداري
M s - الإلكترون الأول أو الثاني في المدار

عدد الكم المداري ل

نتيجة لدراسة السحابة الإلكترونية ، وجد أنه اعتمادًا على مستوى الطاقة ، تتخذ السحابة أربعة أشكال رئيسية: كرة ، وأثقال ، والاثنان الآخران ، أكثر تعقيدًا. بترتيب تصاعدي للطاقة ، تسمى هذه الأشكال قذائف s- و p- و d- و f. يمكن أن تحتوي كل من هذه القذائف على مدارات 1 (on s) و 3 (on p) و 5 (on d) و 7 (on f). الرقم الكمي المداري هو الغلاف الذي توجد عليه المدارات. عدد الكم المداري للمدارات s و p و d و f ، على التوالي ، يأخذ القيم 0،1،2 أو 3.

على المدار s-shell واحد (L = 0) - إلكترونان
هناك ثلاثة مدارات على غلاف p (L = 1) - ستة إلكترونات
هناك خمسة مدارات على الغلاف D (L = 2) - عشرة إلكترونات
هناك سبعة مدارات (L = 3) على غلاف f - أربعة عشر إلكترونًا

عدد الكم المغناطيسي م

توجد ثلاثة مدارات على الغلاف p ، يُشار إليها بأرقام من -L إلى + L ، أي بالنسبة إلى p-shell (L = 1) توجد مدارات "-1" و "0" و "1" . يُشار إلى رقم الكم المغناطيسي بالحرف م ل.

داخل الغلاف ، يسهل على الإلكترونات أن تكون موجودة في مدارات مختلفة ، لذلك تملأ الإلكترونات الأولى واحدة لكل مدار ، ثم يضاف زوجها إلى كل منها.

ضع في اعتبارك D-shell:
تتوافق قذيفة d مع القيمة L = 2 ، أي خمسة مدارات (-2 ، -1 ، 0 ، 1 و 2) ، تملأ الإلكترونات الخمسة الأولى الغلاف ، مع أخذ القيم M l = -2 ، م ل = -1 ، م ل = 0 ، م ل = 1 ، م ل = 2.

عدد الكم المغزلي م ث

الدوران هو اتجاه دوران الإلكترون حول محوره ، وهناك اتجاهان ، وبالتالي فإن عدد الكم المغزلي له قيمتان: +1/2 و -1/2. يمكن أن يكون هناك إلكترونان فقط مع دوران متعاكس على نفس المستوى الفرعي للطاقة. يُشار إلى عدد كم الدوران بالرمز m s

رقم الكم الرئيسي n

الرقم الكمي الرئيسي هو مستوى الطاقة الذي عنده هذه اللحظةسبعة مستويات طاقة معروفة ، يشار إلى كل منها برقم عربي: 1 ، 2 ، 3 ، ... 7. عدد القذائف في كل مستوى يساوي رقم المستوى: هناك قذيفة واحدة في المستوى الأول ، واثنتان في المستوى الثاني ، وهكذا.

رقم الإلكترون

لذلك ، يمكن وصف أي إلكترون بأربعة أرقام كميّة ، وتركيب هذه الأرقام فريد من نوعه لكل موضع للإلكترون ، فلنأخذ الإلكترون الأول ، وأدنى مستوى للطاقة هو N = 1 ، وقذيفة واحدة تقع في المستوى الأول ، القشرة الأولى في أي مستوى لها شكل كرة (قشرة s) ، أي L = 0 ، يمكن أن يأخذ عدد الكم المغناطيسي قيمة واحدة فقط ، M l = 0 وسوف يكون الدوران مساويًا لـ +1/2. إذا أخذنا الإلكترون الخامس (في أي ذرة) ، فإن الأرقام الكمومية الرئيسية له ستكون: N = 2 ، L = 1 ، M = -1 ، تدور 1/2.

تكوين الذرة.

تتكون الذرة من نواة ذريةو قذيفة الإلكترون.

تتكون نواة الذرة من البروتونات ( ص +) والنيوترونات ( ن 0). تحتوي معظم ذرات الهيدروجين على نواة بروتون واحدة.

عدد البروتونات ن(ص +) يساوي الشحنة النووية ( ض) والرقم الترتيبي للعنصر في السلسلة الطبيعية للعناصر (وفي النظام الدوري للعناصر).

ن(ص +) = ض

مجموع عدد النيوترونات ن(ن 0) ، يُشار إليه ببساطة بالحرف نوعدد البروتونات ضاتصل العدد الشاملويتم تمييزه بالحرف لكن.

