A fluor elektronikus szerkezeti képlete. Kémiai fájlkatalógus

Nézzük meg, hogyan kell felírni egy kémiai elem elektronképletét. Ez a kérdés fontos és aktuális, hiszen nem csak a szerkezetről ad képet, hanem az állítólagos fizikai ill kémiai tulajdonságok a kérdéses atom.

Összeállítási szabályok

Ahhoz, hogy egy kémiai elem grafikus és elektronikus képletét összeállíthassuk, ismerni kell az atom szerkezetének elméletét. Először is, az atomnak két fő összetevője van: az atommag és a negatív elektronok. Az atommag tartalmaz neutronokat, amelyeknek nincs töltése, valamint protonokat, amelyek pozitív töltéssel rendelkeznek.

Egy kémiai elem elektronképletének összeállításával és meghatározásával érvelve megjegyezzük, hogy az atommagban lévő protonok számának meghatározásához Mengyelejev periodikus rendszerére van szükség.

Egy elem sorszáma megfelel a magjában lévő protonok számának. Az atom elhelyezkedésének periódusának száma jellemzi azon energiarétegek számát, amelyeken az elektronok elhelyezkednek.

A hiányzó neutronok számának meghatározásához elektromos töltés, egy elem atomjának relatív tömegének értékéből ki kell vonni annak sorszámát (a protonok számát).

Utasítás

Ahhoz, hogy megértsük, hogyan kell összeállítani egy kémiai elem elektronikus képletét, vegyük figyelembe a Klechkovsky által megfogalmazott, az alszintek negatív részecskékkel való feltöltésének szabályát.

Attól függően, hogy a szabad pályák mekkora szabad energiával rendelkeznek, egy sorozatot készítünk, amely a szintek elektronokkal való feltöltésének sorrendjét jellemzi.

Minden pálya csak két elektront tartalmaz, amelyek antiparallel spinekben helyezkednek el.

Az elektronhéjak szerkezetének kifejezésére grafikus képleteket használnak. Hogyan néznek ki az atomok elektronikus képletei? kémiai elemek? Hogyan készítsünk grafikus beállításokat? Ezeket a kérdéseket az iskolai kémia tantárgy tartalmazza, ezért részletesebben is kitérünk rájuk.

Van egy bizonyos mátrix (alap), amelyet grafikus képletek összeállításakor használnak. Az s-pályát csak egy kvantumcella jellemzi, amelyben két elektron helyezkedik el egymással szemben. Ezeket grafikusan nyilak jelzik. A p pályára három cellát ábrázolunk, mindegyik két elektront is tartalmaz, a d pályán tíz elektron található, az f pedig tizennégy elektronnal van kitöltve.

Példák elektronikus képletek összeállítására

Folytassuk a beszélgetést egy kémiai elem elektronikus képletének összeállításáról. Például grafikus és elektronikus képletet kell készítenie a mangán elemhez. Először is határozzuk meg a pozíciót adott elem a periódusos rendszerben. 25-ös rendszámú, tehát 25 elektron van egy atomban. A mangán a negyedik periódus egyik eleme, ezért négy energiaszinttel rendelkezik.

Hogyan írjuk le egy kémiai elem elektronikus képletét? Felírjuk az elem jelét, valamint sorszámát. A Klecskovszkij-szabály segítségével az elektronokat energiaszinteken és alszinteken osztjuk el. Sorrendben elrendezzük őket az első, a második és a harmadik szinten, minden cellába két elektront írva.

Aztán összegezzük őket, így 20 darabot kapunk. Három szint teljesen tele van elektronokkal, és csak öt elektron marad a negyediken. Tekintettel arra, hogy minden pályatípusnak megvan a maga energiatartaléka, a maradék elektronokat a 4s és 3d alszintekre osztjuk el. Ennek eredményeként a mangánatom kész elektrongrafikus képlete a következő formájú:

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

Gyakorlati érték

Az elektrongrafikus képletek segítségével jól látható az adott kémiai elem vegyértékét meghatározó szabad (nem párosított) elektronok száma.

Egy általánosított cselekvési algoritmust kínálunk, melynek segítségével a periódusos rendszerben elhelyezkedő bármely atomból elektronikus grafikus képleteket állíthat össze.

Az első lépés az elektronok számának meghatározása a periódusos rendszer segítségével. A periódusszám az energiaszintek számát jelzi.

Egy bizonyos csoporthoz való tartozás a külső energiaszinten lévő elektronok számához kapcsolódik. A szintek alszintekre vannak osztva, a Klecskovszkij-szabály szerint kitöltve.

Következtetés

A periódusos rendszerben található bármely kémiai elem vegyértékképességének meghatározásához meg kell alkotni az atomjának elektrongrafikus képletét. A fent megadott algoritmus lehetővé teszi, hogy megbirkózzon a feladattal, meghatározza a lehetséges kémiai és fizikai tulajdonságok atom.

Az elektronfelhőben lévő elektronok szintek, alszintek és pályák szerinti eloszlásának feltételes képét ún. az atom elektronikus képlete.

Szabályok|alapján| melyik | melyik | sminkelni | átadni | elektronikus képletek

1. A minimális energia elve: minél kevesebb energiával rendelkezik a rendszer, annál stabilabb.

2. Klecskovszkij uralma: az elektronok eloszlása ​​az elektronfelhő szintjein és részszintjein a fő- és pályakvantumszámok összegének (n + 1) növekvő sorrendjében történik. Az értékek egyenlősége esetén (n + 1) először az a részszint kerül kitöltésre, amelyiknek kisebb az n értéke.

