Dom Porodica i djeca

Elektronska strukturna formula fluora. Katalog fajlova o hemiji

Hajde da saznamo kako da kreiramo elektronsku formulu hemijskog elementa. Ovo pitanje je važno i relevantno, jer daje ideju ne samo o strukturi, već io navodnim fizičkim i hemijska svojstva atom u pitanju.

Pravila kompilacije

Da bi se sastavila grafička i elektronska formula nekog hemijskog elementa, neophodno je poznavanje teorije strukture atoma. Za početak, postoje dvije glavne komponente atoma: jezgro i negativni elektroni. Jezgro uključuje neutrone koji nemaju naboj, kao i protone koji imaju pozitivan naboj.

Raspravljajući o tome kako sastaviti i odrediti elektronsku formulu hemijskog elementa, napominjemo da će za pronalaženje broja protona u jezgru biti potreban periodični sistem Mendeljejeva.

Broj elementa odgovara broju protona koji se nalaze u njegovom jezgru. Broj perioda u kojem se atom nalazi karakterizira broj energetskih slojeva na kojima se nalaze elektroni.

Odrediti broj neutrona lišenih električni naboj, potrebno je oduzeti njegov atomski broj (broj protona) od relativne mase atoma elementa.

Instrukcije

Da biste razumjeli kako sastaviti elektronsku formulu kemijskog elementa, razmotrite pravilo za popunjavanje podnivoa negativnim česticama, koje je formulirao Klečkovski.

Ovisno o tome koliko slobodne energije imaju slobodne orbitale, sastavlja se niz koji karakterizira slijed nivoa punjenja elektronima.

Svaka orbitala sadrži samo dva elektrona, koji su raspoređeni u antiparalelne spinove.

Da bi se izrazila struktura elektronskih školjki, koriste se grafičke formule. Kako izgledaju elektronske formule atoma? hemijski elementi? Kako kreirati grafičke opcije? Ova pitanja su uključena u školski kurs hemije, pa ćemo se na njima detaljnije zadržati.

Postoji određena matrica (osnova) koja se koristi prilikom izrade grafičkih formula. S-orbitalu karakterizira samo jedna kvantna ćelija, u kojoj su dva elektrona smještena jedan naspram drugog. Oni su grafički označeni strelicama. Za p-orbitalu su prikazane tri ćelije, od kojih svaka također sadrži dva elektrona, d orbitala sadrži deset elektrona, a f orbitala je ispunjena sa četrnaest elektrona.

Primjeri sastavljanja elektronskih formula

Nastavimo razgovor o tome kako sastaviti elektronsku formulu hemijskog elementa. Na primjer, trebate napraviti grafičku i elektronsku formulu za element mangan. Prvo odredimo poziciju ovog elementa u periodnom sistemu. Ima atomski broj 25, dakle, u atomu ima 25 elektrona. Mangan je element četvrtog perioda i stoga ima četiri nivoa energije.

Kako napisati elektronsku formulu hemijskog elementa? Zapisujemo znak elementa, kao i njegov serijski broj. Koristeći pravilo Klečkovskog, mi distribuiramo elektrone između energetskih nivoa i podnivoa. Postavljamo ih uzastopno na prvi, drugi i treći nivo, postavljajući dva elektrona u svaku ćeliju.

Zatim ih zbrajamo i dobijemo 20 komada. Tri nivoa su potpuno ispunjena elektronima, a samo pet elektrona ostaje na četvrtom. S obzirom da svaki tip orbitala ima svoju rezervu energije, preostale elektrone raspoređujemo na 4s i 3d podnivoe. Kao rezultat toga, gotova elektronska grafička formula za atom mangana ima sljedeći oblik:

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

Praktični značaj

Koristeći elektronske grafičke formule, možete jasno vidjeti broj slobodnih (nesparenih) elektrona koji određuju valenciju datog kemijskog elementa.

Nudimo generalizirani algoritam akcija s kojim možete kreirati elektronske grafičke formule za bilo koje atome koji se nalaze u periodnom sistemu.

Prije svega, potrebno je odrediti broj elektrona pomoću periodnog sistema. Broj perioda označava broj energetskih nivoa.

Pripadnost određenoj grupi povezana je s brojem elektrona koji se nalaze na vanjskom energetskom nivou. Nivoi su podijeljeni na podnivoe i popunjavaju se uzimajući u obzir pravilo Klečkovskog.

Zaključak

Da bi se odredile valentne mogućnosti bilo kojeg hemijskog elementa koji se nalazi u periodnom sistemu, potrebno je sastaviti elektronsku grafičku formulu njegovog atoma. Gore navedeni algoritam će vam omogućiti da se nosite sa zadatkom, odredite moguće kemijske i fizička svojstva atom.

Konvencionalni prikaz distribucije elektrona u elektronskom oblaku po nivoima, podnivoima i orbitalama naziva se elektronska formula atoma.

