Elektronický pas atómu. Ako napísať elektrónový vzorec chemického prvku v anorganickej chémii
- Najprv si zapíšeme znamienko chem. prvok, kde dole vľavo od znaku uvádzame jeho poradové číslo.
- Ďalej, číslom periódy (z ktorej prvok) určíme počet energetických hladín a nakreslíme vedľa znamienka chemického prvku taký počet oblúkov.
- Potom sa podľa čísla skupiny zapíše pod oblúk počet elektrónov vo vonkajšej úrovni.
- Na 1. úrovni je maximálne možné 2e, na druhej je to už 8, na tretej - až 18. Začneme dávať čísla pod zodpovedajúce oblúky.
- Počet elektrónov na predposlednej úrovni sa musí vypočítať takto: od sériového čísla prvku sa odpočíta počet už pripevnených elektrónov.
- Zostáva premeniť našu schému na elektronický vzorec:
- Píšeme chemický prvok a jeho poradové číslo Číslo udáva počet elektrónov v atóme.
- Vytvárame vzorec. Aby ste to dosiahli, musíte zistiť počet úrovní energie, berie sa základ na určenie počtu periódy prvku.
- Úrovne rozdeľujeme na podúrovne.
Nižšie vidíte príklad, ako správne zostaviť elektronické vzorce chemických prvkov.
- najprv vyplníme s-podúroveň a potom p-, d-b f-podúroveň;
- podľa Klechkovského pravidla vypĺňajú elektróny orbitály v poradí so zvyšujúcou sa energiou týchto orbitálov;
- podľa Hundovho pravidla elektróny v rámci jednej podúrovne po jednom obsadzujú voľné orbitály a potom vytvárajú páry;
- Podľa Pauliho princípu nie sú v jednom orbitále viac ako 2 elektróny.
Elektrónový vzorec chemického prvku ukazuje, koľko elektrónových vrstiev a koľko elektrónov je obsiahnutých v atóme a ako sú rozložené vo vrstvách.
Ak chcete zostaviť elektronický vzorec chemického prvku, musíte sa pozrieť na periodickú tabuľku a použiť získané informácie daný prvok. Poradové číslo prvku v periodickej tabuľke zodpovedá počtu elektrónov v atóme. Počet elektrónových vrstiev zodpovedá číslu periódy, počet elektrónov v poslednej elektrónovej vrstve zodpovedá číslu skupiny.
Je potrebné si uvedomiť, že prvá vrstva má maximálne 2 1s2 elektróny, druhá - maximálne 8 (dva s a šesť p: 2s2 2p6), tretia - maximálne 18 (dva s, šesť p a desať d: 3s2 3p6 3d10).
Napríklad elektrónový vzorec uhlíka: C 1s2 2s2 2p2 (sériové číslo 6, číslo periódy 2, číslo skupiny 4).
Elektronický vzorec sodíka: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (sériové číslo 11, číslo periódy 3, číslo skupiny 1).
Ak chcete skontrolovať správnosť písania elektronického vzorca, môžete sa pozrieť na stránku www.alhimikov.net.
Zostavenie elektronického vzorca chemických prvkov sa na prvý pohľad môže zdať ako dosť komplikovaná úloha, ale všetko bude jasné, ak budete dodržiavať nasledujúcu schému:
- Najprv napíšte orbitály
- pred orbitály vložíme čísla, ktoré označujú číslo energetickej hladiny. Nezabudnite na vzorec na určenie maximálneho počtu elektrónov na energetickej úrovni: N=2n2
A ako zistiť počet energetických hladín? Stačí sa pozrieť na periodickú tabuľku: toto číslo sa rovná číslu obdobia, v ktorom sa tento prvok nachádza.
- nad ikonou orbitálu napíšeme číslo, ktoré udáva počet elektrónov, ktoré sa v tomto orbitáli nachádzajú.
Napríklad elektronický vzorec pre scandium by vyzeral takto.
Úloha zostavenia elektronického vzorca chemického prvku nie je najjednoduchšia.
Algoritmus na zostavovanie elektronických vzorcov prvkov je teda nasledujúci:
Tu sú elektronické vzorce niektorých chemické prvky:
Elektronické vzorce chemických prvkov musíte poskladať týmto spôsobom: musíte sa pozrieť na číslo prvku v periodickej tabuľke a tak zistiť, koľko elektrónov má. Potom musíte zistiť počet úrovní, ktorý sa rovná perióde. Potom sú napísané a vyplnené podúrovne:
Najprv musíte určiť počet atómov podľa periodickej tabuľky.
Na zostavenie elektronického vzorca budete potrebovať periodický systém Mendelejeva. Nájdite tam svoj chemický prvok a pozrite sa na obdobie - bude sa rovnať počtu energetických hladín. Číslo skupiny bude číselne zodpovedať počtu elektrónov v poslednej úrovni. Počet prvkov sa bude kvantitatívne rovnať počtu jeho elektrónov. Musíte tiež jasne vedieť, že na prvej úrovni sú maximálne 2 elektróny, na druhej 8 a na tretej 18.
Toto sú hlavné body. Okrem toho na internete (vrátane našej webovej stránky) nájdete informácie s pripraveným elektronickým vzorcom pre každý prvok, takže si môžete skontrolovať sami.
Zostavovanie elektronických vzorcov chemických prvkov je veľmi náročné náročný proces, nezaobídete sa bez špeciálnych tabuliek a musíte použiť celú kopu vzorcov. Aby som to zhrnul, musíte prejsť týmito krokmi:
Je potrebné zostaviť orbitálny diagram, v ktorom bude predstava rozdielu medzi elektrónmi od seba. Orbitály a elektróny sú v diagrame zvýraznené.
Elektróny sú vyplnené v úrovniach zdola nahor a majú niekoľko podúrovní.
Najprv teda zistíme celkový počet elektrónov daného atómu.
Vzorec vyplníme podľa určitej schémy a zapíšeme - toto bude elektronický vzorec.
Napríklad pre dusík vyzerá tento vzorec takto, najprv sa zaoberáme elektrónmi:
A napíšte vzorec:
Rozumieť princíp zostavovania elektrónového vzorca chemického prvku Najprv musíte určiť celkový počet elektrónov v atóme podľa čísla v periodickej tabuľke. Potom musíte určiť počet úrovní energie, pričom za základ beriete číslo obdobia, v ktorom sa prvok nachádza.