أ = ض + ن

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من إلكترونات تتحرك حول النواة ( ه -).

عدد الإلكترونات ن(ه-) في غلاف الإلكترون لذرة محايدة يساوي عدد البروتونات ضفي الصميم.

كتلة البروتون تساوي تقريبًا كتلة النيوترون و 1840 ضعف كتلة الإلكترون ، لذا فإن كتلة الذرة تساوي عمليًا كتلة النواة.

شكل الذرة كروي. نصف قطر النواة أصغر بحوالي 100،000 مرة من نصف قطر الذرة.

عنصر كيميائي- نوع الذرات (مجموعة الذرات) بنفس الشحنة النووية (مع نفس عدد البروتونات في النواة).

النظائر المشعة- مجموعة من ذرات عنصر واحد مع نفس عدد النيوترونات في النواة (أو نوع من الذرات مع نفس عدد البروتونات ونفس عدد النيوترونات في النواة).

تختلف النظائر المختلفة عن بعضها البعض في عدد النيوترونات في نوى ذراتها.

تسمية ذرة واحدة أو نظير: (E - رمز العنصر) ، على سبيل المثال:.

هيكل الغلاف الإلكتروني للذرة

المدار الذريهي حالة الإلكترون في الذرة. الرمز المداري -. كل مدار يتوافق مع سحابة إلكترونية.

تتكون مدارات الذرات الحقيقية في حالة الأرض (غير مثارة) من أربعة أنواع: س, ص, دو F.

السحابة الإلكترونية- الجزء من الفضاء الذي يمكن أن يوجد فيه الإلكترون باحتمالية 90 في المائة (أو أكثر).

ملحوظة: في بعض الأحيان لا يتم التمييز بين مفهومي "المدار الذري" و "السحابة الإلكترونية" ، حيث يطلق عليهما اسم "المدار الذري".

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من طبقات. طبقة إلكترونيةتتكون من سحب إلكترونية من نفس الحجم. مدارات من طبقة واحدة المستوى الإلكتروني ("الطاقة")، طاقاتهم هي نفسها بالنسبة لذرة الهيدروجين ، لكنها مختلفة للذرات الأخرى.

يتم تجميع المدارات من نفس المستوى في الإلكترونية (الطاقة)المستويات الفرعية:
س- المستوى الفرعي (يتكون من واحد سالمدارية) ، رمز - .
صالمستوى الفرعي (يتكون من ثلاثة ص
دالمستوى الفرعي (يتكون من خمسة دمداري) ، رمز -.
Fالمستوى الفرعي (يتكون من سبعة Fمداري) ، رمز -.

طاقات مدارات نفس المستوى الفرعي هي نفسها.

عند تعيين المستويات الفرعية ، يتم إضافة رقم الطبقة (المستوى الإلكتروني) إلى رمز المستوى الفرعي ، على سبيل المثال: 2 س, 3ص, 5ديعني س- المستوى الفرعي من المستوى الثاني ، ص- المستوى الفرعي من المستوى الثالث ، د- المستوى الفرعي من المستوى الخامس.

إجمالي عدد المستويات الفرعية في مستوى واحد يساوي رقم المستوى ن. العدد الإجمالي للمدارات في مستوى واحد هو ن 2. وفقًا لذلك ، يكون إجمالي عدد السحب في طبقة واحدة أيضًا ن 2 .

التعيينات: - مداري حر (بدون إلكترونات) ، - مدار بإلكترون غير مزدوج ، - مدار مع زوج إلكترون (بإلكترونين).

يتم تحديد الترتيب الذي تملأ به الإلكترونات مدارات الذرة من خلال ثلاثة قوانين طبيعية (تُعطى الصيغ بطريقة مبسطة):

1. مبدأ الطاقة الأقل - تملأ الإلكترونات المدارات من أجل زيادة طاقة المدارات.

2. مبدأ باولي - لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في مدار واحد.

3. قاعدة هوند - داخل المستوى الفرعي ، تملأ الإلكترونات المدارات الحرة أولاً (واحدة تلو الأخرى) ، وبعد ذلك فقط تشكل أزواج الإلكترونات.

إجمالي عدد الإلكترونات في المستوى الإلكتروني (أو في الطبقة الإلكترونية) هو 2 ن 2 .

يتم التعبير عن توزيع المستويات الفرعية حسب الطاقة بعد ذلك (بترتيب زيادة الطاقة):

1س, 2س, 2ص, 3س, 3ص, 4س, 3د, 4ص, 5س, 4د, 5ص, 6س, 4F, 5د, 6ص, 7س, 5F, 6د, 7ص ...