Pravila zasnovana na|na osnovu| koji|koji| našminkati|predati| elektronske formule

1. Princip minimalne energije: što manje energije ima sistem, to je stabilniji.

2. Vladavina Klečkovskog: distribucija elektrona između nivoa i podnivoa elektronskog oblaka odvija se u rastućem redosledu vrednosti zbira glavnog i orbitalnog kvantnog broja (n + 1). Ako su vrijednosti jednake (n + 1), prvi se popunjava podnivo koji ima manju vrijednost n.

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 Broj nivoa n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 1 2 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 kvantni broj

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

Serija Klečkovskog

1* - vidi tabelu br. 2.

3. Hundovo pravilo: pri popunjavanju orbitala jednog podnivoa niži nivo energija odgovara postavljanju elektrona sa paralelnim spinovima.

Kompilacija|prolazi| elektronske formule

Potencijalni niz: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

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

Serija Klečkovskog

Redoslijed punjenja Elektronika 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.

Elektronska formula 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...

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

Informativni sadržaj elektronskih formula

1. Položaj elementa u periodičnoj|periodici| sistem.

2. Mogući stepeni| oksidacija elementa.

3. Hemijski karakter elementa.

4. Sastav|magacin| i svojstva veza elemenata.

Položaj elementa u periodičnom periodu|periodično|Sistem D.I. Mendeljejeva:

A) broj perioda, u kojem se element nalazi, odgovara broju nivoa na kojima se nalaze elektroni;

b) broj grupe, kojem pripada dati element, jednak je zbiru valentnih elektrona. Valentni elektroni za atome s- i p-elemenata su elektroni vanjskog nivoa; za d – elemente to su elektroni spoljašnjeg nivoa i nepopunjeni podnivo prethodnog nivoa.

V) elektronska porodica određen simbolom podnivoa na koji stiže posljednji elektron (s-, p-, d-, f-).

G) podgrupa određena pripadanjem elektronskoj porodici: s - i p - elementi zauzimaju glavne podgrupe, a d - elementi - sekundarne, f - elementi zauzimaju odvojene dijelove u donjem dijelu periodnog sistema (aktinidi i lantanidi).

2. Mogući stepeni| oksidacija elemenata.

Oksidacijsko stanje je naboj koji atom dobija kada odustane ili dobije elektrone.

Atomi koji daju elektrone dobijaju pozitivan naboj, koji je jednak broju predatih elektrona (naboj elektrona (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Atom koji je dao elektrone pretvara se u kation(pozitivno naelektrisani jon). Proces uklanjanja elektrona iz atoma naziva se proces jonizacije. Energija potrebna za izvođenje ovog procesa naziva se energija jonizacije ( Eion, eV).

Prvi koji se odvajaju od atoma su elektroni vanjskog nivoa, koji nemaju par u orbiti – nespareni. U prisustvu slobodnih orbitala unutar jednog nivoa, pod uticajem spoljašnje energije, elektroni koji su formirali parove na ovom nivou se ne uparuju, a zatim se svi zajedno razdvajaju. Proces rasparivanja, koji nastaje kao rezultat apsorpcije dijela energije od strane jednog od elektrona para i njegovog prijelaza na viši podnivo, naziva se proces ekscitacije.

Najveći broj elektrona koji atom može donirati jednak je broju valentnih elektrona i odgovara broju grupe u kojoj se element nalazi. Naboj koji atom dobije nakon što izgubi sve svoje valentne elektrone naziva se najviše oksidaciono stanje atom.

Atomi elemenata koji imaju od 4 do 7 elektrona na vanjskom nivou postižu energetski stabilno stanje ne samo doniranjem elektrona, već i njihovim dodavanjem. Kao rezultat, formira se nivo (.ns 2 p 6) - stabilno stanje inertnog gasa.

Atom koji je dodao elektrone dobija negativanstepenoksidacija– negativni naboj, koji je jednak broju prihvaćenih elektrona.

Z E 0 + ne  Z E - n

Broj elektrona koje atom može dodati jednak je broju (8 –N|), gdje je N broj grupe u kojoj|koja| lociran element (ili broj valentnih elektrona).

Proces dodavanja elektrona atomu je praćen oslobađanjem energije, što se naziva afinitet prema elektronu (Esaffinity,eB).

Elektronska konfiguracija atoma je formula koja pokazuje raspored elektrona u atomu po nivoima i podnivoima. Nakon proučavanja članka, naučit ćete gdje i kako se elektroni nalaze, upoznati se s kvantnim brojevima i moći ćete konstruirati elektronsku konfiguraciju atoma po njegovom broju; na kraju članka nalazi se tabela elemenata.

Zašto proučavati elektronsku konfiguraciju elemenata?

