Elektronska strukturna formula fluora. Katalog kemijskih datoteka

Otkrijmo kako napisati elektroničku formulu kemijskog elementa. Ovo je pitanje važno i relevantno, jer daje ideju ne samo o strukturi, već io navodnom fizičkom i kemijska svojstva dotični atom.

Pravila kompilacije

Da bi se sastavila grafička i elektronička formula kemijskog elementa, potrebno je imati predodžbu o teoriji strukture atoma. Za početak, postoje dvije glavne komponente atoma: jezgra i negativni elektroni. Jezgra uključuje neutrone, koji nemaju naboj, kao i protone, koji imaju pozitivan naboj.

Raspravljajući o tome kako sastaviti i odrediti elektroničku formulu kemijskog elementa, napominjemo da je za pronalaženje broja protona u jezgri potreban periodični sustav Mendelejeva.

Broj elementa po redu odgovara broju protona u njegovoj jezgri. Broj perioda u kojem se nalazi atom karakterizira broj energetskih slojeva na kojima se nalaze elektroni.

Da bi se odredio broj neutrona bez električno punjenje, potrebno je od vrijednosti relativne mase atoma elementa oduzeti njegov redni broj (broj protona).

Uputa

Da biste razumjeli kako sastaviti elektroničku formulu kemijskog elementa, razmotrite pravilo za punjenje podrazina negativnim česticama koje je formulirao Klechkovsky.

Ovisno o količini slobodne energije koju imaju slobodne orbitale, sastavlja se serija koja karakterizira slijed popunjavanja razina elektronima.

Svaka orbitala sadrži samo dva elektrona, koji su raspoređeni u antiparalelnim spinovima.

Da bi se izrazila struktura elektronskih ljuski koriste se grafičke formule. Kako izgledaju elektronske formule atoma? kemijski elementi? Kako napraviti grafičke opcije? Ova su pitanja uključena u školski tečaj kemije, pa ćemo se detaljnije zadržati na njima.

Postoji određena matrica (osnova) koja se koristi pri sastavljanju grafičkih formula. S-orbitalu karakterizira samo jedna kvantna ćelija, u kojoj se dva elektrona nalaze jedan nasuprot drugome. Oni su grafički označeni strelicama. Za p orbitalu prikazane su tri ćelije, svaka također sadrži dva elektrona, deset elektrona nalazi se na d orbitali, a f je ispunjena s četrnaest elektrona.

Primjeri sastavljanja elektroničkih formula

Nastavimo razgovor o tome kako sastaviti elektroničku formulu kemijskog elementa. Na primjer, trebate napraviti grafičku i elektroničku formulu za element mangan. Prvo, definirajmo položaj dati element u periodnom sustavu. Ima atomski broj 25, tako da u atomu ima 25 elektrona. Mangan je element četvrtog perioda, dakle ima četiri energetske razine.

Kako napisati elektroničku formulu kemijskog elementa? Zapisujemo znak elementa, kao i njegov redni broj. Koristeći pravilo Klečkovskog, elektrone raspoređujemo po energetskim razinama i podrazinama. Redom ih raspoređujemo na prvu, drugu i treću razinu, upisujući dva elektrona u svaku ćeliju.

Zatim ih zbrojimo, dobivamo 20 komada. Tri razine potpuno su ispunjene elektronima, a na četvrtoj ostaje samo pet elektrona. S obzirom da svaka vrsta orbitale ima svoju rezervu energije, preostale elektrone raspoređujemo na 4s i 3d podrazine. Kao rezultat toga, gotova elektronska grafička formula za atom mangana ima sljedeći oblik:

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

Praktična vrijednost

Uz pomoć elektronskih grafičkih formula jasno se vidi broj slobodnih (nesparenih) elektrona koji određuju valenciju određenog kemijskog elementa.

Nudimo generalizirani algoritam radnji, uz pomoć kojeg možete sastaviti elektroničke grafičke formule bilo kojeg atoma koji se nalazi u periodnom sustavu.

Prvi korak je određivanje broja elektrona pomoću periodnog sustava. Broj razdoblja označava broj energetskih razina.

Pripadnost određenoj skupini povezana je s brojem elektrona koji se nalaze na vanjskoj energetskoj razini. Razine su podijeljene na podrazine, popunjene u skladu s pravilom Klechkovsky.

Zaključak

Da bi se odredile valentne sposobnosti bilo kojeg kemijskog elementa koji se nalazi u periodnom sustavu, potrebno je sastaviti elektrografsku formulu njegovog atoma. Gornji algoritam omogućit će vam da se nosite sa zadatkom, odredite moguću kemijsku i fizička svojstva atom.