بصريا ، يتم التعبير عن هذا التسلسل من خلال مخطط الطاقة:

يمكن تصوير توزيع إلكترونات الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية والمدارات (التكوين الإلكتروني للذرة) على أنها صيغة إلكترونية ، أو مخطط للطاقة ، أو ، بشكل أكثر بساطة ، كرسم تخطيطي للطبقات الإلكترونية ("مخطط إلكتروني") .

أمثلة على التركيب الإلكتروني للذرات:

إلكترونات التكافؤ- إلكترونات الذرة التي يمكن أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. بالنسبة لأي ذرة ، هذه هي جميع الإلكترونات الخارجية بالإضافة إلى تلك الإلكترونات الخارجية التي تكون طاقتها أكبر من طاقة الإلكترونات الخارجية. على سبيل المثال: تحتوي ذرة Ca على 4 إلكترونات خارجية س 2 ، هم أيضا التكافؤ. تحتوي ذرة الحديد على إلكترونات خارجية - 4 س 2 ولكن لديه 3 د 6 ، وبالتالي تحتوي ذرة الحديد على 8 إلكترونات تكافؤ. صيغة التكافؤ الإلكترونية لذرة الكالسيوم هي 4 س 2 ، وذرات الحديد - 4 س 2 3د 6 .

النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev
(النظام الطبيعي للعناصر الكيميائية)

القانون الدوري للعناصر الكيميائية(الصيغة الحديثة): تكون خصائص العناصر الكيميائية ، وكذلك المواد البسيطة والمعقدة التي تتكون منها ، في حالة اعتماد دوري على قيمة الشحنة من النوى الذرية.

النظام الدوري- تعبير بياني عن القانون الدوري.

النطاق الطبيعي للعناصر الكيميائية- عدد من العناصر الكيميائية ، مرتبة حسب الزيادة في عدد البروتونات في نوى ذراتها ، أو ما هو نفسه حسب الزيادة في شحنات نوى هذه الذرات. الرقم الترتيبي للعنصر في هذا الصف يساوي الرقمالبروتونات في نواة أي ذرة من هذا العنصر.

يتم إنشاء جدول العناصر الكيميائية عن طريق "قطع" السلسلة الطبيعية للعناصر الكيميائية إلى فترات(الصفوف الأفقية للجدول) والتجمعات (الأعمدة الرأسية للجدول) للعناصر ذات البنية الإلكترونية المماثلة للذرات.

اعتمادًا على كيفية دمج العناصر في مجموعات ، يمكن أن يكون الجدول فترة طويلة(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد ونوع إلكترونات التكافؤ في مجموعات) و المدى القصير(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ في مجموعات).

مجموعات جدول الفترة القصيرة مقسمة إلى مجموعات فرعية ( الأساسيةو آثار جانبية) ، بالتزامن مع مجموعات جدول الفترات الطويلة.

جميع ذرات العناصر في نفس الفترة لها نفس عدد طبقات الإلكترون ، مساوٍ لعدد الفترة.

عدد العناصر في الفترات: 2 ، 8 ، 8 ، 18 ، 18 ، 32 ، 32. تم الحصول على معظم عناصر الفترة الثامنة بشكل مصطنع ، ولم يتم تجميع العناصر الأخيرة من هذه الفترة بعد. جميع الفترات باستثناء البداية الأولى بعنصر تشكيل فلز قلوي (Li ، Na ، K ، إلخ) وتنتهي بعنصر تكوين غاز نبيل (He ، Ne ، Ar ، Kr ، إلخ).

في جدول الفترة القصيرة - ثماني مجموعات ، كل منها مقسمة إلى مجموعتين فرعيتين (رئيسية وثانوية) ، في جدول الفترة الطويلة - ستة عشر مجموعة ، مرقمة بالأرقام الرومانية مع الأحرف A أو B ، على سبيل المثال: IA ، IIIB ، VIA ، VIIB. تتوافق المجموعة IA في جدول الفترة الطويلة مع المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من جدول الفترة القصيرة ؛ المجموعة السابعة ب - المجموعة الثانوية الثانوية للمجموعة السابعة: البقية - بالمثل.

تتغير خصائص العناصر الكيميائية بشكل طبيعي في مجموعات وفترات.

في فترات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

• تزداد الشحنة النووية
• يزداد عدد الإلكترونات الخارجية ،
• نصف قطر الذرات يتناقص ،
• تزداد قوة ارتباط الإلكترونات بالنواة (طاقة التأين) ،
• يزيد الكهربية.
• يتم تحسين خصائص الأكسدة للمواد البسيطة ("اللامعدنية") ،
• تضعف خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("الفلزية") ،
• يضعف السمة الأساسية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة ،
• تزداد الصفة الحمضية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة.