Atomi su kao konstrukcioni set: postoji određeni broj dijelova, oni se međusobno razlikuju, ali dva dijela istog tipa su apsolutno ista. Ali ovaj konstrukcioni set je mnogo zanimljiviji od plastičnog i evo zašto. Konfiguracija se mijenja ovisno o tome tko je u blizini. Na primjer, kisik pored vodika Možda pretvaraju se u vodu, kada su u blizini natrijuma pretvaraju se u plin, a kada su u blizini željeza potpuno ga pretvaraju u rđu. Da bismo odgovorili na pitanje zašto se to događa i predvidjeli ponašanje atoma pored drugog, potrebno je proučiti elektronsku konfiguraciju, o čemu će biti riječi u nastavku.

Koliko je elektrona u atomu?

Atom se sastoji od jezgra i elektrona koji rotiraju oko njega; jezgro se sastoji od protona i neutrona. U neutralnom stanju, svaki atom ima broj elektrona jednak broju protona u njegovom jezgru. Broj protona je označen atomskim brojem elementa, na primjer, sumpor ima 16 protona - 16. element periodnog sistema. Zlato ima 79 protona - 79. element periodnog sistema. Shodno tome, sumpor ima 16 elektrona u neutralnom stanju, a zlato 79 elektrona.

Gdje tražiti elektron?

Posmatranjem ponašanja elektrona izvedeni su određeni obrasci koji su opisani kvantnim brojevima, ukupno ih ima četiri:

Glavni kvantni broj
Orbitalni kvantni broj
Magnetski kvantni broj
Spin kvantni broj

Orbital

Dalje, umjesto riječi orbita, koristit ćemo izraz „orbitala“; orbitala je valna funkcija elektrona; otprilike, to je područje u kojem elektron provodi 90% svog vremena.

N - nivo
L - školjka
M l - orbitalni broj
M s - prvi ili drugi elektron u orbitali

Orbitalni kvantni broj l

Kao rezultat proučavanja elektronskog oblaka, otkrili su da, ovisno o energetskom nivou, oblak ima četiri glavna oblika: lopta, bučice i dva druga, složenija oblika. Po redu povećanja energije, ovi oblici se nazivaju s-, p-, d- i f-ljuska. Svaka od ovih školjki može imati 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) i 7 (na f) orbitala. Orbitalni kvantni broj je ljuska u kojoj se nalaze orbitale. Orbitalni kvantni broj za s,p,d i f orbitale uzima vrijednosti 0,1,2 ili 3, respektivno.

Na s-ljusci je jedna orbitala (L=0) - dva elektrona
Na p-ljusci su tri orbitale (L=1) - šest elektrona
Na d-ljusci je pet orbitala (L=2) - deset elektrona
Na f-ljusci je sedam orbitala (L=3) - četrnaest elektrona

Magnetski kvantni broj m l

Na p-ljusci postoje tri orbitale, označene su brojevima od -L do +L, odnosno za p-ljusku (L=1) postoje orbitale "-1", "0" i "1" . Magnetski kvantni broj je označen slovom m l.

Unutar ljuske, lakše je da se elektroni nalaze na različitim orbitalama, tako da prvi elektroni popune po jedan u svakoj orbitali, a zatim se svakoj doda par elektrona.

Uzmite u obzir d-ljusku:
D-ljuska odgovara vrijednosti L=2, odnosno pet orbitala (-2,-1,0,1 i 2), prvih pet elektrona ispunjava ljusku uzimajući vrijednosti M l =-2, M l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.

Spin kvantni broj m s

Spin je smjer rotacije elektrona oko svoje ose, postoje dva smjera, tako da spinski kvantni broj ima dvije vrijednosti: +1/2 i -1/2. Jedan energetski podnivo može sadržavati samo dva elektrona sa suprotnim spinovima. Spin kvantni broj je označen kao m s

Glavni kvantni broj n

Glavni kvantni broj je nivo energije na ovog trenutka poznato je sedam energetskih nivoa, od kojih je svaki označen arapskim brojem: 1,2,3,...7. Broj školjki na svakom nivou jednak je broju nivoa: jedna školjka je na prvom nivou, dve na drugom, itd.

Elektronski broj

Dakle, svaki elektron se može opisati sa četiri kvantna broja, kombinacija ovih brojeva je jedinstvena za svaki položaj elektrona, uzmite prvi elektron, najniži energetski nivo je N = 1, na prvom nivou postoji jedna ljuska, prva školjka na bilo kom nivou ima oblik lopte (s -shell), tj. L=0, magnetni kvantni broj može uzeti samo jednu vrijednost, M l =0 i spin će biti jednak +1/2. Ako uzmemo peti elektron (u kojem god atomu da se nalazi), tada će glavni kvantni brojevi za njega biti: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Sastav atoma.

Atom se sastoji od atomsko jezgro I elektronska školjka.

Jezgro atoma sastoji se od protona ( p+) i neutroni ( n 0). Većina atoma vodika ima jezgro koje se sastoji od jednog protona.

Broj protona N(p+) jednak je nuklearnom naboju ( Z) i redni broj elementa u prirodnom nizu elemenata (i u periodnom sistemu elemenata).