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 Szintszám n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 1 2 0 7 71 7 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 kvantumszám

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

Klechkovsky sorozat

1* - lásd a 2. számú táblázatot.

3. Hund szabálya: ha egy alszint pályái meg vannak töltve alacsonyabb szinten energia a párhuzamos spinű elektronok elrendezésének felel meg.

Tervezés|Benyújtás| elektronikus képletek

Potenciális sor: 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

Klechkovsky sorozat

Kitöltési sorrend 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.

Elektronikus képlet

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

Elektronikus képletek informativitása

1. Az elem helyzete a periodikus|periodikus| rendszer.

2. Lehetséges fokozatok| elem oxidációja.

3. Az elem kémiai természete.

4. Összetétel|raktár| és az elem kapcsolódási tulajdonságai.

Az elem helyzete a periódusban|Időszakos|D. I. Mengyelejev rendszere:

a) időszakszám, amelyben az elem található, megfelel azoknak a szinteknek, amelyeken az elektronok találhatók;

b) csoportszám, amelyhez ez az elem tartozik, egyenlő a vegyértékelektronok összegével. Az s- és p-elemek atomjainak vegyértékelektronjai a külső szint elektronjai; d-elemeknél ezek a külső szint és az előző szint kitöltetlen részszintjének elektronjai.

ban ben) elektronikus család annak az alszintnek a szimbóluma határozza meg, amelyre az utolsó elektron belép (s-, p-, d-, f-).

G) alcsoport az elektronikai családhoz való tartozás határozza meg: az s - és p - elemek a fő alcsoportokat foglalják el, a d - elemek - a másodlagos, az f - elemek a periodikus rendszer alsó részében (aktinidák és lantanidok) külön szakaszokat foglalnak el.

2. Lehetséges fokozatok| elem oxidációja.

Oxidációs állapot az a töltés, amelyet az atom akkor vesz fel, amikor elektronokat ad vagy nyer.

Az elektronokat adományozó atomok pozitív töltést kapnak, ami megegyezik az adományozott elektronok számával (elektrontöltés (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Az elektronokat adományozó atom azzá válik kation(pozitív töltésű ion). Az elektron eltávolításának folyamatát az atomról nevezzük ionizációs folyamat. A folyamat végrehajtásához szükséges energiát ún ionizációs energia ( Eion, eB).

Az atomtól először a külső szintű elektronok válnak el, amelyeknek nincs párja a pályán - párosítatlan. Ugyanazon a szinten belüli szabad pályák jelenlétében, külső energia hatására az ezen a szinten párokat alkotó elektronok párosulnak, majd együtt szétválnak. Azt a leépülési folyamatot, amely a pár egyik elektronja által az energia egy részének elnyelésével és a legmagasabb alszintre való átmenetével jön létre, az ún. izgalmi folyamat.

Az elektronok legnagyobb száma, amelyet egy atom adhat, megegyezik a vegyértékelektronok számával, és megfelel annak a csoportnak, amelyben az elem található. Azt a töltést, amelyet az atom az összes vegyértékelektronjának elvesztése után szerez, nevezzük a legmagasabb fokú oxidáció atom.

Szabadulás után|elbocsátás| vegyértékszint külső válik|vál| szint melyik|mi| megelőzte a vegyértéket. Ez egy teljesen elektronokkal teli szint, ezért | és ezért | energiaálló.

A külső szinten 4-7 elektront tartalmazó elemek atomjai nemcsak elektronok feladásával, hanem összeadásával is energetikailag stabil állapotot érnek el. Ennek eredményeként szint (.ns 2 p 6) keletkezik - stabil inert gáz állapot.

Egy atom, amelyhez elektronok kapcsolódnak, felveszik negatívfokozatoxidáció- negatív töltés, amely megegyezik a fogadott elektronok számával.

Z E 0 + ne  Z E - n

Az elektronok száma, amelyhez egy atom kapcsolódni tud, egyenlő a számmal (8 –N|), ahol N annak a csoportnak a száma, amelyben|mi| az elem elhelyezkedése (vagy a vegyértékelektronok száma).

Az elektronok atomhoz való kapcsolódási folyamata energia felszabadulásával jár, amit c affinitás az elektronhoz (Esrodship,eV).

Egy atom elektronikus konfigurációja egy képlet, amely megmutatja az elektronok elrendezését egy atomban szintek és alszintek szerint. A cikk tanulmányozása után megtudja, hol és hogyan helyezkednek el az elektronok, megismerkedhet a kvantumszámokkal, és meg tudja építeni egy atom elektronikus konfigurációját a szám alapján, a cikk végén található az elemek táblázata.

Miért tanulmányozzuk az elemek elektronikus konfigurációját?

Az atomok olyanok, mint egy konstruktor: bizonyos számú részük van, különböznek egymástól, de két azonos típusú rész teljesen egyforma. De ez a konstruktor sokkal érdekesebb, mint a műanyag, és itt van miért. A konfiguráció attól függően változik, hogy ki van a közelben. Például a hidrogén mellett oxigén talán vízzé alakul, a nátrium mellett gázzá, a vas mellett pedig teljesen rozsdává változtatja. Annak a kérdésnek a megválaszolásához, hogy ez miért történik, és hogy megjósolhassuk egy atom viselkedését egy másik mellett, meg kell vizsgálni az elektronikus konfigurációt, amelyet az alábbiakban tárgyalunk.