Potom sa úrovne rozdelia na podúrovne, ktoré sú naplnené elektrónmi na základe princípu najmenšej energie.
Správnosť svojej úvahy si môžete overiť pohľadom napríklad tu.
Zostavením elektrónového vzorca chemického prvku môžete zistiť, koľko elektrónov a elektrónových vrstiev je v konkrétnom atóme, ako aj poradie, v ktorom sú rozdelené medzi vrstvy.
Na začiatok určíme poradové číslo prvku podľa periodickej tabuľky, zodpovedá počtu elektrónov. Počet elektrónových vrstiev udáva číslo periódy a počet elektrónov v poslednej vrstve atómu zodpovedá číslu skupiny.
>> Chémia: Elektronické konfigurácie atómy chemických prvkov
Švajčiarsky fyzik W. Pauli v roku 1925 zistil, že v atóme na jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny, ktoré majú opačné (antiparalelné) spiny (v preklade z angličtiny „vreteno“), to znamená, že majú vlastnosti, ktoré môžu byť podmienečne sa reprezentoval ako rotácia elektrónu okolo svojej imaginárnej osi: v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek. Tento princíp sa nazýva Pauliho princíp.
Ak je v orbitáli jeden elektrón, potom sa nazýva nepárový, ak sú dva, ide o párové elektróny, teda elektróny s opačnými spinmi.
Obrázok 5 znázorňuje schému rozdelenia energetických hladín do podúrovní.
S-orbitál, ako už viete, je sférický. Elektrón atómu vodíka (s = 1) sa nachádza na tomto orbitále a je nepárový. Preto bude jeho elektronický vzorec alebo elektronická konfigurácia napísaná takto: 1s 1. V elektronických vzorcoch je číslo úrovne energie označené číslom pred písmenom (1 ...), latinské písmeno označujú podúroveň (typ orbitálu) a číslo, ktoré je napísané vpravo hore od písmena (ako exponent), udáva počet elektrónov v podúrovni.
Pre atóm hélia He, ktorý má dva spárované elektróny v rovnakom s-orbitáli, je tento vzorec: 1s 2 .
Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn.
Druhá energetická hladina (n = 2) má štyri orbitály: jeden s a tri p. S-orbitálne elektróny druhej úrovne (2s-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako 1s-orbitálne elektróny (n = 2).
Vo všeobecnosti pre každú hodnotu n existuje jeden s-orbitál, ale so zodpovedajúcim množstvom energie elektrónu, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou n.
p-Orbital má tvar činky alebo objemu osem. Všetky tri p-orbitály sú umiestnené v atóme navzájom kolmo pozdĺž priestorových súradníc vedených cez jadro atómu. Opäť treba zdôrazniť, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), počnúc n = 2, má tri p-orbitály. Keď sa hodnota n zvyšuje, elektróny obsadzujú p-orbitály umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od jadra a smerujúce pozdĺž osí x, y a z.
Pre prvky druhej periódy (n = 2) sa najskôr vyplní jeden β-orbitál a potom tri p-orbitály. Elektronický vzorec 1l: 1s 2 2s 1. Elektrón je slabšie viazaný na jadro atómu, takže ho atóm lítia môže ľahko odovzdať (ako si určite pamätáte, tento proces sa nazýva oxidácia), pričom sa zmení na ión Li +.
V atóme berýlia Be 0 je štvrtý elektrón tiež umiestnený v orbitáli 2s: 1s 2 2s 2 . Dva vonkajšie elektróny atómu berýlia sa ľahko oddelia – Be 0 sa oxiduje na katión Be 2+.
Na atóme bóru piaty elektrón zaberá 2p orbitál: 1s 2 2s 2 2p 1. Ďalej sú atómy C, N, O, E naplnené orbitálmi 2p, ktoré končia neónom vzácneho plynu: 1s 2 2s 2 2p 6.
Pre prvky tretej periódy sú vyplnené Sv- a Sp-orbitály, resp. Päť d-orbitálov tretej úrovne zostáva voľných:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.
Niekedy v diagramoch zobrazujúcich distribúciu elektrónov v atómoch je uvedený iba počet elektrónov na každej energetickej úrovni, to znamená, že zapisujú skrátené elektrónové vzorce atómov chemických prvkov, na rozdiel od úplných elektronických vzorcov uvedených vyššie.
Pre prvky s veľkými periódami (štvrtá a piata) prvé dva elektróny obsadzujú 4. a 5. orbitál, v tomto poradí: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počnúc tretím prvkom každej veľkej periódy sa nasledujúcich desať elektrónov dostane na predchádzajúce 3d- a 4d-orbitály, v tomto poradí (pre prvky sekundárnych podskupín): 23 V 2 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Spravidla, keď je naplnená predchádzajúca d-podúroveň, začne sa napĺňať vonkajšia (4p- a 5p, v tomto poradí) p-podúroveň.
Pre prvky veľkých periód - šiesta a neúplná siedma - sú elektronické úrovne a podúrovne naplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny pôjdu na vonkajšiu β-podúroveň: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; ďalší jeden elektrón (pre Na a Ac) k predchádzajúcemu (p-podúroveň: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 a 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Potom ďalších 14 elektrónov prejde na tretiu energetickú hladinu zvonku v orbitáloch 4f a 5f pre lantanoidy a aktinidy.
Potom sa opäť začne hromadiť druhá vonkajšia energetická hladina (d-podúroveň): pre prvky sekundárnych podskupín: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - a napokon až po úplnom naplnení desiatimi elektrónmi aktuálnej hladiny sa opäť naplní vonkajšia p-podhladina:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Veľmi často sa štruktúra elektrónových obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek - zapisujú takzvané grafické elektronické vzorce. Pre tento záznam sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca treba pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp, podľa ktorého v článku nemôžu byť viac ako dva elektróny (orbitály, ale s antiparalelnými spinmi), a pravidlo F. Hunda, podľa ktorého elektróny obsadzujú voľné bunky (orbitály), nachádzajú sa v nich sú najskôr po jednom a zároveň majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa spárujú, ale spiny v tomto prípade podľa Pauliho princípu už budú opačne smerované.