في مجموعات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

• تزداد الشحنة النووية
• يزيد نصف قطر الذرات (فقط في المجموعات A) ،
• تتناقص قوة الرابطة بين الإلكترونات والنواة (طاقة التأين ؛ فقط في المجموعات A) ،
• تنخفض الكهربية (فقط في المجموعات A) ،
• يضعف الخواص المؤكسدة للمواد البسيطة ("اللامعدنية" ؛ فقط في المجموعات A) ،
• يتم تحسين خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("الفلزية" ؛ فقط في المجموعات A) ،
• تزداد السمة الأساسية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A) ،
• تضعف الطبيعة الحمضية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A) ،
• ينخفض ​​استقرار مركبات الهيدروجين (يزيد نشاطها المختزل ؛ فقط في المجموعات A).

المهام والاختبارات حول موضوع "الموضوع 9." بنية الذرة. القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev (PSCE) "."

• القانون الدوري - القانون الدوري وهيكل الذرات من الصف الثامن إلى التاسع
  يجب أن تعرف: قوانين ملء المدارات بالإلكترونات (مبدأ أقل طاقة ، مبدأ باولي ، قاعدة هوند) ، بنية النظام الدوري للعناصر.

  يجب أن تكون قادرًا على: تحديد تكوين الذرة من خلال موضع عنصر في النظام الدوري ، والعكس بالعكس ، العثور على عنصر في النظام الدوري ، ومعرفة تكوينه ؛ تصور مخطط الهيكل والتكوين الإلكتروني للذرة والأيون ، وعلى العكس من ذلك ، تحديد موضع عنصر كيميائي في PSCE من الرسم التخطيطي والتكوين الإلكتروني ؛ وصف العنصر والمواد التي يتكون منها وفقًا لموقعه في PSCE ؛ تحديد التغيرات في نصف قطر الذرات وخصائص العناصر الكيميائية والمواد التي تشكلها خلال فترة واحدة ومجموعة فرعية رئيسية واحدة من النظام الدوري.

  مثال 1تحديد عدد المدارات في المستوى الإلكتروني الثالث. ما هي هذه المدارات؟
  لتحديد عدد المدارات ، نستخدم الصيغة نالمدارات = ن 2 ، أين ن- رقم المستوى. نالمدارات = 3 2 = 9. واحد 3 س- ، ثلاثة 3 ص- وخمسة 3 دمداري.

  مثال 2حدد ذرة العنصر الذي له الصيغة الإلكترونية 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 1 .
  من أجل تحديد العنصر ، تحتاج إلى معرفة الرقم التسلسلي الخاص به ، والذي يساوي العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة. في هذه الحالة: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. هذا هو الألومنيوم.

  بعد التأكد من تعلم كل ما تحتاجه ، انتقل إلى المهام. نتمنى لكم التوفيق.

  
  الأدب الموصى به:
  • O. S. Gabrielyan وآخرون ، الكيمياء ، الصف الحادي عشر. م ، بوستارد ، 2002 ؛
  • جي إي رودزيتس ، إف جي فيلدمان. الكيمياء 11 خلية. م ، التربية والتعليم ، 2001.

هو مكتوب في شكل ما يسمى الصيغ الإلكترونية. في الصيغ الإلكترونية ، تشير الأحرف s و p و d و f إلى مستويات الطاقة الفرعية للإلكترونات ؛ تشير الأرقام الموجودة أمام الحروف إلى مستوى الطاقة الذي يوجد فيه الإلكترون المحدد ، والفهرس في أعلى اليمين هو عدد الإلكترونات في هذا المستوى الفرعي. لتكوين الصيغة الإلكترونية لذرة أي عنصر ، يكفي معرفة رقم هذا العنصر في النظام الدوري والوفاء بالأحكام الأساسية التي تحكم توزيع الإلكترونات في الذرة.

يمكن أيضًا تصوير بنية الغلاف الإلكتروني للذرة في شكل ترتيب للإلكترونات في خلايا الطاقة.

بالنسبة لذرات الحديد ، فإن مثل هذا المخطط له الشكل التالي:

يوضح هذا الرسم البياني بوضوح تنفيذ قاعدة هوند. في المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد ، يتم ملء الحد الأقصى لعدد الخلايا (أربعة) بإلكترونات غير متزاوجة. إن صورة بنية غلاف الإلكترون في الذرة في شكل صيغ إلكترونية وفي شكل مخططات لا تعكس بوضوح الخصائص الموجية للإلكترون.