Uvjetna slika raspodjele elektrona u elektronskom oblaku po razinama, podrazinama i orbitalama naziva se elektronska formula atoma.

Pravila na temelju|na temelju| koji | koji | našminkati | predati | elektronske formule

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

2. pravilo Klečkovskog: raspodjela elektrona po razinama i podrazinama elektronskog oblaka odvija se uzlaznim redoslijedom zbroja glavnog i orbitalnog kvantnog broja (n + 1). U slučaju jednakosti vrijednosti (n + 1), prvi se popunjava podrazina koja 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 razine n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbitalni 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 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 tablicu br. 2.

3. Hundovo pravilo: kada su popunjene orbitale jednog podrazina niži nivo energija odgovara rasporedu elektrona s paralelnim spinovima.

Izrada|Dostavljanje| elektronske formule

Potencijalni red: 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

Narudžba za popunjavanje 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.

Elektronska formula

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

Informativnost elektroničkih formula

1. Položaj elementa u periodi|periodi| sustav.

2. Mogući stupnjevi| oksidacija elementa.

3. Kemijska priroda elementa.

4. Sastav|skladište| i spojna svojstva elementa.

Položaj elementa u periodici|Periodičko|Sustav D. I. Mendeljejeva:

a) broj razdoblja, u kojem se element nalazi, odgovara broju razina na kojima se nalaze elektroni;

b) broj grupe, kojoj ovaj element pripada, jednak je zbroju valentnih elektrona. Valentni elektroni za atome s- i p-elemenata su elektroni vanjske razine; za d-elemente to su elektroni vanjske razine i nepopunjene podrazine prethodne razine.

u) elektronička obitelj određuje se simbolom podrazine na koju ulazi zadnji elektron (s-, p-, d-, f-).

G) podskupina određuje se pripadnošću elektroničkoj obitelji: s - i p - elementi zauzimaju glavne podskupine, a d - elementi - sekundarne, f - elementi zauzimaju zasebne odjeljke u donjem dijelu periodnog sustava (aktinoidi i lantanidi).

2. Mogući stupnjevi| oksidacija elementa.

Oksidacijsko stanje je naboj koji atom dobiva kada daje ili dobiva elektrone.

Atomi koji doniraju elektrone dobivaju pozitivan naboj, koji je jednak broju doniranih elektrona (naboj elektrona (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Atom koji je donirao elektrone postaje kation(pozitivno nabijeni ion). Proces odvajanja elektrona od atoma naziva se proces ionizacije. Energija potrebna za odvijanje tog procesa naziva se energija ionizacije ( Eion, eB).

Prvi se od atoma odvajaju elektroni vanjske razine koji u orbitali nemaju par – nespareni. U prisutnosti slobodnih orbitala unutar iste razine, pod djelovanjem vanjske energije, elektroni koji su formirali parove na ovoj razini su nespareni, a zatim se svi zajedno razdvajaju. Proces rasparivanja, koji se javlja kao rezultat apsorpcije dijela energije od strane jednog od elektrona para i njegovog prijelaza na najvišu podrazinu, naziva se proces uzbuđenja.

Najveći broj elektrona koje atom može donirati jednak je broju valentnih elektrona i odgovara broju skupine u kojoj se element nalazi. Naboj koji atom dobije nakon što izgubi sve valentne elektrone naziva se najveći stupanj oksidacije atom.

Nakon otpusta|razrješenja| valentna razina vanjski postaje|postaje| razina koja|što| prethodna valencija. Ovo je razina potpuno ispunjena elektronima, i stoga | i stoga | energetski otporan.

Atomi elemenata koji imaju od 4 do 7 elektrona na vanjskoj razini postižu energetski stabilno stanje ne samo odricanjem elektrona, već i njihovim dodavanjem. Kao rezultat toga nastaje razina (.ns 2 p 6) - stabilno stanje inertnog plina.

Atom koji ima vezane elektrone stječe negativanstupanjoksidacija- negativan naboj, koji je jednak broju primljenih elektrona.

Z E 0 + ne  Z E - n

Broj elektrona koje atom može vezati jednak je broju (8 –N|), gdje je N broj skupine u kojoj|što| element se nalazi (ili broj valentnih elektrona).

Proces vezivanja elektrona za atom prati oslobađanje energije, koja se naziva c afinitet prema elektronu (Esrodship,eV).

Elektronička konfiguracija atoma je formula koja prikazuje raspored elektrona u atomu po razinama i podrazinama. Nakon proučavanja članka saznat ćete gdje i kako se nalaze elektroni, upoznati se s kvantnim brojevima i moći izgraditi elektroničku konfiguraciju atoma po njegovom broju, na kraju članka nalazi se tablica elemenata.

