domov Družina in otroci

Elektronska strukturna formula fluora. Katalog datotek o kemiji

Ugotovimo, kako ustvariti elektronsko formulo kemijskega elementa. To vprašanje je pomembno in relevantno, saj daje predstavo ne le o strukturi, ampak tudi o domnevni fizični in kemijske lastnosti zadevni atom.

Pravila kompilacije

Da bi sestavili grafično in elektronsko formulo kemijskega elementa, je potrebno razumeti teorijo zgradbe atoma. Za začetek obstajata dve glavni komponenti atoma: jedro in negativni elektroni. Jedro vključuje nevtrone, ki nimajo naboja, pa tudi protone, ki imajo pozitiven naboj.

Ko razpravljamo o tem, kako sestaviti in določiti elektronsko formulo kemičnega elementa, ugotavljamo, da bo za iskanje števila protonov v jedru potreben periodični sistem Mendelejeva.

Število elementa po vrstnem redu ustreza številu protonov v njegovem jedru. Število obdobja, v katerem se nahaja atom, označuje število energijskih plasti, na katerih se nahajajo elektroni.

Za določitev števila nevtronov brez električni naboj, je potrebno njegovo atomsko število (število protonov) odšteti od relativne mase atoma elementa.

Navodila

Da bi razumeli, kako sestaviti elektronsko formulo kemijskega elementa, upoštevajte pravilo za polnjenje podravni z negativnimi delci, ki ga je oblikoval Klechkovsky.

Glede na to, koliko proste energije imajo proste orbitale, se sestavi serija, ki označuje zaporedje nivojev polnjenja z elektroni.

Vsaka orbitala vsebuje le dva elektrona, ki sta razporejena v antiparalelnih vrtljajih.

Za izražanje strukture elektronskih lupin se uporabljajo grafične formule. Kako izgledajo elektronske formule atomov? kemični elementi? Kako ustvariti grafične možnosti? Ta vprašanja so vključena v šolski tečaj kemije, zato se bomo na njih podrobneje posvetili.

Obstaja določena matrika (osnova), ki se uporablja pri pripravi grafičnih formul. Za s-orbitalo je značilna samo ena kvantna celica, v kateri sta dva elektrona nameščena drug nasproti drugega. Grafično so označeni s puščicami. Pri p-orbitali so upodobljene tri celice, od katerih vsaka vsebuje tudi dva elektrona, d-orbitala vsebuje deset elektronov, f-orbitala pa je zapolnjena s štirinajstimi elektroni.

Primeri sestavljanja elektronskih formul

Nadaljujmo pogovor o tem, kako sestaviti elektronsko formulo kemijskega elementa. Na primer, ustvariti morate grafično in elektronsko formulo za element mangan. Najprej določimo položaj tega elementa v periodnem sistemu. Ima atomsko številko 25, torej je v atomu 25 elektronov. Mangan je element četrte dobe in ima zato štiri energijske ravni.

Kako napisati elektronsko formulo kemijskega elementa? Zapišemo znak elementa in njegovo zaporedno številko. S pravilom Klečkovskega porazdelimo elektrone med energijske nivoje in podravni. Postavimo jih zaporedno na prvo, drugo in tretjo raven, tako da v vsako celico postavimo dva elektrona.

Nato jih seštejemo in dobimo 20 kosov. Trije nivoji so popolnoma zapolnjeni z elektroni, na četrtem pa ostane samo pet elektronov. Glede na to, da ima vsak tip orbitale svojo zalogo energije, preostale elektrone razporedimo v podravni 4s in 3d. Posledično ima končna elektronska grafična formula za atom mangana naslednjo obliko:

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

Praktični pomen

Z uporabo elektronskih grafičnih formul lahko jasno vidite število prostih (nesparjenih) elektronov, ki določajo valenco danega kemijskega elementa.