Na záver sa ešte raz zamyslime nad mapovaním elektronických konfigurácií atómov prvkov v obdobiach systému D. I. Mendelejeva. Schémy elektrónovej štruktúry atómov znázorňujú rozloženie elektrónov cez elektrónové vrstvy (energetické hladiny). 
V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva dokončená - má 2 elektróny.
Vodík a hélium sú s-prvky; tieto atómy majú s-orbitál naplnený elektrónmi.
Prvky druhého obdobia
Pre všetky prvky druhej periódy je prvá elektrónová vrstva vyplnená a elektróny vypĺňajú e- a p-orbitály druhej elektrónovej vrstvy v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr s- a potom p) a pravidlami Pauliho a Hunda (tabuľka 2).
V atóme neónu je dokončená druhá elektrónová vrstva - má 8 elektrónov.
Tabuľka 2 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov druhej periódy
Koniec tabuľky. 2 
Li, Be - in-elements.
B, C, N, O, F, Ne - p-prvky, tieto atómy sú vyplnené elektrónmi p-orbitály.
Prvky tretej tretiny
Pre atómy prvkov tretej periódy je prvá a druhá elektrónová vrstva dokončená, preto je vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny zaberať podúrovne 3s, 3p a 3d (tabuľka 3).
Tabuľka 3 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov tretej periódy
Na atóme horčíka je dokončený 3-elektrónový orbitál. Prvky Na a Mg-s. 
Vo vonkajšej vrstve (tretia elektrónová vrstva) v atóme argónu je 8 elektrónov. Ako vonkajšia vrstva je kompletná, ale celkovo v tretej elektrónovej vrstve, ako už viete, môže byť 18 elektrónov, čo znamená, že prvky tretej periódy majú nevyplnené 3d orbitály.
Všetky prvky od Al po Ag sú p-prvky. s- a p-prvky tvoria hlavné podskupiny v Periodický systém.
Na atómoch draslíka a vápnika sa objavuje štvrtá elektrónová vrstva a podúroveň 4s je vyplnená (tabuľka 4), pretože má nižšiu energiu ako podúroveň 3d. Pre zjednodušenie grafických elektronických vzorcov atómov prvkov štvrtej periódy: 1) označme podmienečne grafický elektronický vzorec argónu takto:
Ar;
2) nebudeme zobrazovať podúrovne, ktoré nie sú vyplnené pre tieto atómy.
Tabuľka 4 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov štvrtej periódy
K, Ca - s-prvky zaradené do hlavných podskupín. Pre atómy od Sc po Zn je 3d podúroveň naplnená elektrónmi. Toto sú 3D prvky. Zaraďujú sa do sekundárnych podskupín, majú vyplnenú predvonkajšiu elektrónovú vrstvu, označujú sa ako prechodné prvky.
Venujte pozornosť štruktúre elektrónových obalov atómov chrómu a medi. V nich dochádza k „zlyhaniu“ jedného elektrónu z podúrovne 4n- na 3d, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných elektronických konfigurácií 3d 5 a 3d 10: 
V atóme zinku je dokončená tretia elektrónová vrstva - sú v nej vyplnené všetky podúrovne 3s, 3p a 3d, celkovo je na nich 18 elektrónov.
V prvkoch nasledujúcich po zinku sa štvrtá elektrónová vrstva naďalej vypĺňa, podúroveň 4p: Prvky od Ga po Kr sú p-prvky. 
Vonkajšia vrstva (štvrtá) atómu kryptónu je úplná a má 8 elektrónov. Ale len vo štvrtej elektrónovej vrstve, ako viete, môže byť 32 elektrónov; podúrovne 4d a 4f atómu kryptónu stále zostávajú nevyplnené.
Prvky piatej periódy zapĺňajú podúrovne v nasledujúcom poradí: 5s-> 4d -> 5p. A existujú aj výnimky spojené s „zlyhaním“ elektrónov, v 41 Nb, 42 MO atď.
V šiestej a siedmej perióde sa objavia prvky, teda prvky, v ktorých sa vypĺňajú podúrovne 4f a 5f tretej vonkajšej elektronickej vrstvy.
Prvky 4f sa nazývajú lantanoidy.
5f-prvky sa nazývajú aktinidy.
Poradie plnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov šiestej periódy: 55 Сs a 56 Ва - 6s-prvkov;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d prvok; 58 Ce - 71 Lu - 4f prvky; 72 Hf - 80 Hg - 5d prvky; 81 Tl- 86 Rn - 6p-prvkov. Ale aj tu sú prvky, v ktorých je „porušené“ poradie plnenia elektronických orbitálov, čo je napríklad spojené s väčšou energetickou stabilitou polovičných a úplne vyplnených f podúrovní, teda nf 7 a nf 14.
V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky, ako ste už pochopili, rozdelené do štyroch elektronických rodín alebo blokov (obr. 7).
1) s-Elementy; β-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; s-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II;
2) p-prvky; p-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; p prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III-VIII;
3) d-prvky; d-podúroveň preexternej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; d-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I-VIII, to znamená prvky interkalovaných desaťročí veľkých období, ktoré sa nachádzajú medzi s- a p-prvkami. Nazývajú sa tiež prechodové prvky;
4) f-prvky, f-podúroveň tretej vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; patria sem lantanoidy a aktinidy.
1. Čo by sa stalo, keby sa Pauliho princíp nerešpektoval?
2. Čo by sa stalo, keby sa Hundovo pravidlo nerešpektovalo?
3. Vytvorte schémy elektrónovej štruktúry, elektrónové vzorce a grafické elektrónové vzorce atómov nasledujúcich chemických prvkov: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.
4. Napíšte elektronický vzorec pre prvok #110 pomocou symbolu pre príslušný vzácny plyn.
Obsah lekcie zhrnutie lekcie podpora rámcová lekcia prezentácia akceleračné metódy interaktívne technológie Cvičte úlohy a cvičenia sebaskúšanie workshopy, školenia, prípady, questy domáce úlohy diskusia otázky rečnícke otázky študentov Ilustrácie audio, videoklipy a multimédiá fotografie, obrázky, grafika, tabuľky, schémy humor, anekdoty, vtipy, komiksové podobenstvá, výroky, krížovky, citáty Doplnky abstraktyčlánky čipy pre zvedavých cheat sheets učebnice základný a doplnkový slovník pojmov iné Zdokonaľovanie učebníc a vyučovacích hodínoprava chýb v učebnici aktualizácia fragmentu v učebnici prvky inovácie v lekcii nahradenie zastaraných vedomostí novými Len pre učiteľov perfektné lekcie kalendárny plán na rok usmernenia diskusné programy Integrované lekcieElektronická konfigurácia atómu je vzorec znázorňujúci usporiadanie elektrónov v atóme podľa úrovní a podúrovní. Po preštudovaní článku zistíte, kde a ako sa nachádzajú elektróny, zoznámite sa s kvantovými číslami a dokážete zostaviť elektrónovú konfiguráciu atómu podľa jeho čísla, na konci článku je tabuľka prvkov.