Zašto proučavati elektroničku konfiguraciju elemenata?

Atomi su poput konstruktora: postoji određeni broj dijelova, međusobno se razlikuju, ali dva dijela iste vrste potpuno su ista. Ali ovaj konstruktor puno je zanimljiviji od onog plastičnog, a evo i zašto. Konfiguracija se mijenja ovisno o tome tko je u blizini. Na primjer, kisik pored vodika može biti pretvoriti u vodu, pored natrija u plin, a biti pored željeza potpuno ga pretvara u rđu. Da bismo odgovorili na pitanje zašto se to događa i predvidjeli ponašanje jednog atoma pored drugog, potrebno je proučiti elektroničku konfiguraciju, o čemu će biti riječi u nastavku.

Koliko elektrona ima atom?

Atom se sastoji od jezgre i elektrona koji kruže oko nje, jezgra se sastoji od protona i neutrona. U neutralnom stanju svaki atom ima isti broj elektrona kao i broj protona u njegovoj jezgri. Broj protona označavao se rednim brojem elementa, npr. sumpor ima 16 protona - 16. element periodnog sustava. Zlato ima 79 protona - 79. element periodnog sustava elemenata. Prema tome, u sumporu u neutralnom stanju ima 16 elektrona, a u zlatu 79 elektrona.

Gdje tražiti elektron?

Promatrajući ponašanje elektrona, izvedeni su određeni obrasci koji su opisani kvantnim brojevima, a ima ih ukupno četiri:

• Glavni kvantni broj
• Orbitalni kvantni broj
• Magnetski kvantni broj
• Spinski kvantni broj

Orbitalni

Dalje, umjesto riječi orbita koristit ćemo termin "orbitala", orbitala je valna funkcija elektrona, otprilike - to je područje u kojem elektron provodi 90% vremena.

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

Orbitalni kvantni broj l

Kao rezultat proučavanja elektronskog oblaka, utvrđeno je da, ovisno o razini energije, oblak ima četiri glavna oblika: loptu, bučice i druga dva, složenija. U uzlaznom redoslijedu energije, ti se oblici nazivaju s-, p-, d- i f-ljuske. Svaka od ovih ljuski može imati 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) i 7 (na f) orbitala. Orbitalni kvantni broj je ljuska na kojoj se nalaze orbitale. Orbitalni kvantni broj za s, p, d i f orbitale, redom, ima vrijednosti 0, 1, 2 ili 3.

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

Magnetski kvantni broj m l

Na p-ljusci postoje tri orbitale, one se označavaju brojevima od -L do +L, odnosno za p-ljusku (L=1) postoje orbitale "-1", "0" i "1" . Magnetski kvantni broj označava se slovom m l .

Unutar ljuske elektroni se lakše nalaze u različitim orbitalama, tako da prvi elektroni ispunjavaju po jedan za svaku orbitalu, a zatim se u svaku dodaje njezin par.

Razmotrimo 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, Ml =-1, Ml =0, Ml =1, Ml =2.

Spinski kvantni broj m s

Spin je smjer rotacije elektrona oko svoje osi, postoje dva smjera, pa kvantni broj spina ima dvije vrijednosti: +1/2 i -1/2. Samo dva elektrona suprotnih spinova mogu biti na istoj energetskoj podrazini. Spinski kvantni broj označava se m s

Glavni kvantni broj n

Glavni kvantni broj je razina energije na kojoj ovaj trenutak poznato je sedam energetskih razina, a svaka je označena arapskim brojem: 1,2,3, ... 7. Broj školjki na svakoj razini jednak je broju razine: jedna je školjka na prvoj razini, dvije na drugoj i tako dalje.

Elektronski broj

Dakle, svaki elektron se može opisati s četiri kvantna broja, kombinacija tih brojeva je jedinstvena za svaku poziciju elektrona, uzmimo prvi elektron, najniža razina energije je N=1, jedna ljuska se nalazi na prvoj razini, prva ljuska na bilo kojoj razini ima oblik lopte (s -ljuska), tj. L=0, magnetski kvantni broj može poprimiti samo jednu vrijednost, M l =0 i spin će biti jednak +1/2. Ako uzmemo peti elektron (u kojem god atomu bio), tada će glavni kvantni brojevi za njega biti: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Sastav atoma.

Atom se sastoji od atomska jezgra i elektronska ljuska.

Jezgra atoma sastoji se od protona ( p+) i neutroni ( n 0). Većina atoma vodika ima jednu protonsku jezgru.