N(str +) = Z

Zbir neutrona N(n 0), označen jednostavno slovom N, i broj protona Z pozvao maseni broj i označava se slovom A.

A = Z + N

Elektronski omotač atoma sastoji se od elektrona koji se kreću oko jezgra ( e -).

Broj elektrona N(e-) u elektronskoj ljusci neutralnog atoma jednak je broju protona Z u svojoj srži.

Masa protona je približno jednaka masi neutrona i 1840 puta masi elektrona, tako da je masa atoma skoro jednaka masi jezgra.

Oblik atoma je sferičan. Poluprečnik jezgra je približno 100.000 puta manji od radijusa atoma.

Hemijski element- vrsta atoma (kolekcija atoma) sa istim nuklearnim nabojem (sa istim brojem protona u jezgru).

Izotop- skup atoma istog elementa sa istim brojem neutrona u jezgru (ili vrsta atoma sa istim brojem protona i istim brojem neutrona u jezgru).

Različiti izotopi se međusobno razlikuju po broju neutrona u jezgri svojih atoma.

Oznaka pojedinačnog atoma ili izotopa: (E - simbol elementa), na primjer: .

Struktura elektronske ljuske atoma

Atomska orbitala- stanje elektrona u atomu. Simbol za orbitalu je . Svaka orbitala ima odgovarajući elektronski oblak.

Orbitale stvarnih atoma u osnovnom (nepobuđenom) stanju su četiri tipa: s, str, d I f.

Elektronski oblak- dio prostora u kojem se elektron može naći sa vjerovatnoćom od 90 (ili više) posto.

Bilješka: ponekad se pojmovi "atomska orbitala" i "elektronski oblak" ne razlikuju, nazivajući oba "atomska orbitala".

Elektronska ljuska atoma je slojevita. Elektronski sloj formirani od elektronskih oblaka iste veličine. Formiraju se orbitale jednog sloja elektronski („energetski“) nivo, njihove energije su iste za atom vodonika, ali različite za druge atome.

Orbitale istog tipa su grupisane u elektronski (energija) podnivoi:
s-podnivo (sastoji se od jednog s-orbitale), simbol - .
str-podnivo (sastoji se od tri str
d-podnivo (sastoji se od pet d-orbitale), simbol - .
f-podnivo (sastoji se od sedam f-orbitale), simbol - .

Energije orbitala istog podnivoa su iste.

Prilikom označavanja podnivoa, simbolu podnivoa dodaje se broj sloja (elektronskog nivoa), na primjer: 2 s, 3str, 5d znači s-podnivo drugog nivoa, str-podnivo trećeg nivoa, d-podnivo petog nivoa.

Ukupan broj podnivoa na jednom nivou jednak je broju nivoa n. Ukupan broj orbitala na jednom nivou je jednak n 2. Shodno tome, ukupan broj oblaka u jednom sloju je takođe jednak n 2 .

Oznake: - slobodna orbitala (bez elektrona), - orbitala sa nesparenim elektronom, - orbitala sa elektronskim parom (sa dva elektrona).

Redosled kojim elektroni ispunjavaju orbitale atoma određen je sa tri zakona prirode (formulacije su date pojednostavljeno):

1. Princip najmanje energije - elektroni popunjavaju orbitale po rastućoj energiji orbitala.

2. Paulijev princip - ne može biti više od dva elektrona u jednoj orbitali.

3. Hundovo pravilo - unutar podnivoa elektroni prvo popunjavaju prazne orbitale (jednu po jednu), a tek nakon toga formiraju elektronske parove.

Ukupan broj elektrona u elektronskom nivou (ili elektronskom sloju) je 2 n 2 .

Distribucija podnivoa po energiji izražava se na sljedeći način (redom povećanja energije):

1s, 2s, 2str, 3s, 3str, 4s, 3d, 4str, 5s, 4d, 5str, 6s, 4f, 5d, 6str, 7s, 5f, 6d, 7str ...

Ovaj niz je jasno izražen energetskim dijagramom:

Raspodjela elektrona atoma po nivoima, podnivoima i orbitalama (elektronska konfiguracija atoma) može se prikazati kao formula elektrona, energetski dijagram ili, jednostavnije, kao dijagram elektronskih slojeva („elektronski dijagram“).

Primjeri elektronske strukture atoma:

Valentni elektroni- elektroni atoma koji mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza. Za bilo koji atom, to su svi vanjski elektroni plus oni predspoljašnji elektroni čija je energija veća od one vanjskih. Na primjer: atom Ca ima 4 vanjska elektrona s 2, oni su također valentni; atom Fe ima 4 vanjska elektrona s 2 ali on ima 3 d 6, dakle atom gvožđa ima 8 valentnih elektrona. Valentna elektronska formula atoma kalcija je 4 s 2, a atomi gvožđa - 4 s 2 3d 6 .

Periodni sistem hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva
(prirodni sistem hemijskih elemenata)

Periodični zakon hemijskih elemenata(moderna formulacija): svojstva hemijskih elemenata, kao i jednostavnih i složenih supstanci koje oni formiraju, periodično zavise od vrednosti naboja atomskih jezgara.