Ponujamo splošen algoritem dejanj, s katerim lahko ustvarite elektronske grafične formule za vse atome, ki se nahajajo v periodnem sistemu.

Najprej je treba določiti število elektronov z uporabo periodnega sistema. Številka obdobja označuje število energijskih nivojev.

Pripadnost določeni skupini je povezana s številom elektronov, ki se nahajajo na zunanjem energijskem nivoju. Ravni so razdeljene na podravni in izpolnjene ob upoštevanju pravila Klečkovskega.

Zaključek

Da bi določili valenčne možnosti katerega koli kemijskega elementa, ki se nahaja v periodnem sistemu, je treba sestaviti elektronsko grafično formulo njegovega atoma. Zgornji algoritem vam bo omogočil, da se spopadete z nalogo, določite možne kemikalije in fizične lastnosti atom.

Konvencionalna predstavitev porazdelitve elektronov v elektronskem oblaku po nivojih, podnivojih in orbitalah se imenuje elektronska formula atoma.

Pravila, ki temeljijo na|na podlagi| kateri|ki| sestaviti|predati| elektronske formule

1. Načelo minimalne energije: manj kot ima sistem energije, bolj je stabilen.

2. Pravilo Klečkovskega: porazdelitev elektronov med nivoji in podnivoji elektronskega oblaka poteka v naraščajočem vrstnem redu glede na vrednost vsote glavnega in orbitalnega kvantnega števila (n + 1). Če sta vrednosti enaki (n + 1), se najprej zapolni podravni, ki ima manjšo vrednost 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 Številka ravni n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbitalno 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 kvantno število

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 Klečkovskega

1* - glej tabelo št. 2.

3. Hundovo pravilo: pri zapolnjevanju orbital enega podravni nižja raven energija ustreza postavitvi elektronov z vzporednimi vrtljaji.

Kompilacija|prepustnice| elektronske formule

Potencialne serije: 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 Klečkovskega

Vrstni red izpolnjevanja Elektronika 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

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

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

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

Informacijska vsebina elektronskih formul

1. Položaj elementa v periodiki|periodiki| sistem.

2. Možne stopnje| oksidacija elementa.

3. Kemični značaj elementa.

4. Sestava|skladišče| in lastnosti povezav elementov.

Položaj elementa v periodični dobi|občasno|Sistem D. I. Mendelejeva:

A) številka obdobja, v katerem se nahaja element, ustreza številu ravni, na katerih se nahajajo elektroni;

b) številka skupine, ki ji pripada dani element, je enaka vsoti valenčnih elektronov. Valenčni elektroni za atome s- in p-elementov so elektroni zunanje ravni; za d – elemente so to elektroni zunanjega nivoja in nezapolnjenega podnivoja prejšnjega nivoja.

V) elektronska družina določena s simbolom podravni, na katero pride zadnji elektron (s-, p-, d-, f-).

G) podskupina določeno s pripadnostjo elektronski družini: s - in p - elementi zavzemajo glavne podskupine, d - elementi - sekundarne, f - elementi zavzemajo ločene odseke v spodnjem delu periodnega sistema (aktinoidi in lantanidi).

2. Možne stopnje| oksidacija elementov.

Oksidacijsko stanje je naboj, ki ga atom pridobi, ko odda ali pridobi elektrone.

Atomi, ki oddajo elektrone, pridobijo pozitiven naboj, ki je enak številu oddanih elektronov (naboj elektronov (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Atom, ki je oddal elektrone, se spremeni v kation(pozitivno nabit ion). Postopek odstranitve elektrona iz atoma se imenuje proces ionizacije. Energija, potrebna za izvedbo tega procesa, se imenuje ionizacijska energija ( Eion, eV).