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

N(str +) = Z

Zbroj broja neutrona N(n 0), označen jednostavno slovom N, i broj protona Z nazvao maseni broj a označen je slovom I.

A = Z + N

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

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

Masa protona približno je jednaka masi neutrona i 1840 puta veća od mase elektrona, pa je masa atoma praktički jednaka masi jezgre.

Oblik atoma je sferičan. Polumjer jezgre je oko 100 000 puta manji od polumjera atoma.

Kemijski element- vrsta atoma (skup atoma) s istim nabojem jezgre (s istim brojem protona u jezgri).

Izotop- skup atoma jednog elementa s istim brojem neutrona u jezgri (ili vrsta atoma s istim brojem protona i istim brojem neutrona u jezgri).

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

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

Građa elektronske ljuske atoma

atomska orbitala je stanje elektrona u atomu. Simbol orbite - . Svaka orbitala odgovara elektronskom oblaku.

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

elektronski oblak- dio prostora u kojem se može naći elektron s vjerojatnošću od 90 (ili više) posto.

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

Elektronski omotač atoma je slojevit. Elektronički sloj formirani od elektronskih oblaka iste veličine. Orbitale jednog sloja tvore elektronska ("energetska") razina, njihove su energije iste za atom vodika, ali različite za ostale atome.

Orbitale iste razine grupirane su u elektronički (energetski) podrazine:
s- podrazina (sastoji se od jedne s-orbitale), simbol - .
str podrazina (sastoji se od tri str
d podrazina (sastoji se od pet d-orbitale), simbol - .
f podrazina (sastoji se od sedam f-orbitale), simbol - .

Energije orbitala istog podrazina su iste.

Kod označavanja podrazina simbolu podrazine dodaje se broj sloja (elektronička razina), na primjer: 2 s, 3str, 5d sredstva s- podrazina druge razine, str- podrazina treće razine, d- podrazina pete razine.

Ukupan broj podrazina u jednoj razini jednak je broju razine n. Ukupan broj orbitala u jednoj razini je n 2. Sukladno tome, ukupan broj oblaka u jednom sloju je također n 2 .

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

Redoslijed kojim elektroni ispunjavaju orbitale atoma određen je s tri zakona prirode (formulacije su dane na pojednostavljen način):

1. Načelo najmanje energije - elektroni ispunjavaju orbitale redoslijedom povećanja energije orbitala.

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

3. Hundovo pravilo - unutar podrazine elektroni prvo ispunjavaju slobodne orbitale (jedan po jedan), a tek nakon toga formiraju elektronske parove.

Ukupan broj elektrona u elektronskoj razini (ili u elektroničkom sloju) je 2 n 2 .

Distribucija podrazina po energiji je izražena sljedeće (prema rastućoj energiji):

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

Vizualno, ovaj niz je izražen energetskim dijagramom:

Raspodjela elektrona atoma po razinama, podrazinama i orbitalama (elektronička konfiguracija atoma) može se prikazati kao elektronička formula, energetski dijagram ili, jednostavnije, kao dijagram elektroničkih slojeva ("elektronički dijagram") .

Primjeri elektroničke strukture atoma:

valentni elektroni- elektroni atoma koji mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza. Za svaki atom, to su svi vanjski elektroni plus oni predvanjski elektroni čija je energija veća od energije vanjskih. Na primjer: atom Ca ima 4 vanjska elektrona s 2, oni su također valentni; atom Fe ima vanjske elektrone - 4 s 2 ali on ima 3 d 6, dakle atom željeza ima 8 valentnih elektrona. Valentna elektronska formula atoma kalcija je 4 s 2, a atomi željeza - 4 s 2 3d 6 .

Periodni sustav kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva
(prirodni sustav kemijskih elemenata)

Periodički zakon kemijskih elemenata(suvremena formulacija): svojstva kemijskih elemenata, kao i jednostavnih i složenih tvari koje oni tvore, u periodičnoj su ovisnosti o vrijednosti naboja iz atomskih jezgri.

Periodni sustav- grafički izraz periodičkog zakona.

Prirodni niz kemijskih elemenata- niz kemijskih elemenata, poredanih prema porastu broja protona u jezgrama njihovih atoma, ili, što je isto, prema porastu naboja jezgri tih atoma. Redni broj elementa u ovom redu jednak je broju protona u jezgri bilo kojeg atoma tog elementa.

Tablica kemijskih elemenata konstruirana je "rezanjem" prirodnog niza kemijskih elemenata razdoblja(vodoravni redovi tablice) i grupiranja (okomiti stupci tablice) elemenata sa sličnom elektronskom strukturom atoma.