نص القانون الدوري بصيغته المعدلةنعم. مندليف : تعتمد خصائص الأجسام البسيطة ، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر ، بشكل دوري على حجم الأوزان الذرية للعناصر.

الصياغة الحديثة للقانون الدوري: تعتمد خصائص العناصر ، وكذلك أشكال وخصائص مركباتها ، بشكل دوري على شحنة نواة ذراتها.

وهكذا ، تبين أن الشحنة الموجبة للنواة (وليس الكتلة الذرية) هي حجة أكثر دقة تعتمد عليها خصائص العناصر ومركباتها.

التكافؤ- هو عدد الروابط الكيميائية التي ترتبط بها ذرة بأخرى.
إمكانيات التكافؤيتم تحديد الذرات من خلال عدد الإلكترونات غير الزوجية ووجود مدارات ذرية حرة على المستوى الخارجي. تحدد بنية مستويات الطاقة الخارجية لذرات العناصر الكيميائية بشكل أساسي خصائص ذراتها. لذلك ، تسمى هذه المستويات مستويات التكافؤ. يمكن أن تشارك إلكترونات هذه المستويات ، وأحيانًا المستويات السابقة الخارجية ، في تكوين الروابط الكيميائية. تسمى هذه الإلكترونات أيضًا بإلكترونات التكافؤ.

التكافؤ المتكافئعنصر كيميائي - هو عدد المعادلات التي يمكن أن ترتبط بها ذرة معينة ، أو هو عدد المكافئات في الذرة.

يتم تحديد المكافئات من خلال عدد ذرات الهيدروجين المرفقة أو المستبدلة ، وبالتالي ، فإن التكافؤ المتكافئ يساوي عدد ذرات الهيدروجين التي تتفاعل معها هذه الذرة. ولكن لا تتفاعل جميع العناصر بحرية ، ولكن كل شيء تقريبًا يتفاعل مع الأكسجين ، لذلك يمكن تعريف التكافؤ المتكافئ بأنه ضعف عدد ذرات الأكسجين المرفقة.

على سبيل المثال ، التكافؤ المتكافئ للكبريت في كبريتيد الهيدروجين H 2 S هو 2 ، في أكسيد SO2-4 ، في أكسيد SO 3 -6.

عند تحديد التكافؤ المتكافئ لعنصر ما وفقًا لصيغة المركب الثنائي ، يجب أن يسترشد المرء بالقاعدة: يجب أن يكون إجمالي التكافؤ لجميع ذرات عنصر واحد مساويًا للتكافؤ الكلي لجميع ذرات عنصر آخر.

حالة الأكسدةايضا يميز تكوين المادة ويساوي التكافؤ المتكافئ بعلامة زائد (لمعدن أو عنصر أكثر حساسية للكهرباء في جزيء) أو ناقص.

1 في مواد بسيطةحالة أكسدة العناصر هي صفر.

2. حالة أكسدة الفلور في جميع المركبات هي -1. الهالوجينات المتبقية (الكلور والبروم واليود) مع المعادن والهيدروجين وعناصر أخرى أكثر حساسية للكهرباء لها أيضًا حالة أكسدة -1 ، ولكن في المركبات التي تحتوي على المزيد من العناصر الكهربية القيم الإيجابيةدرجات الأكسدة.

3. الأكسجين الموجود في المركبات له حالة أكسدة -2 ؛ الاستثناءات هي بيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2 ومشتقاته (Na 2 O 2 ، BaO 2 ، وما إلى ذلك ، حيث يكون للأكسجين حالة أكسدة -1 ، وكذلك فلوريد الأكسجين OF 2 ، حيث تكون حالة أكسدة الأكسجين هو +2.

4. العناصر القلوية (Li ، Na ، K ، إلخ.) وعناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية من النظام الدوري (Be ، Mg ، Ca ، إلخ) لها دائمًا حالة أكسدة مساوية لرقم المجموعة ، والتي هو ، +1 و +2 على التوالي.

5. جميع عناصر المجموعة الثالثة ، باستثناء الثاليوم ، لها حالة أكسدة ثابتة مساوية لرقم المجموعة ، أي +3.

6. أعلى حالة أكسدة لعنصر ما تساوي رقم مجموعة النظام الدوري ، وأدناها هي الفرق: رقم المجموعة - 8. على سبيل المثال ، أعلى درجةأكسدة النيتروجين (تقع في المجموعة الخامسة) هي +5 (في حامض النيتريك وأملاحه) ، وأقلها -3 (في أملاح الأمونيا والأمونيوم).