Prvi se od atoma ločijo elektroni zunanjega nivoja, ki v orbitali nimajo para – nesparjeni. V prisotnosti prostih orbital znotraj enega nivoja se pod vplivom zunanje energije elektroni, ki so tvorili pare na tem nivoju, razparijo in nato vsi skupaj ločijo. Proces razparjevanja, ki nastane kot posledica absorpcije dela energije enega od elektronov para in njegovega prehoda na višjo podnivo, se imenuje proces vzbujanja.

Največje število elektronov, ki jih atom lahko odda, je enako številu valenčnih elektronov in ustreza številu skupine, v kateri se element nahaja. Imenuje se naboj, ki ga atom pridobi po izgubi vseh svojih valenčnih elektronov najvišje oksidacijsko stanje atom.

Atomi elementov, ki imajo na zunanjem nivoju od 4 do 7 elektronov, dosežejo energijsko stabilno stanje ne le z oddajanjem elektronov, ampak tudi z dodajanjem le-teh. Posledično nastane nivo (.ns 2 p 6) - stabilno stanje inertnega plina.

Atom, ki ima dodane elektrone, pridobi negativnostopnjaoksidacijo– negativni naboj, ki je enak številu prevzetih elektronov.

Z E 0 + ne  Z E - n

Število elektronov, ki jih atom lahko doda, je enako številu (8 –N|), kjer je N številka skupine, v kateri|kateri| element (ali število valenčnih elektronov).

Proces dodajanja elektronov atomu spremlja sproščanje energije, ki se imenuje afiniteta do elektrona (Esaffinity,eB).

Elektronska konfiguracija atoma je formula, ki prikazuje razporeditev elektronov v atomu po nivojih in podnivojih. Po preučevanju članka boste izvedeli, kje in kako se nahajajo elektroni, se seznanili s kvantnimi števili in lahko po njegovem številu sestavite elektronsko konfiguracijo atoma, na koncu članka je tabela elementov.

Zakaj preučevati elektronsko konfiguracijo elementov?

Atomi so kot konstrukcijski sklop: obstaja določeno število delov, ki se med seboj razlikujejo, vendar sta dva dela iste vrste popolnoma enaka. Toda ta konstrukcijski set je veliko bolj zanimiv kot plastični in evo zakaj. Konfiguracija se spreminja glede na to, kdo je v bližini. Na primer kisik poleg vodika mogoče spremeni v vodo, v bližini natrija se spremeni v plin, v bližini železa pa ga popolnoma spremeni v rjo. Da bi odgovorili na vprašanje, zakaj se to zgodi, in napovedali obnašanje atoma poleg drugega, je treba preučiti elektronsko konfiguracijo, o kateri bomo govorili v nadaljevanju.

Koliko elektronov je v atomu?

Atom je sestavljen iz jedra in elektronov, ki se vrtijo okoli njega, jedro pa iz protonov in nevtronov. V nevtralnem stanju ima vsak atom število elektronov, ki je enako številu protonov v njegovem jedru. Število protonov je označeno z atomskim številom elementa, na primer žveplo ima 16 protonov - 16. element periodnega sistema. Zlato ima 79 protonov - 79. element periodnega sistema. V skladu s tem ima žveplo 16 elektronov v nevtralnem stanju, zlato pa 79 elektronov.

Kje iskati elektron?

Z opazovanjem obnašanja elektrona so izpeljani določeni vzorci, ki jih opisujejo kvantna števila, skupaj so štiri:

Glavno kvantno število
Orbitalno kvantno število
Magnetno kvantno število
Spinsko kvantno število

Orbitalno

Nadalje bomo namesto besede orbita uporabljali izraz orbitala; orbitala je valovna funkcija elektrona, v grobem je območje, v katerem elektron preživi 90% svojega časa.