Ovisno o tome kako su elementi kombinirani u skupine, tablica može biti dugo razdoblje(elementi s istim brojem i vrstom valentnih elektrona skupljaju se u skupine) i kratkoročni(elementi s istim brojem valentnih elektrona skupljaju se u skupine).

Skupine kratkoperiodične tablice podijeljene su u podskupine ( glavni i nuspojave), podudarajući se sa skupinama dugoperiodične tablice.

Svi atomi elemenata iste periode imaju isti broj elektronskih slojeva, jednak broju periode.

Broj elemenata u razdobljima: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Većina elemenata osmog razdoblja dobivena je umjetno, posljednji elementi ovog razdoblja još nisu sintetizirani. Sva razdoblja osim prvog počinju elementom koji tvori alkalni metal (Li, Na, K itd.) i završavaju elementom koji tvori plemeniti plin (He, Ne, Ar, Kr itd.).

U kratkoj periodičnoj tablici - osam skupina, od kojih je svaka podijeljena u dvije podskupine (glavnu i sporednu), u dugoj periodičnoj tablici - šesnaest skupina, koje su numerirane rimskim brojevima slovima A ili B, na primjer: IA, IIIB, VIA, VIIB. Skupina IA duge periodne tablice odgovara glavnoj podskupini prve skupine kratke periodne tablice; skupina VIIB - sekundarna podskupina sedme skupine: ostatak - slično.

Svojstva kemijskih elemenata prirodno se mijenjaju u skupinama i periodima.

U razdobljima (s rastućim rednim brojem)

• povećava se nuklearni naboj
• povećava se broj vanjskih elektrona,
• radijus atoma se smanjuje,
• povećava se snaga veze elektrona s jezgrom (energija ionizacije),
• povećava se elektronegativnost.
• pojačana su oksidacijska svojstva jednostavnih tvari ("nemetalnost"),
• redukcijska svojstva jednostavnih tvari ("metalnost") slabe,
• slabi osnovni karakter hidroksida i odgovarajućih oksida,
• povećava se kiseli karakter hidroksida i odgovarajućih oksida.

U grupama (s rastućim rednim brojem)

• povećava se nuklearni naboj
• radijus atoma se povećava (samo u A-skupinama),
• smanjuje se jakost veze između elektrona i jezgre (energija ionizacije; samo u A-skupinama),
• smanjuje se elektronegativnost (samo u A-skupinama),
• oslabiti oksidacijska svojstva jednostavnih tvari ("nemetalnost"; samo u A-skupinama),
• pojačana su redukcijska svojstva jednostavnih tvari ("metalnost"; samo u A-skupinama),
• povećava se bazičnost hidroksida i odgovarajućih oksida (samo u A-skupinama),
• kiselost hidroksida i odgovarajućih oksida slabi (samo u A-skupinama),
• smanjuje se stabilnost vodikovih spojeva (povećava se njihova redukcijska aktivnost; samo u A-skupinama).

Zadaci i testovi na temu "Tema 9. "Građa atoma. Periodni zakon i periodni sustav kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva (PSCE)"."

• Periodični zakon - Periodički zakon i građa atoma 8.–9
  Treba znati: zakonitosti popunjavanja orbitala elektronima (princip najmanje energije, Paulijev princip, Hundovo pravilo), građu periodnog sustava elemenata.

  Trebali biste moći: odrediti sastav atoma prema položaju elementa u periodnom sustavu i, obrnuto, pronaći element u periodnom sustavu, poznavajući njegov sastav; prikazati strukturni dijagram, elektronsku konfiguraciju atoma, iona i, obrnuto, odrediti položaj kemijskog elementa u PSCE iz dijagrama i elektronske konfiguracije; karakterizirati element i tvari koje tvori prema položaju u PSCE-u; odrediti promjene polumjera atoma, svojstava kemijskih elemenata i tvari koje oni tvore unutar jedne periode i jedne glavne podskupine periodnog sustava.

  Primjer 1 Odredite broj orbitala u trećoj elektroničkoj razini. Koje su to orbitale?
  Za određivanje broja orbitala koristimo formulu N orbitale = n 2, gdje n- broj razine. N orbitale = 3 2 = 9. Jedan 3 s-, tri 3 str- i pet 3 d-orbitale.

  Primjer 2 Odredi atom kojeg elementa ima elektronsku formulu 1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 1 .
  Da biste odredili o kojem se elementu radi potrebno je saznati njegov redni broj koji je jednak ukupnom broju elektrona u atomu. U ovom slučaju: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ovo je aluminij.