Periodni sistem- grafički izraz periodnog zakona.

Prirodni niz hemijskih elemenata- niz hemijskih elemenata raspoređenih prema rastućem broju protona u jezgrama njihovih atoma, ili, što je isto, prema rastućem naboju jezgara ovih atoma. Serijski broj elementa u ovom redu jednak broju protona u jezgru bilo kojeg atoma tog elementa.

Tabela hemijskih elemenata je konstruisana tako što se „seče“ prirodni niz hemijskih elemenata periodi(horizontalni redovi tabele) i grupisanja (vertikalne kolone tabele) elemenata sa sličnom elektronskom strukturom atoma.

U zavisnosti od načina na koji kombinujete elemente u grupe, tabela može biti dugog perioda(elementi sa istim brojem i vrstom valentnih elektrona skupljaju se u grupe) i kratak period(elementi sa istim brojem valentnih elektrona skupljaju se u grupe).

Grupe tablica kratkog perioda podijeljene su u podgrupe ( main I strana), koji se podudara sa grupama dugoperiodične tablice.

Svi atomi elemenata istog perioda imaju isti broj elektronskih slojeva, jednak broju perioda.

Broj elemenata u periodima: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Većina elemenata osmog perioda je dobijena umjetno, a posljednji elementi ovog perioda još nisu sintetizirani. Svi periodi osim prvog počinju elementom koji stvara alkalni metal (Li, Na, K, itd.) i završava se elementom koji stvara plemeniti gas (He, Ne, Ar, Kr, itd.).

U tabeli kratkog perioda ima osam grupa, od kojih je svaka podeljena u dve podgrupe (glavnu i sekundarnu), u tabeli dugog perioda ima šesnaest grupa koje su numerisane rimskim brojevima slovima A ili B, za primjer: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupa IA tabele dugog perioda odgovara glavnoj podgrupi prve grupe tabele kratkog perioda; grupa VIIB - sekundarna podgrupa sedme grupe: ostali - slično.

Karakteristike hemijskih elemenata se prirodno menjaju u grupama i periodima.

U periodima (sa povećanjem serijskog broja)

nuklearno punjenje se povećava
povećava se broj vanjskih elektrona,
radijus atoma se smanjuje,
povećava se snaga veze između elektrona i jezgra (jonizacijska energija),
povećava se elektronegativnost,
pojačavaju se oksidacijska svojstva jednostavnih supstanci ("nemetaličnost"),
redukujuća svojstva jednostavnih supstanci slabe ("metaličnost"),
slabi osnovni karakter hidroksida i odgovarajućih oksida,
povećava se kiseli karakter hidroksida i odgovarajućih oksida.

U grupama (sa povećanjem serijskog broja)

nuklearno punjenje se povećava
radijus atoma se povećava (samo u A-grupama),
jačina veze između elektrona i jezgra se smanjuje (energija jonizacije; samo u A-grupama),
smanjuje se elektronegativnost (samo u A-grupama),
slabe oksidaciona svojstva jednostavnih supstanci ("nemetaličnost"; samo u A-grupama),
pojačavaju se redukciona svojstva jednostavnih supstanci ("metaličnost"; samo u A-grupama),
povećava se osnovni karakter hidroksida i odgovarajućih oksida (samo u A-grupama),
slabi kiseli karakter hidroksida i odgovarajućih oksida (samo u A-grupi),
smanjuje se stabilnost vodikovih spojeva (povećava se njihova redukujuća aktivnost; samo u A-grupama).

Zadaci i testovi na temu "Tema 9. "Struktura atoma. Periodični zakon i periodični sistem hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva (PSHE) "."

Periodični zakon - Periodični zakon i struktura atoma 8–9 razredi
Morate znati: zakone punjenja orbitala elektronima (princip najmanje energije, Paulijev princip, Hundovo pravilo), strukturu periodnog sistema elemenata.
Morate biti u stanju da: odredite sastav atoma na osnovu položaja elementa u periodnom sistemu, i obrnuto, da pronađete element u periodnom sistemu, znajući njegov sastav; prikazati dijagram strukture, elektronsku konfiguraciju atoma, jona i, obrnuto, odrediti položaj kemijskog elementa u PSCE iz dijagrama i elektronske konfiguracije; okarakterizirati element i tvari koje on formira prema njegovom položaju u PSCE-u; određuju promjene poluprečnika atoma, svojstva hemijskih elemenata i supstanci koje oni formiraju unutar jednog perioda i jedne glavne podgrupe periodnog sistema.
Primjer 1. Odredite broj orbitala na trećem nivou elektrona. Koje su to orbitale?
Za određivanje broja orbitala koristimo formulu N orbitale = n 2 gdje n- broj nivoa. N orbitale = 3 2 = 9. Jedan 3 s-, tri 3 str- i pet 3 d-orbitale.
Primjer 2. Odredite koji atom atoma ima elektronsku formulu 1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 1 .
Da biste odredili o kojem se elementu radi, morate saznati njegov atomski broj, koji je jednak ukupnom broju elektrona atoma. U ovom slučaju: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ovo je aluminijum.
Nakon što se uvjerite da ste naučili sve što vam je potrebno, nastavite s izvršavanjem zadataka. Želimo vam uspjeh.