Hány elektron van egy atomban?

Az atom magból és a körülötte keringő elektronokból áll, az atommag protonokból és neutronokból áll. Semleges állapotban minden atomnak annyi elektronja van, mint ahány proton van az atommagjában. A protonok számát az elem sorszáma jelezte, például a kénnek 16 protonja van - ez a periódusos rendszer 16. eleme. Az aranynak 79 protonja van - ez a periódusos rendszer 79. eleme. Ennek megfelelően semleges állapotban 16 elektron van a kénben, az aranyban pedig 79 elektron.

Hol keressünk elektront?

Az elektron viselkedését megfigyelve bizonyos mintázatok származtathatók, ezeket kvantumszámokkal írják le, összesen négy van belőlük:

• Főkvantumszám
• Orbitális kvantumszám
• Mágneses kvantumszám
• Spin kvantumszám

Orbitális

Továbbá a pálya szó helyett az "pálya" kifejezést fogjuk használni, az orbitál az elektron hullámfüggvénye, nagyjából - ez az a terület, ahol az elektron az idő 90%-át tölti.

N - szint
L - héj
M l - pályaszám
M s - az első vagy a második elektron a pályán

l pályakvantumszám

Az elektronfelhő vizsgálata során kiderült, hogy az energiaszinttől függően a felhőnek négy fő formája van: labda, súlyzók és a másik kettő, összetettebb. Az energia növekvő sorrendjében ezeket a formákat s-, p-, d- és f-héjaknak nevezzük. Mindegyik héjnak 1 (s), 3 (p), 5 (d) és 7 (f) pályája lehet. Az orbitális kvantumszám az a héj, amelyen a pályák találhatók. Az s, p, d és f orbitális pályakvantumszám rendre 0, 1, 2 vagy 3 értéket vesz fel.

Az s-héjon egy pálya (L=0) - két elektron
Három pálya van a p-héjon (L=1) - hat elektron
Öt pálya van a d-héjon (L=2) - tíz elektron
Hét pálya (L=3) van az f-héjon – tizennégy elektron

Mágneses kvantumszám m l

A p-shell-en három pálya található, ezeket -L-től +L-ig terjedő számokkal jelöljük, vagyis a p-shell-hez (L=1) vannak "-1", "0" és "1" pályák. . A mágneses kvantumszámot m l betűvel jelöljük.

A héjon belül könnyebben helyezkednek el az elektronok különböző pályákon, így az első elektronok minden pályára megtöltenek egyet, majd mindegyikhez hozzáadják a párját.

Tekintsünk egy d-shell-t:
A d-héj az L=2 értéknek felel meg, azaz öt orbitál (-2,-1,0,1 és 2), az első öt elektron tölti ki a héjat, az M l =-2 értékeket felvéve, Ml=-1,Ml=0, Ml=1, Ml=2.

Spin kvantumszám m s

A spin az elektron forgásiránya a tengelye körül, két iránya van, tehát a spinkvantumszámnak két értéke van: +1/2 és -1/2. Csak két ellentétes spinű elektron lehet ugyanazon az energia-alszinten. A spinkvantumszámot m s-vel jelöljük

n főkvantumszám

A főkvantumszám az az energiaszint, amelyen Ebben a pillanatban hét energiaszint ismeretes, mindegyiket egy-egy arab szám jelöli: 1,2,3, ... 7. A shellek száma minden szinten megegyezik a szintszámmal: az első szinten egy shell, a másodikon kettő, és így tovább.

Elektronszám

Tehát bármely elektron négy kvantumszámmal leírható, ezeknek a számoknak a kombinációja az elektron minden pozíciójára egyedi, vegyük az első elektront, a legalacsonyabb energiaszint N=1, az első szinten egy héj található, az első héj bármely szinten labda alakú (s -shell), azaz. L=0, a mágneses kvantumszám csak egy értéket vehet fel, M l =0 és a spin +1/2 lesz. Ha vesszük az ötödik elektront (bármelyik atomban van is), akkor a fő kvantumszámok a következők lesznek: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Az atom összetétele.

Egy atom abból áll atommagés elektronhéj.

Az atommag protonokból áll ( p+) és neutronok ( n 0). A legtöbb hidrogénatom egyetlen protonmaggal rendelkezik.

A protonok száma N(p+) egyenlő a nukleáris töltéssel ( Z) és az elem sorszáma az elemek természetes sorozatában (és a periodikus elemrendszerben).

N(p +) = Z

A neutronok számának összege N(n 0), egyszerűen betűvel jelölve N, és a protonok száma Z hívott tömegszámés betűvel van jelölve DE.

A = Z + N

Az atom elektronhéja az atommag körül mozgó elektronokból áll ( e -).

Elektronok száma N(e-) a semleges atom elektronhéjában egyenlő a protonok számával Z Magjában.

A proton tömege megközelítőleg megegyezik a neutron tömegével és 1840-szerese az elektron tömegével, tehát az atom tömege gyakorlatilag megegyezik az atommag tömegével.