  Nakon što ste se uvjerili da ste naučili sve što trebate, prijeđite na zadatke. Želimo vam uspjeh.

  
  Preporučena literatura:
  • O. S. Gabrielyan i dr. Kemija, 11. razred. M., Droplja, 2002.;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemija 11 stanica. M., Obrazovanje, 2001.

Zapisan je u obliku tzv. elektroničkih formula. U elektroničkim formulama slova s, p, d, f označavaju energetske podrazine elektrona; brojevi ispred slova označavaju energetsku razinu u kojoj se nalazi dati elektron, a indeks gore desno je broj elektrona u toj podrazini. Da bi se sastavila elektronska formula atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sustavu i ispuniti osnovne odredbe koje uređuju raspodjelu elektrona u atomu.

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

Za atome željeza takva shema ima sljedeći oblik:

Ovaj dijagram jasno prikazuje primjenu Hundovog pravila. Na 3d podrazini najveći broj stanica (četiri) ispunjen je nesparenim elektronima. Slika strukture elektronske ljuske u atomu u obliku elektroničkih formula i u obliku dijagrama ne odražava jasno valna svojstva elektrona.

Tekst periodičnog zakona s izmjenama i dopunama DA. Mendeljejev : svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su ovisnosti o veličini atomskih težina elemenata.

Moderna formulacija periodnog zakona: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, u periodičnoj su ovisnosti o veličini naboja jezgre njihovih atoma.

Tako se pozitivni naboj jezgre (a ne atomska masa) pokazao kao točniji argument o kojem ovise svojstva elemenata i njihovih spojeva.

Valencija- je broj kemijskih veza kojima je jedan atom vezan na drugi.
Mogućnosti valencije atomi su određeni brojem nesparenih elektrona i prisutnošću slobodnih atomskih orbitala na vanjskoj razini. Struktura vanjskih energetskih razina atoma kemijskih elemenata uglavnom određuje svojstva njihovih atoma. Stoga se te razine nazivaju valentnim razinama. Elektroni tih razina, a ponekad i predvanjskih razina, mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza. Takvi se elektroni nazivaju i valentni elektroni.

Stehiometrijska valencija kemijski element - je broj ekvivalenata koje dati atom može pričvrstiti na sebe, ili je broj ekvivalenata u atomu.

Ekvivalenti su određeni brojem vezanih ili supstituiranih atoma vodika, stoga je stehiometrijska valencija jednaka broju atoma vodika s kojima taj atom stupa u interakciju. Ali ne međusobno djeluju svi elementi slobodno, ali gotovo sve stupa u interakciju s kisikom, pa 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.

Pri određivanju stehiometrijske valencije elementa prema formuli binarnog spoja treba se voditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valenciji svih atoma drugog elementa.

Oksidacijsko stanje isti karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji s predznakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.

1. Ulaz jednostavne tvari stupanj oksidacije elemenata je nula.

2. Oksidacijsko stanje fluora u svim spojevima je -1. Ostali halogeni (klor, brom, jod) s metalima, vodikom i drugim elektropozitivnijim elementima također imaju oksidacijsko stanje -1, ali u spojevima s više elektronegativnih elemenata imaju pozitivne vrijednosti stupnjevi oksidacije.

3. Kisik u spojevima ima oksidacijski stupanj -2; izuzetak su vodikov peroksid H 2 O 2 i njegovi derivati ​​(Na 2 O 2, BaO 2 i dr., u kojima kisik ima oksidacijsko stanje -1, kao i kisikov fluorid OF 2, u kojem je oksidacijsko stanje kisika je +2.

4. Alkalni elementi (Li, Na, K itd.) i elementi glavne podskupine druge skupine periodnog sustava (Be, Mg, Ca itd.) uvijek imaju oksidacijsko stanje jednako broju skupine, tj. je, +1 i +2, respektivno.

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

6. Najviše oksidacijsko stanje elementa jednako je broju skupine periodnog sustava, a najniže je razlika: broj skupine - 8. Npr. najviši stupanj oksidacija dušika (nalazi se u petoj skupini) je +5 (kod dušične kiseline i njezinih soli), a najniža je -3 (kod amonijaka i amonijevih soli).

7. Oksidacijska stanja elemenata u spoju međusobno se kompenziraju tako da je njihov zbroj za sve atome u molekuli ili neutralnoj formulskoj jedinici jednak nuli, a za ion - njegov naboj.

Ova se pravila mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja elementa u spoju, ako su poznata oksidacijska stanja ostalih, te za formuliranje spojeva s više elemenata.