Preporučeno čitanje:
- O. S. Gabrielyan i dr. Hemija 11. razred. M., Drfa, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Hemija 11. razred. M., Obrazovanje, 2001.

Napisana je u obliku takozvanih elektronskih formula. U elektronskim formulama, slova s, p, d, f označavaju energetske podnivoe elektrona; Brojevi ispred slova označavaju energetski nivo na kojem se nalazi dati elektron, a indeks u gornjem desnom uglu je broj elektrona u datom podnivou. Da biste sastavili elektronsku formulu atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sistemu i slijediti osnovne principe koji upravljaju raspodjelom elektrona u atomu.

Struktura elektronske ljuske atoma također se može prikazati u obliku dijagrama rasporeda elektrona u energetskim ćelijama.

Za atome željeza ova shema ima sljedeći oblik:

Ovaj dijagram jasno pokazuje implementaciju Hundovog pravila. Na 3d podnivou, maksimalni broj ćelija (četiri) je ispunjen nesparenim elektronima. Slika strukture elektronske ljuske u atomu u obliku elektronskih formula i u obliku dijagrama ne odražava jasno valna svojstva elektrona.

Izmjena i dopuna teksta periodičnog zakona DA. Mendeljejev : svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su zavisnosti od veličine atomskih težina elemenata.

Savremena formulacija periodičnog zakona: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, periodično zavise od veličine naboja jezgra njihovih atoma.

Tako se pokazalo da je pozitivni naboj jezgra (a ne atomska masa) točniji argument o kojem zavise svojstva elemenata i njihovih spojeva.

Valence- Ovo je broj hemijskih veza kojima je jedan atom povezan sa drugim.
Valentne mogućnosti atomi su određeni brojem nesparenih elektrona i prisustvom slobodnih atomskih orbitala na vanjskom nivou. Struktura vanjskih energetskih nivoa atoma kemijskih elemenata uglavnom određuje svojstva njihovih atoma. Stoga se ovi nivoi nazivaju valentnim nivoima. Elektroni ovih nivoa, a ponekad i pred-eksternih nivoa, mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza. Takvi elektroni se također nazivaju valentnim elektronima.

Stehiometrijska valencija hemijski element - ovo je broj ekvivalenata koje dati atom može sebi prikačiti, ili broj ekvivalenata u atomu.

Ekvivalenti su određeni brojem vezanih ili supstituiranih atoma vodika, tako da je stehiometrijska valencija jednaka broju atoma vodika s kojima je dati atom u interakciji. Ali ne djeluju svi elementi slobodno, ali gotovo svi stupaju u interakciju s kisikom, tako da se stehiometrijska valencija može definirati kao dvostruki broj vezanih atoma kisika.

Na primjer, stehiometrijska valencija sumpora u vodikovom sulfidu H 2 S je 2, u oksidu SO 2 - 4, u oksidu SO 3 -6.

Prilikom određivanja stehiometrijske valencije elementa koristeći formulu binarnog spoja, treba se voditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valentnosti svih atoma drugog elementa.

Oksidacijsko stanje Također karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji sa znakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.

1. B jednostavne supstance oksidaciono stanje elemenata je nula.

2. Oksidacijsko stanje fluora u svim jedinjenjima je -1. Preostali halogeni (hlor, brom, jod) sa metalima, vodonikom i drugim elektropozitivnijim elementima takođe imaju oksidaciono stanje -1, ali u jedinjenjima sa više elektronegativnih elemenata imaju pozitivne vrijednosti oksidaciona stanja.

3. Kiseonik u jedinjenjima ima oksidaciono stanje od -2; izuzeci su vodonik peroksid H 2 O 2 i njegovi derivati (Na 2 O 2, BaO 2 itd., u kojima kiseonik ima oksidaciono stanje -1, kao i kiseonik fluorid OF 2, kod kojih je oksidaciono stanje kiseonika je +2.

4. Alkalni elementi (Li, Na, K, itd.) i elementi glavne podgrupe druge grupe periodnog sistema (Be, Mg, Ca itd.) uvek imaju oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. je, +1 i +2, respektivno.

5. Svi elementi treće grupe, osim talija, imaju konstantno oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. +3.

6. Najveće oksidaciono stanje elementa jednako je broju grupe periodnog sistema, a najniže je razlika: broj grupe - 8. Na primjer, najviši stepen oksidacija azota (nalazi se u petoj grupi) je +5 (u azotnoj kiselini i njenim solima), a najniža je -3 (kod amonijaka i soli amonijaka).