N - raven
L - školjka
M l - orbitalno število
M s - prvi ali drugi elektron v orbitali

Orbitalno kvantno število l

Kot rezultat preučevanja elektronskega oblaka so ugotovili, da ima oblak glede na energijsko raven štiri glavne oblike: žogo, uteži in dve drugi, bolj zapleteni. Glede na naraščajočo energijo se te oblike imenujejo s-, p-, d- in f-lupina. Vsaka od teh lupin ima lahko 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) in 7 (na f) orbital. Orbitalno kvantno število je lupina, v kateri se nahajajo orbitale. Orbitalno kvantno število za orbitale s, p, d in f ima vrednosti 0, 1, 2 oziroma 3.

Na s-lupini je ena orbitala (L=0) - dva elektrona
Na p-lupini (L=1) so tri orbitale - šest elektronov
Na d-lupini (L=2) je pet orbital - deset elektronov
Na f-lupini (L=3) je sedem orbital - štirinajst elektronov

Magnetno kvantno število m l

Na p-lupini so tri orbitale, označene so s številkami od -L do +L, to je za p-lupino (L=1) orbitale "-1", "0" in "1" . Magnetno kvantno število označujemo s črko m l.

Znotraj lupine se elektroni lažje nahajajo v različnih orbitalah, zato prvi elektroni zapolnijo po enega v vsaki orbitali, nato pa se vsaki doda par elektronov.

Razmislite o d-lupini:
D-lupina ustreza vrednosti L=2, to je pet orbital (-2,-1,0,1 in 2), prvih pet elektronov zapolni lupino z vrednostmi M l =-2, M l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.

Spinsko kvantno število m s

Spin je smer vrtenja elektrona okoli svoje osi, smeri sta dve, zato ima spinsko kvantno število dve vrednosti: +1/2 in -1/2. En energijski podnivo lahko vsebuje samo dva elektrona z nasprotnimi spini. Spinsko kvantno število je označeno z m s

Glavno kvantno število n

Glavno kvantno število je raven energije pri ta trenutek poznanih je sedem energijskih nivojev, od katerih je vsak označen z arabsko številko: 1,2,3,...7. Število školjk na vsaki ravni je enako številki ravni: na prvi stopnji je ena školjka, na drugi dve itd.

Elektronska številka

Torej, vsak elektron lahko opišemo s štirimi kvantnimi števili, kombinacija teh števil je edinstvena za vsako pozicijo elektrona, vzemimo prvi elektron, najnižja raven energije je N = 1, na prvi ravni je ena lupina, prva lupina na kateri koli ravni ima obliko krogle (s -lupina), tj. L=0, lahko magnetno kvantno število zavzame samo eno vrednost, M l =0 in spin bo enak +1/2. Če vzamemo peti elektron (v katerem koli atomu je), potem bodo glavna kvantna števila zanj: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Sestava atoma.

Atom je sestavljen iz atomsko jedro in elektronska lupina.

Jedro atoma je sestavljeno iz protonov ( p+) in nevtroni ( n 0). Večina vodikovih atomov ima jedro, sestavljeno iz enega protona.

Število protonov n(p+) je enak jedrskemu naboju ( Z) in vrstno številko elementa v naravnem nizu elementov (in v periodnem sistemu elementov).

n(str +) = Z

Vsota nevtronov n(n 0), označeno preprosto s črko n, in število protonov Z klical masno število in je označen s črko A.

A = Z + n

Elektronsko ovojnico atoma sestavljajo elektroni, ki se gibljejo okoli jedra ( e -).

Število elektronov n(e-) v elektronski ovojnici nevtralnega atoma je enako številu protonov Z v svojem jedru.

Masa protona je približno enaka masi nevtrona in 1840-krat večja od mase elektrona, torej je masa atoma skoraj enaka masi jedra.

Oblika atoma je sferična. Polmer jedra je približno 100.000-krat manjši od polmera atoma.

Kemični element- vrsta atomov (zbirka atomov) z enakim jedrskim nabojem (z enakim številom protonov v jedru).

Izotop- zbirka atomov istega elementa z enakim številom nevtronov v jedru (ali vrsta atoma z enakim številom protonov in enakim številom nevtronov v jedru).