Prečo študovať elektronickú konfiguráciu prvkov?
Atómy sú ako konštruktér: existuje určitý počet častí, líšia sa od seba, ale dve časti rovnakého typu sú úplne rovnaké. Tento konštruktér je ale oveľa zaujímavejší ako ten plastový a tu je dôvod. Konfigurácia sa mení v závislosti od toho, kto je v blízkosti. Napríklad kyslík vedľa vodíka možno premeniť na vodu, vedľa sodíka na plyn a byť vedľa železa úplne zmení na hrdzu. Na zodpovedanie otázky, prečo sa to deje a na predpovedanie správania sa atómu vedľa druhého, je potrebné študovať elektronickú konfiguráciu, o ktorej sa bude diskutovať nižšie.
Koľko elektrónov je v atóme?
Atóm pozostáva z jadra a elektrónov, ktoré sa okolo neho otáčajú, jadro pozostáva z protónov a neutrónov. V neutrálnom stave má každý atóm rovnaký počet elektrónov, ako je počet protónov v jeho jadre. Počet protónov bol označený poradovým číslom prvku, napríklad síra má 16 protónov - 16. prvok periodickej sústavy. Zlato má 79 protónov - 79. prvok periodickej tabuľky. Podľa toho je v síre v neutrálnom stave 16 elektrónov a v zlate 79 elektrónov.
Kde hľadať elektrón?
Pozorovaním správania elektrónu boli odvodené určité vzorce, ktoré sú popísané kvantovými číslami, celkovo sú štyri:
- Hlavné kvantové číslo
- Orbitálne kvantové číslo
- Magnetické kvantové číslo
- Spin kvantové číslo
Orbitálny
Ďalej namiesto slova orbita budeme používať výraz "orbital", orbital je vlnová funkcia elektrónu, zhruba - to je oblasť, v ktorej elektrón trávi 90% času.
N - úroveň
L - škrupina
M l - orbitálne číslo
M s - prvý alebo druhý elektrón v orbitáli
Orbitálne kvantové číslo l
V dôsledku štúdia elektrónového oblaku sa zistilo, že v závislosti od úrovne energie má oblak štyri hlavné formy: guľu, činky a ďalšie dve, zložitejšie. Vo vzostupnom poradí energie sa tieto formy nazývajú s-, p-, d- a f-škrupiny. Každý z týchto obalov môže mať 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) a 7 (na f) orbitály. Orbitálne kvantové číslo je obal, na ktorom sa nachádzajú orbitály. Orbitálne kvantové číslo pre orbitály s, p, d a f má hodnoty 0, 1, 2 alebo 3.
Na s-plášte jeden orbitál (L=0) - dva elektróny
Na obale p sú tri orbitály (L=1) – šesť elektrónov
Na obale d je päť orbitálov (L=2) - desať elektrónov
Na f-plášte je sedem orbitálov (L=3) - štrnásť elektrónov
Magnetické kvantové číslo m l
Na obale p sú tri orbitály, označujú sa číslami od -L do +L, to znamená, že pre obal p (L=1) existujú orbitály "-1", "0" a "1" . Magnetické kvantové číslo označujeme písmenom m l .
Vo vnútri plášťa sa elektróny ľahšie nachádzajú v rôznych orbitáloch, preto prvé elektróny vyplnia jeden pre každý orbitál a potom sa ku každému pridá jeho pár.
Zvážte d-shell:
d-plášť zodpovedá hodnote L=2, čiže piatim orbitálom (-2,-1,0,1 a 2), prvých päť elektrónov vypĺňa obal, pričom má hodnoty M l =-2, M, = -1, M, = 0, M, = 1, M, = 2.
Spinové kvantové číslo m s
Spin je smer otáčania elektrónu okolo svojej osi, existujú dva smery, takže kvantové číslo spinu má dve hodnoty: +1/2 a -1/2. Iba dva elektróny s opačnými spinmi môžu byť na rovnakej energetickej podúrovni. Spinové kvantové číslo sa označuje m s
Hlavné kvantové číslo n
Hlavné kvantové číslo je úroveň energie, pri ktorej tento moment je známych sedem úrovní energie, každá je označená arabskou číslicou: 1,2,3, ... 7. Počet škrupín na každej úrovni sa rovná číslu úrovne: na prvej úrovni je jedna škrupina, na druhej dve atď.
Elektrónové číslo
Akýkoľvek elektrón teda možno opísať štyrmi kvantovými číslami, kombinácia týchto čísel je jedinečná pre každú polohu elektrónu, zoberme si prvý elektrón, najnižšia energetická hladina je N=1, jeden obal sa nachádza na prvej úrovni, prvá škrupina na ľubovoľnej úrovni má tvar gule (s -shell), t.j. L=0, magnetické kvantové číslo môže nadobúdať iba jednu hodnotu, M l = 0 a spin sa bude rovnať +1/2. Ak vezmeme piaty elektrón (v akomkoľvek atóme), potom jeho hlavné kvantové čísla budú: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Zapisuje sa vo forme takzvaných elektronických vzorcov. V elektronických vzorcoch písmená s, p, d, f označujú energetické podúrovne elektrónov; čísla pred písmenami označujú energetickú hladinu, v ktorej sa daný elektrón nachádza a index vpravo hore je počet elektrónov v tejto podúrovni. Na zostavenie elektrónového vzorca atómu akéhokoľvek prvku stačí poznať číslo tohto prvku v periodickom systéme a splniť základné ustanovenia, ktoré upravujú distribúciu elektrónov v atóme.
Štruktúru elektrónového obalu atómu možno znázorniť aj vo forme usporiadania elektrónov v energetických článkoch.