7. حالات أكسدة العناصر في المركب تعوض بعضها البعض بحيث يكون مجموع كل ذرات الجزيء أو وحدة الصيغة المحايدة صفرًا ، وبالنسبة للأيون - شحنته.

يمكن استخدام هذه القواعد لتحديد حالة الأكسدة غير المعروفة لعنصر ما في مركب ، إذا كانت حالات الأكسدة للباقي معروفة ، ولصياغة مركبات متعددة العناصر.

درجة الأكسدة (عدد التأكسد،) — القيمة الشرطية المساعدة لتسجيل عمليات تفاعلات الأكسدة والاختزال والاختزال.

مفهوم حالة الأكسدةكثيرا ما تستخدم في الكيمياء غير العضويةبدلا من المفهوم التكافؤ. تساوي حالة أكسدة الذرة القيمة العددية للشحنة الكهربائية المنسوبة إلى الذرة ، بافتراض أن أزواج الإلكترون التي تنفذ الرابطة منحازة تمامًا نحو المزيد من الذرات الكهربية (أي بناءً على افتراض أن المركب يتكون فقط من الأيونات).

تتوافق حالة الأكسدة مع عدد الإلكترونات التي يجب إضافتها إلى أيون موجب لتقليله إلى ذرة محايدة ، أو مأخوذ من أيون سالب لأكسدته إلى ذرة متعادلة:

آل 3+ + 3e - → آل
S 2− → S + 2e - (S 2− - 2e - → S)

تتغير خصائص العناصر ، اعتمادًا على بنية الغلاف الإلكتروني للذرة ، وفقًا لفترات ومجموعات النظام الدوري. نظرًا لأن الهياكل الإلكترونية في عدد من العناصر المماثلة متشابهة فقط ، ولكنها ليست متطابقة ، فعند الانتقال من عنصر في مجموعة إلى أخرى ، لا يتم ملاحظة تكرار بسيط للخصائص بالنسبة لها ، ولكن يتم التعبير عنها بشكل أو بآخر تغيير منتظم.

يتم تحديد الطبيعة الكيميائية للعنصر من خلال قدرة ذرته على فقدان أو اكتساب الإلكترونات. يتم تحديد هذه القدرة من خلال قيم طاقات التأين وتقارب الإلكترون.

طاقة التأين (Ei) هو الحد الأدنى من الطاقة المطلوبة للفصل والإزالة الكاملة للإلكترون من ذرة في الطور الغازي عند T = 0

K بدون تحويل الطاقة الحركية إلى الإلكترون الصادر مع تحول الذرة إلى أيون موجب الشحنة: E + Ei = E + + e-. تعتبر طاقة التأين قيمة موجبة ولها أدنى قيم لذرات الفلزات القلوية وأعلى قيمة لذرات الغازات النبيلة (الخاملة).

تقارب الإلكترون (Ee) هي الطاقة المنبعثة أو الممتصة عندما يتصل الإلكترون بذرة في الطور الغازي عند T = 0

K مع تحول الذرة إلى أيون سالب الشحنة دون نقل الطاقة الحركية إلى الجسيم:

E + e- = E- + Ee.

الهالوجينات ، وخاصة الفلور ، لها أقصى تقارب للإلكترون (Ee = -328 kJ / mol).

يتم التعبير عن قيم Ei و Ee بالكيلوجول لكل مول (kJ / mol) أو بالإلكترون فولت لكل ذرة (eV).

تسمى قدرة الذرة المقيدة على إزاحة إلكترونات الروابط الكيميائية تجاه نفسها ، مما يؤدي إلى زيادة كثافة الإلكترون حول نفسها كهرسلبية.

تم تقديم هذا المفهوم إلى العلم بواسطة L.Puling. كهرسلبيةيُشار إليه بالرمز ÷ ويميز ميل ذرة معينة لربط الإلكترونات عندما تشكل رابطة كيميائية.

وفقًا لـ R. Maliken ، تقدر الكهربية للذرة بنصف مجموع طاقات التأين وتقارب الإلكترون للذرات الحرة h = (Ee + Ei) / 2

في الفترات ، هناك اتجاه عام لزيادة طاقة التأين والسلبية الكهربية مع زيادة شحنة النواة الذرية ؛ في المجموعات ، تنخفض هذه القيم مع زيادة الرقم الترتيبي للعنصر.