Različni izotopi se med seboj razlikujejo po številu nevtronov v jedrih svojih atomov.

Oznaka posameznega atoma ali izotopa: (E - simbol elementa), na primer: .

Zgradba elektronske lupine atoma

Atomska orbitala- stanje elektrona v atomu. Simbol za orbitalo je . Vsaka orbitala ima ustrezen elektronski oblak.

Orbitale realnih atomov v osnovnem (nevzbujenem) stanju so štiri vrste: s, str, d in f.

Elektronski oblak- del prostora, v katerem se elektron nahaja z verjetnostjo 90 (ali več) odstotkov.

Opomba: včasih se pojma "atomska orbitala" in "elektronski oblak" ne razlikujeta, oba pa imenujeta "atomska orbitala".

Elektronska ovojnica atoma je plastna. Elektronski sloj tvorijo enako veliki elektronski oblaki. Oblikujejo se orbitale ene plasti elektronski ("energijski") nivo, sta njuni energiji enaki za atom vodika, vendar različni za druge atome.

Orbitale iste vrste so združene v elektronski (energija) podravni:
s- podnivoj (sestavljen iz enega s-orbitale), simbol - .
str- podnivoj (sestavljen iz treh str
d- podnivoj (sestavljen iz petih d-orbitale), simbol - .
f- podnivoj (sestavljen iz sedmih f-orbitale), simbol - .

Energije orbital istega podravni so enake.

Pri označevanju podravni se simbolu podnivoja doda številka plasti (elektronske ravni), npr.: 2 s, 3str, 5d pomeni s- podnivoj druge stopnje, str-podnivo tretje stopnje, d-podravni pete stopnje.

Skupno število podravni na eni ravni je enako številki ravni n. Skupno število orbital na eni ravni je enako n 2. V skladu s tem je skupno število oblakov v eni plasti enako n 2 .

Oznake: - prosta orbitala (brez elektronov), - orbitala z nesparjenim elektronom, - orbitala z elektronskim parom (z dvema elektronoma).

Vrstni red, v katerem elektroni zapolnijo orbitale atoma, je določen s tremi naravnimi zakoni (formulacije so podane poenostavljeno):

1. Načelo najmanjše energije - elektroni polnijo orbitale po naraščajoči energiji orbital.

2. Paulijev princip - v eni orbitali ne moreta biti več kot dva elektrona.

3. Hundovo pravilo - znotraj podravni elektroni najprej zapolnijo prazne orbitale (eden za drugim), šele nato tvorijo elektronske pare.

Skupno število elektronov v elektronski ravni (ali elektronski plasti) je 2 n 2 .

Porazdelitev podravni po energiji je izražena kot sledi (po naraščajoči energiji):

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

To zaporedje je jasno izraženo z energijskim diagramom:

Porazdelitev elektronov atoma po ravneh, podnivojih in orbitalah (elektronska konfiguracija atoma) je mogoče prikazati kot elektronsko formulo, energijski diagram ali, preprosteje, kot diagram elektronskih plasti ("elektronski diagram").

Primeri elektronske strukture atomov:

Valenčni elektroni- elektroni atoma, ki lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi. Za vsak atom so to vsi zunanji elektroni plus tisti predzunanji elektroni, katerih energija je večja od energije zunanjih. Na primer: atom Ca ima 4 zunanje elektrone s 2, so tudi valenca; atom Fe ima 4 zunanje elektrone s 2, on pa ima 3 d 6, zato ima atom železa 8 valenčnih elektronov. Valenčna elektronska formula kalcijevega atoma je 4 s 2 in atomi železa - 4 s 2 3d 6 .

Periodni sistem kemijskih elementov D. I. Mendelejeva
(naravni sistem kemičnih elementov)

Periodični zakon kemijskih elementov(moderna formulacija): lastnosti kemičnih elementov, pa tudi preprostih in kompleksnih snovi, ki jih tvorijo, so periodično odvisne od vrednosti naboja atomskih jeder.