7. Oksidacijska stanja elemenata u spoju se međusobno poništavaju tako da je njihov zbir za sve atome u molekulskoj ili neutralnoj formuli nula, a za jon to je njegov naboj.

Ova pravila se mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja nekog elementa u spoju ako su oksidacijska stanja ostalih poznatih i za konstruiranje formula za jedinjenja s više elemenata.

Oksidacijsko stanje (oksidacioni broj) — pomoćna konvencionalna vrijednost za snimanje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija.

Koncept oksidacijskom stanjučesto se koristi u neorganska hemija umjesto koncepta valence. Oksidacijsko stanje atoma je jednako numeričkoj vrijednosti električnog naboja dodijeljenog atomu, pod pretpostavkom da su vezni elektronski parovi potpuno pristrasni prema više elektronegativnih atoma (to jest, pod pretpostavkom da se spoj sastoji samo od jona).

Oksidacijski broj odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirali na neutralni atom, ili oduzeti od negativnog iona da bi se oksidirali u neutralni atom:

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Svojstva elemenata, u zavisnosti od strukture elektronske ljuske atoma, variraju prema periodima i grupama periodnog sistema. Budući da su u nizu analognih elemenata elektronske strukture samo slične, ali ne i identične, onda se pri prelasku s jednog elementa u grupi na drugi za njih ne opaža jednostavno ponavljanje svojstava, već njihova manje-više jasno izražena prirodna promjena. .

Hemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da izgubi ili dobije elektrone. Ova sposobnost je kvantificirana vrijednostima energija jonizacije i afiniteta prema elektronima.

Energija jonizacije (E i) je minimalna količina energije potrebna za apstrakciju i potpuno uklanjanje elektrona iz atoma u gasnoj fazi pri T = 0

K bez prijenosa kinetičke energije na oslobođeni elektron sa transformacijom atoma u pozitivno nabijeni ion: E + Ei = E+ + e-. Energija jonizacije je pozitivna veličina i ima najniže vrijednosti za atome alkalnih metala i najveću za atome plemenitih plinova.

Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbuje kada se atomu doda elektron u gasnoj fazi pri T = 0

K s transformacijom atoma u negativno nabijeni ion bez prijenosa kinetičke energije na česticu:

E + e- = E- + Ee.

Halogeni, posebno fluor, imaju maksimalan afinitet prema elektronu (Ee = -328 kJ/mol).

Vrijednosti Ei i Ee izražene su u kilodžulima po molu (kJ/mol) ili u elektron voltima po atomu (eV).

Sposobnost vezanog atoma da pomiče elektrone hemijskih veza prema sebi, povećavajući gustinu elektrona oko sebe naziva se elektronegativnost.

Ovaj koncept je u nauku uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačen simbolom ÷ i karakterizira tendenciju datog atoma da dodaje elektrone kada formira hemijsku vezu.

Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma procjenjuje se polovinom sume energija jonizacije i afiniteta prema elektronu slobodnih atoma = (Ee + Ei)/2

U periodima postoji opšta tendencija povećanja energije ionizacije i elektronegativnosti sa povećanjem naboja atomskog jezgra; u grupama ove vrijednosti opadaju sa povećanjem atomskog broja elementa.

Treba naglasiti da elementu ne može biti pripisana konstantna vrijednost elektronegativnosti, jer ona ovisi o mnogim faktorima, posebno o valentnom stanju elementa, vrsti spoja u koji je uključen, te broju i vrsti susjednih atoma. .

Atomski i jonski radijusi. Veličine atoma i iona određuju se veličinama elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim konceptima, elektronska ljuska nema striktno definisane granice. Stoga se radijus slobodnog atoma ili jona može uzeti kao teoretski izračunata udaljenost od jezgra do položaja glavnog maksimuma gustoće vanjskih elektronskih oblaka. Ova udaljenost se naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste radijusi atoma i jona u spojevima, izračunati na osnovu eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju razlikuju se kovalentni i metalni radijusi atoma.

Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgra atoma elementa je periodične prirode. U periodima, kako se atomski broj povećava, radijusi imaju tendenciju smanjenja. Najveći pad je tipičan za elemente kratkih perioda, jer je njihov vanjski elektronski nivo ispunjen. U velikim periodima u porodicama d- i f-elemenata, ova promjena je manje oštra, jer se u njima punjenje elektrona događa u pred-vanjskom sloju. U podgrupama se radijusi atoma i jona istog tipa općenito povećavaju.

Periodični sistem elemenata je jasan primjer manifestacije različitih vrsta periodičnosti u svojstvima elemenata, koja se promatra horizontalno (u periodu slijeva na desno), vertikalno (u grupi, na primjer, od vrha do dna ), dijagonalno, tj. neka svojstva atoma se povećavaju ili smanjuju, ali periodičnost ostaje.