يجب التأكيد على أنه لا يمكن تعيين قيمة ثابتة للسلبية الكهربية لعنصر ما ، لأنه يعتمد على العديد من العوامل ، على وجه الخصوص ، على حالة التكافؤ للعنصر ، ونوع المركب الذي يدخل فيه ، وعدد ونوع الذرات المجاورة .

نصف القطر الذري والأيوني. يتم تحديد أبعاد الذرات والأيونات من خلال أبعاد غلاف الإلكترون. وفقًا لمفاهيم ميكانيكا الكم ، فإن غلاف الإلكترون ليس له حدود محددة بدقة. لذلك ، يمكننا أخذ نصف قطر الذرة أو الأيون الحر المسافة المحسوبة نظريًا من اللب إلى موضع الكثافة القصوى الرئيسية لسحب الإلكترون الخارجية.هذه المسافة تسمى نصف القطر المداري. من الناحية العملية ، عادةً ما تُستخدم قيم أنصاف أقطار الذرات والأيونات في المركبات ، المحسوبة من البيانات التجريبية. في هذه الحالة ، يتم تمييز أنصاف الأقطار التساهمية والمعدنية للذرات.

اعتماد نصف القطر الذري والأيوني على شحنة نواة ذرة عنصر ويكون بشكل دوري. في الفترات ، مع زيادة العدد الذري ، يميل نصف القطر إلى الانخفاض. يعتبر أكبر انخفاض نموذجي لعناصر الفترات الصغيرة ، حيث يتم ملء المستوى الإلكتروني الخارجي بها. في الفترات الكبيرة في عائلات العناصر d و f ، يكون هذا التغيير أقل حدة ، لأن ملء الإلكترونات فيها يحدث في الطبقة السابقة للخارج. في المجموعات الفرعية ، يزيد بشكل عام أنصاف أقطار الذرات والأيونات من نفس النوع.

يعد النظام الدوري للعناصر مثالًا واضحًا على ظهور أنواع مختلفة من الدورية في خصائص العناصر ، والتي يتم ملاحظتها أفقيًا (في فترة من اليسار إلى اليمين) ، عموديًا (في مجموعة ، على سبيل المثال ، من أعلى إلى أسفل ) ، قطريا ، أي بعض خصائص الذرة تزيد أو تنقص ، ولكن يتم الحفاظ على الدورية.

في الفترة من اليسار إلى اليمين (→) ، تزداد الخواص المؤكسدة وغير المعدنية للعناصر ، بينما تنخفض الخواص المختزلة والمعدنية. لذلك ، من بين جميع عناصر الفترة 3 ، سيكون الصوديوم هو المعدن الأكثر نشاطًا وأقوى عامل اختزال ، وسيكون الكلور هو أقوى عامل مؤكسد.

رابطة كيميائية- هذا هو الترابط بين الذرات في الجزيء ، أو الشبكة البلورية ، نتيجة لتأثير قوى التجاذب الكهربائية بين الذرات.

هذا هو تفاعل جميع الإلكترونات وجميع النوى ، مما يؤدي إلى تكوين نظام مستقر متعدد الذرات (جذري ، أيون جزيئي ، جزيء ، بلوري).

يتم إجراء الترابط الكيميائي بواسطة إلكترونات التكافؤ. وفقًا للمفاهيم الحديثة ، فإن الرابطة الكيميائية لها طبيعة إلكترونية ، لكنها تتم بطرق مختلفة. لذلك ، هناك ثلاثة أنواع رئيسية من الروابط الكيميائية: تساهمية ، أيونية ، معدنيةبين الجزيئات تنشأ رابطة الهيدروجين ،ويحدث تفاعلات van der Waals.

الخصائص الرئيسية للرابطة الكيميائية هي:

- طول الرابطة - هي المسافة بين النوى بين الذرات المترابطة كيميائيا.

يعتمد ذلك على طبيعة الذرات المتفاعلة وعلى تعدد الرابطة. مع زيادة التعددية ، يتناقص طول الرابطة ، وبالتالي تزداد قوتها ؛

- تعدد الروابط - يتحدد بعدد أزواج الإلكترون التي تربط ذرتين. مع زيادة التعددية ، تزداد طاقة الربط ؛

- زاوية التوصيل- الزاوية بين الخطوط المستقيمة التخيلية التي تمر عبر نواة ذرتين متجاورتين كيميائيا ؛

طاقة الربط E CB - هذه هي الطاقة التي يتم إطلاقها أثناء تكوين هذه الرابطة ويتم إنفاقها على تكسيرها ، kJ / mol.

الرابطة التساهمية - رابطة كيميائية تتكون من مشاركة زوج من الإلكترونات مع ذرتين.