Periodni sistem- grafično izražanje periodičnega zakona.

Naravna serija kemičnih elementov- vrsta kemičnih elementov, razvrščenih glede na naraščajoče število protonov v jedrih njihovih atomov ali, kar je enako, glede na naraščajoče naboje jeder teh atomov. Serijska številka elementa v tej vrstici enako številu protonov v jedru katerega koli atoma tega elementa.

Tabela kemijskih elementov je sestavljena tako, da se naravne vrste kemijskih elementov "razrežejo". obdobja(vodoravne vrstice tabele) in skupine (navpični stolpci tabele) elementov s podobno elektronsko zgradbo atomov.

Tabela je lahko glede na način združevanja elementov v skupine dolgotrajno(elemente z enakim številom in vrsto valenčnih elektronov zberemo v skupine) in kratko obdobje(elementi z enakim številom valenčnih elektronov so zbrani v skupine).

Skupine kratkoperiodične tabele so razdeljene v podskupine ( glavni in strani), ki sovpada s skupinami dolgoperiodične tabele.

Vsi atomi elementov iste periode imajo enako število elektronskih plasti, ki je enako številu periode.

Število elementov v obdobjih: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Večina elementov osme dobe je bila pridobljena umetno, zadnji elementi te dobe še niso bili sintetizirani. Vsa obdobja razen prvega se začnejo z elementom, ki tvori alkalijske kovine (Li, Na, K, itd.) in končajo z elementom, ki tvori žlahtne pline (He, Ne, Ar, Kr, itd.).

V kratkoperiodični tabeli je osem skupin, od katerih je vsaka razdeljena na dve podskupini (glavno in sekundarno), v dolgoperiodični tabeli je šestnajst skupin, ki so oštevilčene z rimskimi številkami s črkama A ali B, za primer: IA, IIIB, VIA, VIIB. Skupina IA dolgoperiodičnega sistema ustreza glavni podskupini prve skupine kratkoperiodičnega sistema; skupina VIIB - sekundarna podskupina sedme skupine: ostalo - podobno.

Značilnosti kemijskih elementov se naravno spreminjajo v skupinah in obdobjih.

V obdobjih (z naraščajočo zaporedno številko)

jedrski naboj se poveča
poveča se število zunanjih elektronov,
radij atomov se zmanjša,
poveča se moč vezi med elektroni in jedrom (ionizacijska energija),
poveča se elektronegativnost,
povečajo se oksidacijske lastnosti preprostih snovi ("nekovinskost"),
redukcijske lastnosti enostavnih snovi oslabijo ("kovinskost"),
oslabi bazični značaj hidroksidov in ustreznih oksidov,
poveča se kisli značaj hidroksidov in ustreznih oksidov.

V skupinah (z naraščajočo zaporedno številko)

jedrski naboj se poveča
polmer atomov se poveča (samo v A-skupinah),
zmanjša se moč vezi med elektroni in jedrom (ionizacijska energija; samo v A-skupinah),
elektronegativnost se zmanjša (samo v A-skupinah),
oslabijo oksidacijske lastnosti enostavnih snovi ("nekovinskost"; samo v A-skupinah),
redukcijske lastnosti enostavnih snovi se povečajo ("kovinskost"; samo v A-skupinah),
poveča se bazičnost hidroksidov in ustreznih oksidov (samo v A-skupinah),
oslabi kisli značaj hidroksidov in ustreznih oksidov (samo v A-skupinah),
zmanjša se stabilnost vodikovih spojin (poveča se njihova redukcijska aktivnost; samo v A-skupinah).

Naloge in testi na temo "Tema 9. "Struktura atoma. Periodični zakon in periodični sistem kemijskih elementov D. I. Mendelejeva (PSHE) "."