Stupanj oksidacije (oksidacijski broj,) — pomoćna uvjetna vrijednost za bilježenje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija.

koncept oksidacijsko stanječesto se koristi u anorganska kemija umjesto pojma valencija. Oksidacijsko stanje atoma jednako je numeričkoj vrijednosti električnog naboja pripisanog atomu, uz pretpostavku da su elektronski parovi koji provode vezu potpuno usmjereni prema više elektronegativnih atoma (to jest, na temelju pretpostavke da se spoj sastoji samo od iona).

Oksidacijsko stanje odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirao u neutralni atom, ili uzeti od negativnog iona da bi se oksidirao u neutralni atom:

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

Svojstva elemenata, ovisno o građi elektronske ljuske atoma, mijenjaju se prema periodima i skupinama periodnog sustava. Budući da su u nizu analognih elemenata elektroničke strukture samo slične, ali ne i identične, pri prelasku s jednog elementa u skupini na drugi, za njih se ne opaža jednostavno ponavljanje svojstava, već njihova više ili manje jasno izražena pravilna promjena.

Kemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da gubi ili dobiva elektrone. Ta se sposobnost kvantificira vrijednostima ionizacijskih energija i afiniteta elektrona.

Energija ionizacije (Ei) je najmanja količina energije potrebna za odvajanje i potpuno uklanjanje elektrona iz atoma u plinovitoj fazi pri T = 0

K bez prijenosa kinetičke energije na oslobođeni elektron uz transformaciju atoma u pozitivno nabijen ion: E + Ei = E + + e-. Energija ionizacije je pozitivna vrijednost i ima najniže vrijednosti za atome alkalijskih metala, a najveće za atome plemenitih (inertnih) plinova.

Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbira kada se elektron veže za atom u plinovitoj fazi pri T = 0

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

E + e- = E- + Ee.

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

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

Sposobnost vezanog atoma da pomakne elektrone kemijskih veza prema sebi, povećavajući gustoću elektrona oko sebe naziva se elektronegativnost.

Taj je koncept u znanost uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačava se simbolom ÷ i karakterizira tendenciju danog atoma da veže elektrone kada formira kemijsku vezu.

Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma procjenjuje se polovicom zbroja energija ionizacije i afiniteta slobodnih atoma prema elektronu h = (Ee + Ei)/2

U periodima postoji opća tendencija porasta energije ionizacije i elektronegativnosti s porastom naboja atomske jezgre, u skupinama te vrijednosti opadaju s porastom rednog broja elementa.

Treba naglasiti da se elementu ne može dodijeliti konstantna vrijednost elektronegativnosti, jer ona ovisi o mnogim čimbenicima, posebice o valentnom stanju elementa, vrsti spoja u koji je uključen, broju i vrsti susjednih atomi.

Atomski i ionski radijusi. Dimenzije atoma i iona određene su dimenzijama elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim pojmovima, elektronska ljuska nema strogo definirane granice. Stoga za polumjer slobodnog atoma ili iona možemo uzeti teoretski izračunata udaljenost od jezgre do položaja glavne maksimalne gustoće vanjskih elektronskih oblaka. Ta se udaljenost naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste vrijednosti polumjera atoma i iona u spojevima, izračunate iz eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju razlikuju se kovalentni i metalni polumjeri atoma.

Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgre atoma elementa i periodična je. U razdobljima, kako se atomski broj povećava, radijusi se smanjuju. Najveće smanjenje tipično je za elemente malih razdoblja, budući da je vanjska elektronska razina ispunjena u njima. U velikim periodima u obiteljima d- i f-elemenata, ova promjena je manje oštra, budući da se punjenje elektrona u njima događa u predvanjskom sloju. U podskupinama radijusi atoma i iona iste vrste općenito rastu.

Periodni sustav elemenata jasan je primjer manifestacije raznih vrsta periodičnosti u svojstvima elemenata, koji se promatra vodoravno (u razdoblju s lijeva na desno), okomito (u skupini, na primjer, od vrha do dna). ), dijagonalno, tj. povećava se ili smanjuje neko svojstvo atoma, ali se periodičnost zadržava.

U periodi slijeva na desno (→) povećavaju se oksidacijska i nemetalna svojstva elemenata, a smanjuju redukcijska i metalna svojstva. Dakle, od svih elemenata perioda 3, natrij će biti najaktivniji metal i najjači redukcijski agens, a klor će biti najjači oksidacijski agens.

kemijska veza- ovo je međusobno povezivanje atoma u molekuli, odnosno kristalnoj rešetki, kao rezultat djelovanja električnih sila privlačenja između atoma.