Az atom alakja gömb alakú. Az atommag sugara körülbelül 100 000-szer kisebb, mint az atom sugara.

Kémiai elem- azonos magtöltésű (azonos számú protonnal az atommagban) atomok típusa (atomhalmaz).

Izotóp- egy elem atomjainak halmaza, amelyben az atommagban azonos számú neutron található (vagy egy olyan atomtípus, amelynek az atommagban azonos számú protonja és ugyanannyi neutronja van).

A különböző izotópok az atommagjukban lévő neutronok számában különböznek egymástól.

Egyetlen atom vagy izotóp megnevezése: (E - elem szimbólum), például: .

Az atom elektronhéjának szerkezete

atompálya az elektron állapota egy atomban. Orbitális szimbólum - . Minden pálya egy elektronfelhőnek felel meg.

Az alap (gerjesztetlen) állapotú valós atomok pályái négy típusba sorolhatók: s, p, dés f.

elektronikus felhő- a tér azon része, amelyben egy elektron 90 (vagy több) százalékos valószínűséggel megtalálható.

jegyzet: néha az "atomi pálya" és az "elektronfelhő" fogalmát nem különböztetik meg, mindkettőt "atomi pályának" nevezik.

Az atom elektronhéja réteges. Elektronikus réteg azonos méretű elektronfelhők alkotják. Egyrétegű pályák alakulnak ki elektronikus ("energia") szint, energiáik azonosak a hidrogénatomnál, de eltérőek a többi atomnál.

Az azonos szintű pályákat csoportosítják elektronikus (energia) alszintek:
s- alszint (egyből áll s-pályák), szimbólum - .
p alszint (háromból áll p
d alszint (ötből áll d-pályák), szimbólum - .
f alszint (hétből áll f-pályák), szimbólum - .

Az azonos alszint pályáinak energiái azonosak.

Alszintek kijelölésekor a réteg (elektronikus szint) száma hozzáadódik az alszint szimbólumhoz, például: 2 s, 3p, 5d eszközök s- a második szint alszintje, p- a harmadik szint alszintje, d- az ötödik szint alszintje.

Az egy szinten lévő alszintek teljes száma megegyezik a szintszámmal n. Az egy szinten lévő pályák teljes száma a n 2. Ennek megfelelően az egy rétegben lévő felhők teljes száma is n 2 .

Megnevezések: - szabad pálya (elektronok nélkül), - pálya párosítatlan elektronnal, - pálya elektronpárral (két elektronnal).

Azt, hogy az elektronok milyen sorrendben töltik ki egy atom pályáját, három természettörvény határozza meg (a megfogalmazásokat leegyszerűsítve adjuk meg):

1. A legkisebb energia elve - az elektronok töltik ki a pályákat a pályák energiájának növekedési sorrendjében.

2. Pauli-elv – egy pályán nem lehet kettőnél több elektron.

3. Hund szabálya - az alszinten belül az elektronok először szabad pályákat töltenek meg (egyenként), majd csak ezután alkotnak elektronpárokat.

Az elektronszintben (vagy az elektronikus rétegben) lévő elektronok teljes száma 2 n 2 .

Az alszintek energia szerinti megoszlását a következőképpen fejezzük ki (az energia növekedésének sorrendjében):

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

Vizuálisan ezt a sorrendet az energiadiagram fejezi ki:

Egy atom elektronjainak szintek, alszintek és pályák szerinti megoszlása ​​(az atom elektronkonfigurációja) ábrázolható elektronikus képletként, energiadiagramként vagy egyszerűbben az elektronikus rétegek diagramjaként ("elektronikus diagram"). .

Példák az atomok elektronszerkezetére:

vegyérték elektronok- egy atom elektronjai, amelyek részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Bármely atom esetében ezek a külső elektronok, plusz azok a külső elektronok, amelyek energiája nagyobb, mint a külső elektronoké. Például: A Ca atomnak 4 külső elektronja van s 2, ezek is vegyértékek; a Fe atomnak külső elektronjai vannak - 4 s 2 de neki 3 van d 6, ezért a vasatomnak 8 vegyértékelektronja van. A kalcium atom vegyértékelektronikus képlete 4 s 2 és vasatomok - 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periodikus rendszere
(kémiai elemek természetes rendszere)

A kémiai elemek periodikus törvénye(modern megfogalmazás): a kémiai elemek, valamint az általuk képződött egyszerű és összetett anyagok tulajdonságai periodikusan függenek az atommagokból származó töltés értékétől.

Periodikus rendszer- a periodikus törvény grafikus kifejezése.

A kémiai elemek természetes köre- számos kémiai elem, amelyek aszerint vannak elrendezve, hogy az atommagjukban növekszik a protonok száma, vagy ami ugyanaz, az atommagok töltéseinek növekedése szerint. Az elem sorszáma ebben a sorban egyenlő a számmal protonok az adott elem bármely atomjának magjában.

A kémiai elemek táblázata a kémiai elemek természetes sorozatának "bevágásával" készül időszakokban(a táblázat vízszintes sorai) és csoportosításai (a táblázat függőleges oszlopai) az atomok hasonló elektronszerkezetű elemei.

Attól függően, hogy az elemek hogyan vannak csoportosítva, egy táblázat lehet hosszú időszak(az azonos számú és típusú vegyértékelektronnal rendelkező elemeket csoportokba gyűjtjük) ill rövid időszak(az azonos számú vegyértékelektronnal rendelkező elemeket csoportokba gyűjtjük).