U periodu s lijeva na desno (→) povećavaju se oksidacijska i nemetalna svojstva elemenata, a smanjuju redukcijska i metalna svojstva. Dakle, od svih elemenata perioda 3, natrijum će biti najaktivniji metal i najjači redukcioni agens, a hlor će biti najjači oksidant.

Hemijska veza- Ovo je međusobna povezanost atoma u molekuli, odnosno kristalnoj rešetki, kao rezultat djelovanja električnih sila privlačenja između atoma.

Ovo je interakcija svih elektrona i svih jezgara, što dovodi do formiranja stabilnog, poliatomskog sistema (radikal, molekularni jon, molekul, kristal).

Hemijske veze izvode valentni elektroni. Prema modernim konceptima, hemijska veza je elektronske prirode, ali se odvija na različite načine. Dakle, postoje tri glavne vrste hemijskih veza: kovalentni, jonski, metalni.Nastaje između molekula vodikova veza, i desiti se van der Waalsove interakcije.

Glavne karakteristike hemijske veze uključuju:

- dužina veze - Ovo je međunuklearna udaljenost između kemijski vezanih atoma.

Zavisi od prirode atoma u interakciji i višestrukosti veze. Kako se višestrukost povećava, dužina veze se smanjuje i, posljedično, njena snaga se povećava;

- višestrukost veze određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Kako se višestrukost povećava, energija vezivanja se povećava;

- spojni ugao- ugao između zamišljenih pravih linija koje prolaze kroz jezgra dva hemijski međusobno povezana susedna atoma;

Energija veze E SV - to je energija koja se oslobađa tokom formiranja date veze i troši na njeno kidanje, kJ/mol.

Kovalentna veza - Hemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona između dva atoma.

Objašnjenje hemijske veze pojavom zajedničkih elektronskih parova između atoma činilo je osnovu spinove teorije valencije, čiji je alat metoda valentne veze (MVS) , koji je otkrio Lewis 1916. Za kvantnomehanički opis hemijskih veza i strukture molekula, koristi se još jedna metoda - molekularna orbitalna metoda (MMO) .

Metoda valentne veze

Osnovni principi formiranja hemijskih veza korišćenjem MBC:

1. Hemijsku vezu formiraju valentni (nespareni) elektroni.

2. Elektroni sa antiparalelnim spinovima koji pripadaju dva različita atoma postaju uobičajeni.

3. Hemijska veza nastaje samo ako, kada se dva ili više atoma približe jedan drugom, ukupna energija sistema opada.

4. Glavne sile koje djeluju u molekulu su električnog, kulonovskog porijekla.

5. Što je jača veza, to se više preklapaju elektronski oblaci koji djeluju u interakciji.

Postoje dva mehanizma za formiranje kovalentnih veza:

Mehanizam razmjene. Veza se formira deljenjem valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru:

Rice. 7. Mehanizam razmjene za formiranje kovalentnih veza: A- nepolarni; b- polarni

Donorsko-akceptorski mehanizam. Jedan atom (donor) daje par elektrona, a drugi atom (akceptor) daje praznu orbitalu za taj par.

veze, obrazovan prema mehanizmu donor-akceptor, pripadaju kompleksna jedinjenja

Rice. 8. Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

Kovalentna veza ima određene karakteristike.

Zasićenost - svojstvo atoma da formiraju strogo određen broj kovalentnih veza. Zbog zasićenosti veza, molekuli imaju određeni sastav.

Usmjerenost - t . e. veza se formira u pravcu maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja povezuje centre atoma koji formiraju vezu, razlikuju se: σ i π (slika 9): σ-veza - nastala preklapanjem AO duž linije koja povezuje centre atoma u interakciji; π veza je veza koja se javlja u smjeru ose okomite na pravu liniju koja povezuje jezgra atoma. Smjer veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik.

hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala pri formiranju kovalentne veze kako bi se postiglo efikasnije orbitalno preklapanje. Hemijska veza nastala uz učešće elektrona hibridnih orbitala je jača od veze sa učešćem elektrona nehibridnih s- i p-orbitala, jer dolazi do više preklapanja. Razlikuju se sljedeće vrste hibridizacije (slika 10, tabela 31): sp hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične “hibridne” orbitale, ugao između njihovih osa je 180°. Molekuli u kojima se javlja sp-hibridizacija imaju linearnu geometriju (BeCl 2).

sp 2 hibridizacija- jedna s-orbitala i dvije p-orbitale pretvaraju se u tri identične “hibridne” orbitale, ugao između njihovih osa je 120°. Molekuli u kojima se javlja sp 2 hibridizacija imaju ravnu geometriju (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hibridizacija- jedna s-orbitala i tri p-orbitale se transformišu u četiri identične “hibridne” orbitale, čiji je ugao između osa 109°28". Molekuli u kojima dolazi do sp 3 hibridizacije imaju tetraedarsku geometriju (CH 4 , NH 3).

Rice. 10. Vrste hibridizacije valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp 2 - hibridizacija valentnih orbitala; V - sp 3-hibridizacija valentnih orbitala