Pre atómy železa má takáto schéma nasledujúcu formu:
Tento diagram jasne ukazuje implementáciu Hundovho pravidla. Na 3d podúrovni je maximálny počet buniek (štyri) naplnený nepárovými elektrónmi. Obraz štruktúry elektrónového obalu v atóme vo forme elektrónových vzorcov a vo forme diagramov jasne neodráža vlnové vlastnosti elektrónu.
Znenie periodického zákona v znení neskorších predpisovÁNO. Mendelejev : vlastnosti jednoduchých telies, ako aj formy a vlastnosti zlúčenín prvkov sú v periodickej závislosti od veľkosti atómových hmotností prvkov.
Moderná formulácia periodického zákona: vlastnosti prvkov, ako aj formy a vlastnosti ich zlúčenín sú v periodickej závislosti od veľkosti náboja jadra ich atómov.
Kladný náboj jadra (a nie atómová hmotnosť) sa teda ukázal ako presnejší argument, od ktorého závisia vlastnosti prvkov a ich zlúčenín.
Valence- je počet chemických väzieb, ktorými je jeden atóm viazaný na druhý.
Valenčné možnosti atómy sú určené počtom nepárových elektrónov a prítomnosťou voľných atómových orbitálov na vonkajšej úrovni. Štruktúra vonkajších energetických hladín atómov chemických prvkov určuje najmä vlastnosti ich atómov. Preto sa tieto úrovne nazývajú valenčné úrovne. Elektróny týchto úrovní a niekedy aj predexterných úrovní sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Takéto elektróny sa tiež nazývajú valenčné elektróny.
Stechiometrická valencia chemický prvok - je počet ekvivalentov, ktoré k sebe môže daný atóm pripojiť, alebo je to počet ekvivalentov v atóme.
Ekvivalenty sú určené počtom pripojených alebo substituovaných atómov vodíka, preto sa stechiometrická valencia rovná počtu atómov vodíka, s ktorými tento atóm interaguje. Ale nie všetky prvky interagujú voľne, ale takmer všetko interaguje s kyslíkom, takže stechiometrickú valenciu možno definovať ako dvojnásobok počtu pripojených atómov kyslíka.
Napríklad stechiometrická valencia síry v sírovodíku H2S je 2, v oxide S02-4, v oxide S03-6.
Pri určovaní stechiometrickej valencie prvku podľa vzorca binárnej zlúčeniny by sme sa mali riadiť pravidlom: celková valencia všetkých atómov jedného prvku sa musí rovnať celkovej valencii všetkých atómov iného prvku.
Oxidačný stav tiež charakterizuje zloženie látky a rovná sa stechiometrickej valencii so znamienkom plus (pre kov alebo elektropozitívnejší prvok v molekule) alebo mínus.
1. V jednoduché látky oxidačný stav prvkov je nulový.
2. Oxidačný stav fluóru vo všetkých zlúčeninách je -1. Zvyšné halogény (chlór, bróm, jód) s kovmi, vodíkom a inými elektropozitívnejšími prvkami majú tiež oxidačný stav -1, ale v zlúčeninách s viac elektronegatívnymi prvkami majú kladné hodnoty stupňa oxidácie.
3. Kyslík v zlúčeninách má oxidačný stav -2; výnimkou sú peroxid vodíka H 2 O 2 a jeho deriváty (Na 2 O 2, BaO 2 atď., v ktorých má kyslík oxidačný stav -1, ako aj fluorid kyslíka OF 2, v ktorom je oxidačný stav kyslíka je +2.
4. Alkalické prvky (Li, Na, K atď.) a prvky hlavnej podskupiny druhej skupiny periodickej sústavy (Be, Mg, Ca atď.) majú vždy oxidačný stav rovný číslu skupiny, že je +1 a +2, v tomto poradí.
5. Všetky prvky tretej skupiny, okrem tália, majú konštantný oxidačný stav rovný číslu skupiny, t.j. +3.
6. Najvyšší oxidačný stav prvku sa rovná číslu skupiny periodického systému a najnižší je rozdiel: číslo skupiny - 8. Napr. najvyšší stupeň oxidácia dusíka (nachádza sa v piatej skupine) je +5 (u kyseliny dusičnej a jej solí) a najnižšia -3 (u amoniaku a amónnych solí).
7. Oxidačné stavy prvkov v zlúčenine sa navzájom kompenzujú tak, že ich súčet pre všetky atómy v molekule alebo neutrálnej jednotke vzorca je nula a pre ión - jeho náboj.
Tieto pravidlá možno použiť na určenie neznámeho oxidačného stavu prvku v zlúčenine, ak sú oxidačné stavy zvyšku známe, a na formuláciu viacprvkových zlúčenín.
Stupeň oxidácie (oxidačné číslo,) — pomocná podmienená hodnota na zaznamenávanie procesov oxidácie, redukcie a redoxných reakcií.
koncepcia oxidačný stavčasto používaný v anorganickej chémii namiesto pojmu valencia. Oxidačný stav atómu sa rovná číselnej hodnote nabíjačka priradené atómu za predpokladu, že väzbové elektrónové páry sú úplne vychýlené smerom k viac elektronegatívnym atómom (to znamená na základe predpokladu, že zlúčenina pozostáva iba z iónov).
Oxidačný stav zodpovedá počtu elektrónov, ktoré sa musia pridať ku kladnému iónu, aby sa zredukoval na neutrálny atóm, alebo odobrať zo záporného iónu, aby sa oxidoval na neutrálny atóm:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Vlastnosti prvkov sa v závislosti od štruktúry elektrónového obalu atómu menia podľa periód a skupín periodickej sústavy. Keďže elektronické štruktúry v mnohých analogických prvkoch sú len podobné, ale nie identické, pri prechode z jedného prvku v skupine do druhého sa u nich nepozoruje jednoduché opakovanie vlastností, ale ich viac-menej jasne vyjadrená pravidelná zmena.
Chemická povaha prvku je určená schopnosťou jeho atómu strácať alebo získavať elektróny. Táto schopnosť je kvantifikovaná hodnotami ionizačných energií a elektrónovej afinity.