A rövid periódusos táblázat csoportjait alcsoportokra osztjuk ( fő-és mellékhatások), egybeesik a hosszú periódusú táblázat csoportjaival.

Az azonos periódusú elemek minden atomjának ugyanannyi elektronrétege van, ami megegyezik a periódus számával.

Az elemek száma a periódusokban: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. A nyolcadik periódus elemeinek többségét mesterségesen nyerték, ennek az időszaknak az utolsó elemeit még nem szintetizálták. Az első kivételével minden periódus alkálifémképző elemmel (Li, Na, K stb.) kezdődik és nemesgázképző elemmel (He, Ne, Ar, Kr stb.) végződik.

A rövid periódusos táblázatban - nyolc csoport, amelyek mindegyike két alcsoportra (fő és másodlagos) van osztva, a hosszú periódusos táblázatban - tizenhat csoport, amelyek római számmal vannak számozva A vagy B betűkkel, például: IA, IIIB, VIA, VIIB. A hosszú periódusú táblázat IA csoportja a rövid periódusos tábla első csoportjának fő alcsoportja; VIIB csoport - a hetedik csoport másodlagos alcsoportja: a többi - hasonlóan.

A kémiai elemek jellemzői természetesen csoportonként és periódusonként változnak.

Időszakban (növekvő sorozatszámmal)

• a nukleáris töltés növekszik
• a külső elektronok száma nő,
• az atomok sugara csökken,
• nő az elektronok kötési erőssége az atommaggal (ionizációs energia),
• az elektronegativitás nő.
• az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságai javulnak ("nem fémesség"),
• az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai ("fémesség") gyengülnek,
• gyengíti a hidroxidok és a megfelelő oxidok alapvető karakterét,
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok savas jellege megnő.

Csoportosan (növekvő sorozatszámmal)

• a nukleáris töltés növekszik
• az atomok sugara nő (csak az A-csoportokban),
• csökken az elektronok és az atommag közötti kötés erőssége (ionizációs energia; csak az A-csoportokban),
• az elektronegativitás csökken (csak az A-csoportokban),
• gyengítik az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságait ("nem fémesség"; csak az A-csoportokban),
• az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai javulnak ("fémesség"; csak az A-csoportokban),
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok bázikus karaktere nő (csak az A-csoportokban),
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok savas természete gyengül (csak az A-csoportokban),
• a hidrogénvegyületek stabilitása csökken (redukáló aktivitásuk nő; csak az A-csoportokban).

Feladatok és tesztek a "9. témakörben. "Az atom szerkezete. D. I. Mengyelejev (PSCE) periodikus törvénye és kémiai elemeinek periodikus rendszere."

• Periodikus törvény - Az atomok periodikus törvénye és szerkezete 8–9
  Tudnia kell: a pályák elektronokkal való feltöltésének törvényeit (a legkisebb energia elve, Pauli-elv, Hund-szabály), az elemek periodikus rendszerének felépítését.

  Képesnek kell lennie: meghatározni egy atom összetételét egy elemnek a periódusos rendszerben elfoglalt helyzete alapján, és fordítva, meg kell találnia egy elemet a periódusos rendszerben annak összetételének ismeretében; ábrázolja a szerkezeti diagramot, egy atom, ion elektronikus konfigurációját, és fordítva, a diagramból és az elektronikus konfigurációból határozza meg egy kémiai elem helyzetét a PSCE-ben; jellemezze az elemet és az általa alkotott anyagokat a PSCE-ben elfoglalt helye szerint; meghatározza az atomok sugarának változásait, a kémiai elemek és az általuk képződött anyagok tulajdonságait egy perióduson és a periódusrendszer egy fő alcsoportján belül.

  1. példa Határozza meg a pályák számát a harmadik elektronikus szinten! Mik ezek a pályák?
  A pályák számának meghatározásához a képletet használjuk N pályák = n 2, hol n- szintszám. N pályák = 3 2 = 9. Egy 3 s-, három 3 p- és öt 3 d-pályák.

  2. példa Határozzuk meg, hogy melyik elem atomja az 1-es elektronképletű! s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Annak meghatározásához, hogy melyik elemről van szó, meg kell találnia a sorozatszámát, amely megegyezik az atomban lévő elektronok teljes számával. Ebben az esetben: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ez alumínium.

  Miután meggyőződött arról, hogy mindent megtanult, amire szüksége van, folytassa a feladatokkal. Sok sikert kívánunk.

  
  Ajánlott irodalom:
  • O. S. Gabrielyan és mások Kémia, 11. osztály. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kémia 11 sejt. M., Oktatás, 2001.

Ez úgynevezett elektronikus képletek formájában van megírva. Az elektronikus képletekben az s, p, d, f betűk az elektronok energia-alszintjeit jelölik; a betűk előtti számok azt az energiaszintet jelzik, amelyben az adott elektron található, a jobb felső mutató pedig az ezen az alszinten lévő elektronok számát mutatja. Bármely elem atomjának elektronképletének összeállításához elegendő ismerni ennek az elemnek a számát a periódusos rendszerben, és teljesíteni kell az atomban az elektronok eloszlását szabályozó alapvető rendelkezéseket.

Egy atom elektronhéjának szerkezete az energiacellákban lévő elektronok elrendezése formájában is ábrázolható.