شكل تفسير الرابطة الكيميائية بظهور أزواج الإلكترونات المشتركة بين الذرات أساس نظرية اللف المغزلي للتكافؤ ، وأداة ذلك هي طريقة رابطة التكافؤ (MVS) ، التي اكتشفها لويس في عام 1916. بالنسبة للوصف الميكانيكي الكمومي للرابطة الكيميائية وبنية الجزيئات ، يتم استخدام طريقة أخرى - الطريقة المدارية الجزيئية (MMO) .

طريقة رابطة التكافؤ

المبادئ الأساسية لتكوين رابطة كيميائية وفقًا لـ MVS:

1. تتكون رابطة كيميائية بسبب إلكترونات التكافؤ (غير المزدوجة).

2. تصبح الإلكترونات ذات الدورات المضادة المتوازية التي تنتمي إلى ذرتين مختلفتين شائعة.

3. تتشكل الرابطة الكيميائية فقط إذا ، عندما تقترب ذرتان أو أكثر من بعضها البعض ، تقل الطاقة الكلية للنظام.

4. القوى الرئيسية المؤثرة في الجزيء هي من أصل كولوم كهربائي.

5. كلما كان الاتصال أقوى ، زاد تداخل السحب الإلكترونية المتفاعلة.

هناك آليتان لتشكيل الرابطة التساهمية:

آلية التبادل.تتكون الرابطة من خلال مشاركة إلكترونات التكافؤ لذرتين متعادلتين. تعطي كل ذرة إلكترونًا واحدًا غير زوجي لزوج إلكترون مشترك:

أرز. 7. آلية التبادل لتشكيل الرابطة التساهمية: أ- الغير قطبي؛ ب- قطبي

آلية المتبرع المتلقي.توفر ذرة واحدة (متبرع) زوجًا من الإلكترونات ، وتوفر ذرة أخرى (متقبل) مدارًا فارغًا لهذا الزوج.

روابط، متعلموفقا لآلية المتبرع المتلقي ، تنتمي إلى مركبات معقدة

أرز. 8. آلية متقبل المانح لتكوين الرابطة التساهمية

الرابطة التساهمية لها خصائص معينة.

التشبع - خاصية الذرات لتشكيل عدد محدد بدقة من الروابط التساهمية.بسبب تشبع الروابط ، يكون للجزيئات تركيبة معينة.

التوجه - ر . ه.يتكون الاتصال في اتجاه أقصى تداخل لسحب الإلكترون . فيما يتعلق بالخط الذي يربط بين مراكز الذرات التي تشكل رابطة ، هناك: σ و (الشكل 9): رابطة σ - تتشكل من تداخل AO على طول الخط الذي يربط بين مراكز الذرات المتفاعلة ؛ الرابطة π هي رابطة تحدث في اتجاه محور عمودي على الخط المستقيم الذي يربط نوى الذرة. يحدد اتجاه الرابطة البنية المكانية للجزيئات ، أي شكلها الهندسي. تهجين - إنه تغيير في شكل بعض المدارات في تكوين رابطة تساهمية من أجل تحقيق تداخل أكثر كفاءة للمدارات.تكون الرابطة الكيميائية التي تشكلت بمشاركة إلكترونات المدارات الهجينة أقوى من الرابطة بمشاركة إلكترونات مدارات s و p غير الهجينة ، حيث يوجد المزيد من التداخل. هناك أنواع التهجين التالية (الشكل 10 ، الجدول 31): تهجين س -يتحول أحد المدارات s والأخرى p المدارية إلى مداريْن "هجينين" متطابقين ، الزاوية بين محوريهما 180 درجة. الجزيئات التي يحدث فيها التهجين sp لها هندسة خطية (BeCl 2).

س 2 التهجين- يتحول مدار مداري s ومداريان p إلى ثلاثة مدارات "هجينة" متطابقة ، الزاوية بين محوريها 120 درجة. الجزيئات التي يتم فيها تهجين sp 2 لها هندسة مسطحة (BF 3 ، AlCl 3).

sp 3-تهجين- يتحول مدار مداري s وثلاثة مدارات p إلى أربعة مدارات "هجينة" متطابقة ، والزاوية بين محاورها هي 109 ° 28 ". والجزيئات التي يحدث فيها تهجين sp 3 لها هندسة رباعية السطوح (CH 4 , NH3).

أرز. 10. أنواع تهجين مدارات التكافؤ: أ - س- تهجين مدارات التكافؤ. ب - sp2-تهجين مدارات التكافؤ. في - ص 3 - تهجين مدارات التكافؤ