To je međudjelovanje svih elektrona i svih jezgri, što dovodi do stvaranja stabilnog, poliatomskog sustava (radikal, molekulski ion, molekula, kristal).

Kemijsko povezivanje se ostvaruje pomoću valentnih elektrona. Prema suvremenim konceptima, kemijska veza ima elektroničku prirodu, ali se provodi na različite načine. Stoga postoje tri glavne vrste kemijskih veza: kovalentni, ionski, metalni Između molekula nastaje vodikova veza, i dogoditi se van der Waalsove interakcije.

Glavne karakteristike kemijske veze su:

- duljina veze - je međunuklearna udaljenost između kemijski povezanih atoma.

Ovisi o prirodi atoma koji međusobno djeluju i o višestrukosti veze. S povećanjem višestrukosti smanjuje se duljina veze, a time i njezina čvrstoća;

- mnogostrukost veze – određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Kako se množina povećava, energija vezanja raste;

- spojni kut- kut između zamišljenih ravnih linija koje prolaze kroz jezgre dvaju kemijski međusobno povezanih susjednih atoma;

Energija vezanja E CB - to je energija koja se oslobađa tijekom stvaranja ove veze i troši se na njezino kidanje, kJ / mol.

kovalentna veza - Kemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona s dva atoma.

Objašnjenje kemijske veze pojavom zajedničkih elektronskih parova između atoma tvorilo je osnovu spinske teorije valencije, čiji je alat metoda valentne veze (MVS) , otkrio Lewis 1916. Za kvantno mehanički opis kemijske veze i strukture molekula koristi se druga metoda - metoda molekularne orbite (MMO) .

Metoda valentne veze

Osnovni principi stvaranja kemijske veze prema MVS:

1. Kemijska veza nastaje zbog valentnih (nesparenih) elektrona.

2. Elektroni s antiparalelnim spinovima koji pripadaju dvama različitim atomima postaju uobičajeni.

3. Kemijska veza nastaje samo ako se pri približavanju dva ili više atoma ukupna energija sustava smanjuje.

4. Glavne sile koje djeluju u molekuli su električnog, Coulombovog podrijetla.

5. Što je veza jača, to se oblaci elektrona koji međusobno djeluju više preklapaju.

Postoje dva mehanizma za stvaranje kovalentne veze:

mehanizam razmjene. Veza nastaje dijeljenjem valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru:

Riža. 7. Mehanizam izmjene za stvaranje kovalentne veze: a- nepolarni; b- polarni

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

veze, obrazovan prema donor-akceptorskom mehanizmu pripadaju kompleksni spojevi

Riža. 8. Donor-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

Kovalentna veza ima određene karakteristike.

Zasićenost - svojstvo atoma da stvaraju strogo određeni broj kovalentnih veza. Zbog zasićenosti veza, molekule imaju određeni sastav.

Orijentacija - t . e. veza se formira u smjeru maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja spaja središta atoma koji tvore vezu, razlikuju se: σ i π (slika 9): σ-veza - nastaje preklapanjem AO duž linije koja povezuje središta atoma koji međusobno djeluju; π-veza je veza koja se javlja u smjeru osi okomite na ravnu liniju koja povezuje jezgre atoma. Orijentacija veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik. hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala u stvaranju kovalentne veze kako bi se postiglo učinkovitije preklapanje orbitala. Kemijska veza nastala uz sudjelovanje elektrona hibridnih orbitala jača je od veze uz sudjelovanje elektrona nehibridnih s- i p-orbitala, budući da postoji veće preklapanje. Postoje sljedeće vrste hibridizacije (slika 10, tablica 31): sp hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične "hibridne" orbitale, čiji je kut između osi 180°. Molekule u kojima dolazi do sp hibridizacije imaju linearnu geometriju (BeCl 2).

sp 2 hibridizacija- jedna s-orbitala i dvije p-orbitale prelaze u tri identične "hibridne" orbitale, čiji je kut između osi 120°. Molekule u kojima se provodi sp 2 hibridizacija imaju ravnu geometriju (BF 3 , AlCl 3).

sp 3-hibridizacija- jedna s-orbitala i tri p-orbitale pretvaraju se u četiri identične "hibridne" orbitale, čiji je kut između osi 109 ° 28 ". Molekule u kojima dolazi do sp 3 hibridizacije imaju tetraedarsku geometriju (CH 4 , NH3).

Riža. 10. Tipovi hibridizacija valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp2- hibridizacija valentnih orbitala; u - sp 3 - hibridizacija valentnih orbitala