A vasatomok esetében egy ilyen séma a következő formában van:

Ez a diagram jól mutatja a Hund-szabály végrehajtását. A 3d alszinten a cellák maximális száma (négy) párosítatlan elektronokkal van feltöltve. Az atomban lévő elektronhéj szerkezetének képe elektronikus képletek és diagramok formájában nem tükrözi egyértelműen az elektron hullámtulajdonságait.

Az időszaki törvény módosított szövege IGEN. Mengyelejev : az egyszerű testek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek az elemek atomtömegének nagyságától.

A periódusos törvény modern megfogalmazása: az elemek tulajdonságai, valamint vegyületeik formái és tulajdonságai periodikusan függenek atomjaik magjának töltésének nagyságától.

Így az atommag pozitív töltése (nem pedig az atomtömeg) pontosabb érvnek bizonyult, amelytől az elemek és vegyületeik tulajdonságai függenek.

Vegyérték- azon kémiai kötések száma, amelyek között az egyik atom a másikhoz kapcsolódik.
Valencia lehetőségek Az atomokat a párosítatlan elektronok száma és a szabad atompályák külső szinten való jelenléte határozza meg. A kémiai elemek atomjainak külső energiaszintjének szerkezete elsősorban atomjaik tulajdonságait határozza meg. Ezért ezeket a szinteket vegyértékszinteknek nevezzük. Ezen szintek, és néha a prekülső szintek elektronjai is részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Az ilyen elektronokat vegyértékelektronoknak is nevezik.

Sztöchiometrikus vegyérték kémiai elem - az ekvivalensek száma, amelyet egy adott atom magához köthet, vagy egy atomban lévő ekvivalensek száma.

Az ekvivalenseket a kapcsolódó vagy helyettesített hidrogénatomok száma határozza meg, ezért a sztöchiometrikus vegyérték megegyezik azon hidrogénatomok számával, amelyekkel ez az atom kölcsönhatásba lép. De nem minden elem lép kölcsönhatásba szabadon, hanem szinte minden kölcsönhatásba lép az oxigénnel, így a sztöchiometrikus vegyérték a kapcsolódó oxigénatomok számának kétszereseként határozható meg.

Például a kén sztöchiometrikus vegyértéke H 2S hidrogén-szulfidban 2, SO 2 - 4 oxidban, SO 3 -6 oxidban.

Amikor egy elem sztöchiometrikus vegyértékét a bináris vegyület képlete szerint határozzuk meg, azt a szabályt kell követni: az egyik elem összes atomjának teljes vegyértékének meg kell egyeznie egy másik elem összes atomjának teljes vegyértékével.

Oxidációs állapot is jellemzi az anyag összetételét, és egyenlő a sztöchiometrikus vegyértékkel plusz előjellel (egy fém vagy egy molekula elektropozitívabb eleme esetén) vagy mínusz.

1. Be egyszerű anyagok az elemek oxidációs állapota nulla.

2. A fluor oxidációs foka minden vegyületben -1. A megmaradt halogének (klór, bróm, jód) fémekkel, hidrogénnel és más elektropozitívabb elemekkel szintén -1 oxidációs állapotúak, de az elektronegatívabb elemeket tartalmazó vegyületekben. pozitív értékeket oxidációs foka.

3. A vegyületekben lévő oxigén oxidációs foka -2; kivétel a H 2 O 2 hidrogén-peroxid és származékai (Na 2 O 2, BaO 2 stb., amelyekben az oxigén oxidációs állapota -1, valamint az oxigén-fluorid OF 2, amelyben az oxigén oxidációs állapota +2.

4. Az alkáli elemek (Li, Na, K stb.) és a periódusos rendszer második csoportjának fő alcsoportjának elemei (Be, Mg, Ca stb.) mindig a csoportszámmal egyenlő oxidációs állapotúak, értéke +1 és +2.

5. A harmadik csoport minden elemének, kivéve a talliumot, állandó az oxidációs állapota, amely megegyezik a csoportszámmal, azaz. +3.

6. Egy elem legmagasabb oxidációs foka megegyezik a Periodikus rendszer csoportszámával, a legkisebb pedig a különbséggel: csoportszám - 8. Pl. legmagasabb fokozat a nitrogén oxidációja (az ötödik csoportban található) +5 (a salétromsavban és sóiban), a legalacsonyabb pedig -3 (az ammóniában és ammóniumsókban).

7. A vegyületben lévő elemek oxidációs állapotai úgy kompenzálják egymást, hogy összegük egy molekulában vagy egy semleges képletegységben az összes atomra nulla, egy ion esetében pedig a töltése.

Ezekkel a szabályokkal meg lehet határozni egy vegyületben lévő elem ismeretlen oxidációs állapotát, ha a többi oxidációs állapota ismert, illetve többelemes vegyületek megfogalmazására.

Oxidációs fok (oxidációs szám,) — segédfeltételes érték az oxidációs, redukciós és redox reakciók folyamatainak rögzítésére.

koncepció oxidációs állapot gyakran használják szervetlen kémia a fogalom helyett vegyérték. Egy atom oxidációs állapota megegyezik az atomnak tulajdonított elektromos töltés számértékével, feltételezve, hogy a kötést végző elektronpárok teljesen el vannak tolva több elektronegatív atom felé (vagyis azon a feltételezésen alapul, hogy a vegyület csak ionok).