Ionizačná energia (Ei) je minimálne množstvo energie potrebné na oddelenie a úplné odstránenie elektrónu z atómu v plynnej fáze pri T = 0
K bez odovzdania kinetickej energie uvoľnenému elektrónu s premenou atómu na kladne nabitý ión: E + Ei = E + + e-. Ionizačná energia je kladná a má najnižšie hodnoty pre atómy alkalických kovov a najvyššie pre atómy vzácneho (inertného) plynu.
Elektrónová afinita (Ee) je energia uvoľnená alebo absorbovaná, keď je elektrón pripojený k atómu v plynnej fáze pri T = 0
K s premenou atómu na záporne nabitý ión bez prenosu kinetickej energie na časticu:
E + e- = E- + Ee.
Halogény, najmä fluór, majú maximálnu elektrónovú afinitu (Ee = -328 kJ/mol).
Hodnoty Ei a Ee sú vyjadrené v kilojouloch na mol (kJ/mol) alebo v elektrónvoltoch na atóm (eV).
Schopnosť viazaného atómu premiestňovať elektróny chemických väzieb smerom k sebe, čím sa zvyšuje hustota elektrónov okolo seba, tzv. elektronegativita.
Tento pojem zaviedol do vedy L. Pauling. Elektronegativitaoznačuje sa symbolom ÷ a charakterizuje tendenciu daného atómu pripájať elektróny pri vytváraní chemickej väzby.
Podľa R. Malikena sa elektronegativita atómu odhaduje polovičným súčtom ionizačných energií a elektrónovej afinity voľných atómov h = (Ee + Ei)/2
V obdobiach existuje všeobecná tendencia k zvýšeniu ionizačnej energie a elektronegativity so zvýšením náboja atómového jadra; v skupinách tieto hodnoty klesajú so zvýšením poradového čísla prvku.
Je potrebné zdôrazniť, že prvku nemožno priradiť konštantnú hodnotu elektronegativity, pretože závisí od mnohých faktorov, najmä od valenčného stavu prvku, typu zlúčeniny, do ktorej vstupuje, počtu a typu susedných atómov. .
Atómové a iónové polomery. Rozmery atómov a iónov sú určené rozmermi elektrónového obalu. Podľa kvantovej mechaniky nemá elektrónový obal presne definované hranice. Preto pre polomer voľného atómu alebo iónu môžeme vziať teoreticky vypočítaná vzdialenosť od jadra k polohe hlavnej maximálnej hustoty vonkajších elektrónových oblakov. Táto vzdialenosť sa nazýva orbitálny polomer. V praxi sa zvyčajne používajú hodnoty polomerov atómov a iónov v zlúčeninách vypočítané z experimentálnych údajov. V tomto prípade sa rozlišujú kovalentné a kovové polomery atómov.
Závislosť atómových a iónových polomerov od náboja jadra atómu prvku a je periodická. V periódach, keď sa atómové číslo zvyšuje, polomery majú tendenciu klesať. Najväčší pokles je typický pre prvky malých periód, keďže je v nich vyplnená vonkajšia elektronická úroveň. Vo veľkých periódach v rodinách d- a f-prvkov je táto zmena menej ostrá, pretože k naplneniu elektrónov v nich dochádza v preexternej vrstve. V podskupinách sa polomery atómov a iónov rovnakého typu spravidla zväčšujú.
Periodický systém prvkov je jasným príkladom prejavu rôznych druhov periodicity vo vlastnostiach prvkov, ktorý sa pozoruje horizontálne (v období zľava doprava), vertikálne (v skupine napr. zhora nadol). ), diagonálne, t.j. niektorá vlastnosť atómu sa zvyšuje alebo znižuje, ale periodicita je zachovaná.
V období zľava doprava (→) sa zvyšujú oxidačné a nekovové vlastnosti prvkov, kým redukčné a kovové vlastnosti klesajú. Takže zo všetkých prvkov obdobia 3 bude sodík najaktívnejším kovom a najsilnejším redukčným činidlom a chlór bude najsilnejším oxidačným činidlom.
chemická väzba- ide o vzájomné prepojenie atómov v molekule alebo kryštálovej mriežke v dôsledku pôsobenia elektrických príťažlivých síl medzi atómami.
Ide o interakciu všetkých elektrónov a všetkých jadier, ktorá vedie k vytvoreniu stabilného, polyatómového systému (radikál, molekulárny ión, molekula, kryštál).
Chemická väzba sa uskutočňuje valenčnými elektrónmi. Podľa moderných koncepcií má chemická väzba elektronickú povahu, ale uskutočňuje sa rôznymi spôsobmi. Preto existujú tri hlavné typy chemických väzieb: kovalentné, iónové, kovové Medzi molekulami vzniká vodíková väzba, a stane sa van der Waalsove interakcie.
Hlavné charakteristiky chemickej väzby sú:
- dĺžka väzby - je medzijadrová vzdialenosť medzi chemicky viazanými atómami.
Závisí to od povahy interagujúcich atómov a od násobnosti väzby. S nárastom multiplicity sa dĺžka väzby znižuje a následne sa zvyšuje jej pevnosť;
- násobnosť väzby - je určená počtom elektrónových párov spájajúcich dva atómy. So zvyšujúcou sa multiplicitou sa zvyšuje väzbová energia;
- uhol pripojenia- uhol medzi pomyselnými priamkami prechádzajúcimi cez jadrá dvoch chemicky prepojených susedných atómov;
Väzbová energia E CB - je to energia, ktorá sa uvoľňuje pri tvorbe tejto väzby a vynakladá sa na jej rozbitie, kJ / mol.
kovalentná väzba - Chemická väzba vytvorená zdieľaním páru elektrónov s dvoma atómami.
Vysvetlenie chemickej väzby objavením sa spoločných elektrónových párov medzi atómami tvorilo základ spinovej teórie valencie, ktorej nástrojom je metóda valenčnej väzby (MVS) , objavil Lewis v roku 1916. Na kvantovomechanický popis chemickej väzby a štruktúry molekúl sa používa iná metóda - molekulárna orbitálna metóda (MMO) .
Metóda valenčnej väzby
Základné princípy vzniku chemickej väzby podľa MVS:
1. Chemická väzba vzniká vďaka valenčným (nespárovým) elektrónom.
2. Elektróny s antiparalelnými spinmi patriace dvom rôznym atómom sa stávajú bežnými.
3. Chemická väzba vzniká len vtedy, ak sa pri priblížení dvoch alebo viacerých atómov k sebe zníži celková energia sústavy.