Az oxidációs állapot az elektronok számának felel meg, amelyeket egy pozitív ionhoz kell hozzáadni, hogy semleges atommá redukálják, vagy egy negatív ionból át kell venni, hogy semleges atommá oxidálják:

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

Az elemek tulajdonságai az atom elektronhéjának szerkezetétől függően a periódusos rendszer periódusainak, csoportjainak megfelelően változnak. Mivel számos analóg elemben az elektronszerkezetek csak hasonlóak, de nem azonosak, amikor egy csoport egyik eleméből a másikba lépnek, nem a tulajdonságok egyszerű ismétlődése figyelhető meg, hanem többé-kevésbé egyértelműen kifejezett szabályos változása.

Egy elem kémiai természetét az határozza meg, hogy az atom mennyire képes elektronokat veszíteni vagy nyerni. Ezt a képességet az ionizációs energiák és az elektronaffinitás értékei számszerűsítik.

Ionizációs energia (Ei) az a minimális energiamennyiség, amely egy elektron leválásához és teljes eltávolításához szükséges egy gázfázisú atomról T = 0 esetén

K anélkül, hogy kinetikus energiát adna át a felszabaduló elektronnak az atom pozitív töltésű ionná történő átalakulásával: E + Ei = E + + e-. Az ionizációs energia pozitív érték, és a legalacsonyabb az alkálifém atomoknál, a legmagasabb pedig a nemes (inert) gázatomoknál.

Elektronaffinitás (Ee) az az energia, amely felszabadul vagy elnyelődik, amikor egy elektron kapcsolódik egy atomhoz a gázfázisban T = 0-nál

K az atom negatív töltésű ionná történő átalakulásával anélkül, hogy kinetikus energiát adna át a részecske számára:

E + e- = E- + Ee.

A halogének, különösen a fluor, rendelkeznek a legnagyobb elektronaffinitással (Ee = -328 kJ/mol).

Az Ei és Ee értékeit kilojoule per mol (kJ/mol) vagy elektronvolt per atom (eV) egységben fejezzük ki.

A kötött atom azon képességét, hogy a kémiai kötések elektronjait maga felé tolja, növelve ezzel az elektronsűrűséget maga körül ún. elektronegativitás.

Ezt a fogalmat L. Pauling vezette be a tudományba. Elektronegativitása ÷ szimbólummal jelöljük, és egy adott atom hajlamát jellemezni, hogy kémiai kötést létrehozva elektronokat kapcsoljon össze.

R. Maliken szerint egy atom elektronegativitását az ionizációs energiák és a szabad atomok elektronaffinitásának felével becsülik h = (Ee + Ei)/2

Időszakonként általános tendencia mutatkozik az ionizációs energia és az elektronegativitás növekedésére az atommag töltésének növekedésével; csoportokban ezek az értékek csökkennek az elem sorszámának növekedésével.

Hangsúlyozni kell, hogy egy elemhez nem lehet állandó elektronegativitásértéket rendelni, mivel ez sok tényezőtől függ, különösen az elem vegyértékállapotától, a vegyület típusától, amelyben megtalálható, a szomszédos elemek számától és típusától. atomok.

Atomi és ionos sugarak. Az atomok és ionok méreteit az elektronhéj méretei határozzák meg. A kvantummechanikai koncepciók szerint az elektronhéjnak nincsenek szigorúan meghatározott határai. Ezért egy szabad atom vagy ion sugarára vehetjük elméletileg számított távolság a magtól a külső elektronfelhők fő maximális sűrűségének helyéig. Ezt a távolságot pályasugárnak nevezzük. A gyakorlatban általában a vegyületekben lévő atomok és ionok sugarának kísérleti adatokból számított értékeit használják. Ebben az esetben megkülönböztetik az atomok kovalens és fémes sugarát.

Az atomi és ionos sugarak függése egy elem atommagjának töltésétől, és periodikus. Időszakonként, ahogy az atomszám nő, a sugarak hajlamosak csökkenni. A legnagyobb csökkenés a kis periódusú elemekre jellemző, mivel ezekben töltődik ki a külső elektronikus szint. Nagy periódusokban a d- és f-elemek családjában ez a változás kevésbé éles, mivel az elektronok kitöltése a prekülső rétegben történik. Az alcsoportokban az azonos típusú atomok és ionok sugara általában nő.

Az elemek periodikus rendszere világos példája a különféle periodicitások megnyilvánulásának az elemek tulajdonságaiban, amely horizontálisan (balról jobbra haladva), függőlegesen (egy csoportban, például felülről lefelé) figyelhető meg. ), átlósan, azaz. az atom valamely tulajdonsága nő vagy csökken, de a periodicitás megmarad.

A balról jobbra haladó időszakban (→) az elemek oxidáló és nemfémes tulajdonságai nőnek, míg a redukáló és fémes tulajdonságok csökkennek. Tehát a 3. periódus összes eleme közül a nátrium lesz a legaktívabb fém és a legerősebb redukálószer, a klór pedig a legerősebb oxidálószer.

kémiai kötés- ez az atomok összekapcsolódása egy molekulában vagy kristályrácsban, az atomok közötti elektromos vonzási erők hatására.

Ez az összes elektron és minden atommag kölcsönhatása, ami egy stabil, többatomos rendszer (gyök, molekulaion, molekula, kristály) kialakulásához vezet.

A kémiai kötést vegyértékelektronok végzik. A modern elképzelések szerint a kémiai kötés elektronikus természetű, de különböző módon valósul meg. Ezért a kémiai kötéseknek három fő típusa van: kovalens, ionos, fémes A molekulák között keletkezik hidrogén kötés,és történjen van der Waals interakciók.

A kémiai kötések fő jellemzői:

- kötés hossza - a kémiailag kötött atomok közötti magközi távolság.

Ez a kölcsönhatásban lévő atomok természetétől és a kötés sokféleségétől függ. A multiplicitás növekedésével a kötés hossza csökken, és ennek következtében növekszik a szilárdsága;

- kötésmultiplicitás - a két atomot összekötő elektronpárok száma határozza meg. A multiplicitás növekedésével a kötési energia növekszik;

- csatlakozási szög- két kémiailag összekapcsolt szomszédos atom atommagjain áthaladó képzeletbeli egyenesek közötti szög;

Kötési energia E CB - ez az az energia, amely ennek a kötésnek a kialakulása során felszabadul és annak megszakítására fordítódik, kJ/mol.

kovalens kötés - Kémiai kötés, amely egy elektronpárnak két atommal való megosztásával jön létre.

A kémiai kötés magyarázata az atomok közötti közös elektronpárok megjelenésével alapozta meg a vegyérték spin elméletét, melynek eszköze a vegyértékkötés módszer (MVS) Lewis fedezte fel 1916-ban. A kémiai kötések és a molekulák szerkezetének kvantummechanikai leírására egy másik módszert alkalmaznak - molekuláris orbitális módszer (MMO) .

Vegyérték kötés módszer

Az MVS szerinti kémiai kötés kialakításának alapelvei:

1. Kémiai kötés keletkezik vegyérték (párosítatlan) elektronok hatására.

2. Általánossá válnak a két különböző atomhoz tartozó antiparallel spinű elektronok.

3. Kémiai kötés csak akkor jön létre, ha két vagy több atom egymáshoz közeledésekor a rendszer összenergiája csökken.

4. A molekulában ható fő erők elektromos, Coulomb eredetűek.

5. Minél erősebb a kapcsolat, annál jobban átfedik egymást a kölcsönhatásban lévő elektronfelhők.

A kovalens kötés kialakulásának két mechanizmusa van:

cseremechanizmus. A kötés két semleges atom vegyértékelektronjainak megosztásával jön létre. Minden atom egy párosítatlan elektront ad egy közös elektronpárnak:

Rizs. 7. Cseremechanizmus kovalens kötés kialakítására: a- nem poláris; b- sarki

Donor-akceptor mechanizmus. Az egyik atom (donor) egy elektronpárt, egy másik atom (akceptor) pedig üres pályát biztosít ennek a párnak.

kapcsolatok, művelt a donor-akceptor mechanizmus szerint tartozik összetett vegyületek

Rizs. 8. A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa

A kovalens kötésnek bizonyos jellemzői vannak.

Telíthetőség - az atomok azon tulajdonsága, hogy szigorúan meghatározott számú kovalens kötést hoznak létre. A kötések telítettsége miatt a molekulák bizonyos összetételűek.

Tájolás - t . azaz a kapcsolat az elektronfelhők maximális átfedésének irányában jön létre . A kötést alkotó atomok középpontjait összekötő egyenesre vonatkozóan a következők találhatók: σ és π (9. ábra): σ-kötés - az AO átfedésével jön létre a kölcsönható atomok középpontjait összekötő vonal mentén; A π-kötés egy olyan kötés, amely az atommagokat összekötő egyenesre merőleges tengely irányában jön létre. A kötés orientációja határozza meg a molekulák térbeli szerkezetét, azaz geometriai alakját. hibridizáció - ez egyes pályák alakjának megváltoztatása kovalens kötés kialakulása során a pályák hatékonyabb átfedése érdekében. A hibrid pályák elektronjainak részvételével létrejövő kémiai kötés erősebb, mint a nem hibrid s- és p-pályák elektronjainak részvételével létrejövő kötés, mivel nagyobb az átfedés. A hibridizációnak a következő típusai vannak (10. ábra, 31. táblázat): sp hibridizáció - egy s-pálya és egy p-pálya két egyforma "hibrid" pályává alakul, amelyek tengelyei közötti szög 180°. Azok a molekulák, amelyekben sp hibridizáció megy végbe, lineáris geometriával rendelkeznek (BeCl 2).

sp 2 hibridizáció- egy s-pálya és két p-pálya három egyforma "hibrid" pályává alakul, amelyek tengelyei közötti szög 120°. Azok a molekulák, amelyekben sp 2 hibridizációt hajtanak végre, lapos geometriájúak (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hibridizáció- egy s-pálya és három p-pálya négy egyforma "hibrid" pályává alakul, amelyek tengelyei közötti szög 109 ° 28 ". Azok a molekulák, amelyekben az sp 3 hibridizáció megtörténik, tetraéderes geometriájú (CH 4) , NH3).

Rizs. 10. A vegyértékpályák hibridizációinak típusai: a - sp-valenciapályák hibridizációja; b - sp2- vegyértékpályák hibridizációja; ban ben - sp 3 - vegyértékpályák hibridizációja