4. Hlavné sily pôsobiace v molekule sú elektrického, coulombovského pôvodu.
5. Čím silnejšie je spojenie, tým viac sa vzájomne prekrývajúce elektrónové oblaky prekrývajú.
Na vytvorenie kovalentnej väzby existujú dva mechanizmy:
výmenný mechanizmus. Väzba vzniká zdieľaním valenčných elektrónov dvoch neutrálnych atómov. Každý atóm dáva jeden nepárový elektrón spoločnému elektrónovému páru:
Ryža. 7. Mechanizmus výmeny pre vznik kovalentnej väzby: a- nepolárne; b- polárny
Donor-akceptorový mechanizmus. Jeden atóm (donor) poskytuje elektrónový pár a ďalší atóm (akceptor) poskytuje tomuto páru prázdny orbitál.
spojenia, vzdelaný podľa mechanizmu donor-akceptor patria medzi komplexné zlúčeniny
 |
Ryža. 8. Donor-akceptorový mechanizmus tvorby kovalentnej väzby
Kovalentná väzba má určité vlastnosti.
Sýtosť - vlastnosť atómov vytvárať presne definovaný počet kovalentných väzieb. V dôsledku nasýtenia väzieb majú molekuly určité zloženie.
|
Orientácia - t . spojenie je vytvorené v smere maximálneho prekrytia elektrónových oblakov . Vzhľadom na čiaru spájajúcu stredy atómov tvoriacich väzbu existujú: σ a π (obr. 9): σ-väzba - vzniká prekrytím AO pozdĺž čiary spájajúcej stredy interagujúcich atómov; π-väzba je väzba, ktorá sa vyskytuje v smere osi kolmej na priamku spájajúcu jadrá atómu. Orientácia väzby určuje priestorovú štruktúru molekúl, t.j. ich geometrický tvar. hybridizácia - ide o zmenu tvaru niektorých orbitálov pri vzniku kovalentnej väzby za účelom dosiahnutia efektívnejšieho prekrývania orbitálov. Chemická väzba vytvorená za účasti elektrónov hybridných orbitálov je silnejšia ako väzba za účasti elektrónov nehybridných s- a p-orbitálov, pretože sa viac prekrýva. Existujú nasledujúce typy hybridizácie (obr. 10, tabuľka 31): |
sp hybridizácia - jeden s-orbitál a jeden p-orbitál sa zmenia na dva rovnaké "hybridné" orbitály, ktorých uhol medzi osami je 180°. Molekuly, v ktorých dochádza k hybridizácii sp, majú lineárnu geometriu (BeCl2).hybridizácia sp2- jeden s-orbitál a dva p-orbitály sa zmenia na tri rovnaké "hybridné" orbitály, ktorých uhol medzi osami je 120°. Molekuly, v ktorých sa uskutočňuje hybridizácia sp2, majú plochú geometriu (BF3, AlCl3).
sp 3-hybridizácia- jeden s-orbitál a tri p-orbitály sa menia na štyri identické "hybridné" orbitály, ktorých uhol medzi osami je 109° 28". Molekuly, v ktorých dochádza k hybridizácii sp 3, majú tetraedrickú geometriu (CH 4 , NH3).
Ryža. 10. Typy hybridizácií valenčných orbitálov: a - sp-hybridizácia valenčných orbitálov; b - sp2- hybridizácia valenčných orbitálov; v - sp 3 - hybridizácia valenčných orbitálov
Atóm- elektricky neutrálna častica pozostávajúca z kladne nabitého jadra a záporne nabitých elektrónov. V strede atómu je kladne nabité jadro. Zaberá nepodstatnú časť priestoru vo vnútri atómu, je v ňom sústredený všetok kladný náboj a takmer celá hmotnosť atómu.
Jadro pozostáva z elementárnych častíc – protónu a neutrónu; Elektróny sa pohybujú okolo atómového jadra v uzavretých orbitáloch.
protón (p)- elementárna častica s relatívnou hmotnosťou 1,00728 atómových hmotnostných jednotiek a nábojom +1 konvenčná jednotka. Počet protónov v atómovom jadre sa rovná poradovému číslu prvku v Periodickom systéme D.I. Mendelejev.
neutrón (n)- elementárna neutrálna častica s relatívnou hmotnosťou 1,00866 atómovej hmotnostnej jednotky (am.m.u.).
Počet neutrónov v jadre N je určený vzorcom:
kde A je hmotnostné číslo, Z je náboj jadra, rovná sa číslu protóny (sériové číslo).
Zvyčajne sa parametre jadra atómu zapisujú takto: náboj jadra je umiestnený vľavo dole od symbolu prvku a hmotnostné číslo je umiestnené hore, napríklad:
Tento záznam ukazuje, že jadrový náboj (teda počet protónov) pre atóm fosforu je 15, hmotnostné číslo je 31 a počet neutrónov je 31 - 15 = 16. Keďže sa hmotnosti protónu a neutrónu líšia len veľmi málo od seba, hmotnosť číslo sa približne rovná relatívnej atómovej hmotnosti jadra.
elektrón (e -)- elementárna častica s hmotnosťou 0,00055 a. e.m. a podmienený poplatok –1. Počet elektrónov v atóme sa rovná náboju atómového jadra (poradové číslo prvku v Periodickom systéme D.I. Mendelejeva).
Elektróny sa pohybujú okolo jadra po presne definovaných dráhach a vytvárajú takzvaný elektrónový oblak.
Oblasť priestoru okolo atómového jadra, kde sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón (90 % alebo viac), určuje tvar elektrónového oblaku.
Elektrónový oblak s-elektrónu má guľový tvar; podhladina s-energie môže mať maximálne dva elektróny.
Elektrónový oblak p-elektrónu má tvar činky; Tri p-orbitály môžu pojať maximálne šesť elektrónov.
Orbitály sú zobrazené ako štvorec, nad alebo pod ktorým píšu hodnoty hlavných a sekundárnych kvantových čísel, ktoré opisujú tento orbitál. Takýto záznam sa nazýva grafický elektronický vzorec, napríklad:
V tomto vzorci šípky označujú elektrón a smer šípky zodpovedá smeru rotácie - vlastnému magnetickému momentu elektrónu. Elektróny s opačnými spinmi ↓ sa nazývajú párové.
Elektronické konfigurácie atómov prvkov možno znázorniť ako elektronické vzorce, v ktorých sú označené symboly podúrovne, koeficient pred symbolom podúrovne vyjadruje príslušnosť k tejto úrovni a stupeň symbolu zobrazuje číslo. elektrónov tejto podúrovne.
Tabuľka 1 ukazuje štruktúru elektrónových obalov atómov prvých 20 prvkov Periodickej tabuľky chemických prvkov D.I. Mendelejev.
Chemické prvky, v ktorých atómoch je s-podúroveň vonkajšej úrovne doplnená jedným alebo dvoma elektrónmi, sa nazývajú s-prvky. Chemické prvky, v ktorých atómoch je vyplnená p-podúroveň (od jedného do šiestich elektrónov), sa nazývajú p-prvky.
Počet elektrónových vrstiev v atóme chemického prvku sa rovná číslu periódy.
V súlade s Hundovo pravidlo elektróny sú umiestnené v orbitáloch rovnakého typu rovnakej energetickej hladiny tak, že celkový spin je maximálny. V dôsledku toho pri napĺňaní energetickej podúrovne každý elektrón najprv obsadí samostatnú bunku a až potom sa začne ich párovanie. Napríklad pre atóm dusíka budú všetky p-elektróny v samostatných bunkách a pre kyslík začne ich párovanie, ktoré úplne skončí neónom.
izotopy nazývané atómy toho istého prvku, obsahujúce vo svojich jadrách rovnaký počet protónov, ale rôzny počet neutrónov.
Izotopy sú známe pre všetky prvky. Preto sú atómové hmotnosti prvkov v periodickom systéme priemernou hodnotou hmotnostných čísel prírodných zmesí izotopov a líšia sa od celočíselných hodnôt. Atómová hmotnosť prírodnej zmesi izotopov teda nemôže slúžiť ako hlavná charakteristika atóm, a teda prvok. Takouto charakteristikou atómu je jadrový náboj, ktorý určuje počet elektrónov v elektrónovom obale atómu a jeho štruktúru.
Poďme sa pozrieť na niekoľko typických úloh v tejto časti.
Príklad 1 Ktorý atóm prvku má elektrónovú konfiguráciu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?
Tento prvok má na svojej vonkajšej energetickej úrovni jeden 4s elektrón. Preto je tento chemický prvok vo štvrtej perióde prvej skupiny hlavnej podskupiny. Tento prvok je draslík.
K tejto odpovedi sa dá dospieť aj iným spôsobom. Sčítaním celkového počtu všetkých elektrónov dostaneme 19. Celkový počet elektrónov sa rovná atómovému číslu prvku. Draslík je číslo 19 v periodickej tabuľke.
Príklad 2 Najvyšší oxid RO 2 zodpovedá chemickému prvku. Elektronická konfigurácia vonkajšej energetickej hladiny atómu tohto prvku zodpovedá elektronickému vzorcu:
- ns 2 np 4
- ns 2 np 2
- ns 2 np 3
- ns 2 np 6
Podľa vzorca najvyššieho oxidu (pozri vzorce najvyšších oxidov v periodickom systéme) zistíme, že tento chemický prvok patrí do štvrtej skupiny hlavnej podskupiny. Tieto prvky majú na svojej vonkajšej energetickej úrovni štyri elektróny – dva s a dva p. Správna odpoveď je teda 2.
Tréningové úlohy
1. Celkový počet s-elektrónov v atóme vápnika je
1) 20
2) 40
3) 8
4) 6
2. Počet spárovaných p-elektrónov v atóme dusíka je
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
3. Počet nepárových s-elektrónov v atóme dusíka je
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
4. Počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni atómu argónu je
1) 18
2) 6
3) 4
4) 8
5. Počet protónov, neutrónov a elektrónov v atóme 9 4 Be je
1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9
6. Distribúcia elektrónov cez elektrónové vrstvy 2; osem; 4 - zodpovedá atómu umiestnenému v (v)
1) 3. obdobie, skupina IA
2) 2. obdobie, skupina IVA
3) 3. obdobie, skupina IVA
4) 3. tretina, skupina VA
7. Chemický prvok nachádzajúci sa v 3. perióde skupiny VA zodpovedá schéme elektrónovej štruktúry atómu
1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2
8. Chemický prvok s elektrónovou konfiguráciou 1s 2 2s 2 2p 4 tvorí prchavú vodíkovú zlúčeninu, ktorej vzorec je
1) EN
2) SK 2
3) SK 3
4) SK 4
9. Počet elektrónových vrstiev v atóme chemického prvku je
1) jeho sériové číslo
2) číslo skupiny
3) počet neutrónov v jadre
4) číslo obdobia
10. Počet vonkajších elektrónov v atómoch chemických prvkov hlavných podskupín je
1) sériové číslo prvku
2) číslo skupiny
3) počet neutrónov v jadre
4) číslo obdobia
11. Dva elektróny sú vo vonkajšej elektrónovej vrstve atómov každého z chemických prvkov v sérii
1) On, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B
12. Chemický prvok, ktorého elektronický vzorec je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 tvorí oxid kompozície
1) Li20
2) MgO
3) K2O
4) Na20
13. Počet elektrónových vrstiev a počet p-elektrónov v atóme síry je
1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10
14. Elektrónová konfigurácia ns 2 np 4 zodpovedá atómu
1) chlór
2) síra
3) horčík
4) kremík
15. Valenčné elektróny atómu sodíka v základnom stave sú na energetickej podúrovni
1) 2s
2) 2p
3) 3 s
4) 3p
16. Atómy dusíka a fosforu majú
1) rovnaký počet neutrónov
2) rovnaký počet protónov
3) rovnaká konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy
17. Atómy vápnika majú rovnaký počet valenčných elektrónov
1) draslík
2) hliník
3) berýlium
4) bór
18. Atómy uhlíka a fluóru majú
1) rovnaký počet neutrónov
2) rovnaký počet protónov
3) rovnaký počet elektronických vrstiev
4) rovnaký počet elektrónov
19. Na atóme uhlíka v základnom stave je počet nespárovaných elektrónov
1) 1
3) 3
2) 2
4) 4
20. V atóme kyslíka v základnom stave je počet spárovaných elektrónov