Periodični zakon - Periodični zakon in zgradba atomov 8.–9
Poznati morate: zakonitosti zapolnjevanja orbital z elektroni (načelo najmanjše energije, Paulijev princip, Hundovo pravilo), zgradbo periodnega sistema elementov.
Morate znati: določiti sestavo atoma glede na položaj elementa v periodnem sistemu in, nasprotno, najti element v periodnem sistemu, če poznate njegovo sestavo; upodabljajo strukturni diagram, elektronsko konfiguracijo atoma, iona in, nasprotno, iz diagrama in elektronske konfiguracije določijo položaj kemijskega elementa v PSCE; označi element in snovi, ki jih tvori, glede na njegov položaj v PSCE; ugotavljajo spremembe polmera atomov, lastnosti kemijskih elementov in snovi, ki jih tvorijo znotraj ene periode in ene glavne podskupine periodnega sistema.
Primer 1. Določite število orbital na tretji elektronski ravni. Kaj so te orbitale?
Za določitev števila orbital uporabimo formulo n orbitale = n 2 kje n- številka stopnje. n orbitale = 3 2 = 9. Ena 3 s-, tri 3 str- in pet 3 d-orbitale.
Primer 2. Ugotovite, kateri atom elementa ima elektronsko formulo 1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 1 .
Da bi ugotovili, kateri element je, morate ugotoviti njegovo atomsko število, ki je enako skupnemu številu elektronov atoma. V tem primeru: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. To je aluminij.
Ko se prepričate, da ste se naučili vse, kar potrebujete, nadaljujte z izpolnjevanjem nalog. Želimo vam uspeh.

Priporočeno branje:
- O. S. Gabrielyan in drugi Kemija 11. razred. M., Droplja, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemija 11. razred. M., Izobraževanje, 2001.

Zapisan je v obliki tako imenovanih elektronskih formul. V elektronskih formulah črke s, p, d, f označujejo energijske podravni elektronov; Številke pred črkami označujejo energijski nivo, v katerem se nahaja določen elektron, indeks zgoraj desno pa je število elektronov v danem podravni. Če želite sestaviti elektronsko formulo atoma katerega koli elementa, je dovolj, da poznate številko tega elementa v periodnem sistemu in upoštevate osnovna načela, ki urejajo porazdelitev elektronov v atomu.

Zgradbo elektronske ovojnice atoma lahko upodobimo tudi v obliki diagrama razporeditve elektronov v energijskih celicah.

Za atome železa ima ta shema naslednjo obliko:

Ta diagram jasno prikazuje izvajanje Hundovega pravila. Na podravni 3d je največje število celic (štiri) napolnjenih z nesparjenimi elektroni. Slika strukture elektronske lupine v atomu v obliki elektronskih formul in v obliki diagramov ne odraža jasno valovnih lastnosti elektrona.

Besedilo periodičnega zakona s spremembami DA. Mendelejev : lastnosti preprostih teles, kakor tudi oblike in lastnosti spojin elementov, so v periodični odvisnosti od velikosti atomskih mas elementov.

Sodobna formulacija periodičnega zakona: lastnosti elementov, kot tudi oblike in lastnosti njihovih spojin, so periodično odvisne od velikosti naboja jedra njihovih atomov.

Tako se je pozitivni naboj jedra (in ne atomska masa) izkazal za natančnejši argument, od katerega so odvisne lastnosti elementov in njihovih spojin.

Valenca- To je število kemičnih vezi, s katerimi je en atom povezan z drugim.
Valenčne možnosti atomi so določeni s številom neparnih elektronov in prisotnostjo prostih atomskih orbital na zunanji ravni. Struktura zunanjih energijskih nivojev atomov kemičnih elementov v glavnem določa lastnosti njihovih atomov. Zato se te ravni imenujejo valenčne ravni. Elektroni teh ravni, včasih pa tudi predzunanjih ravni, lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi. Takšni elektroni se imenujejo tudi valenčni elektroni.

Stehiometrična valenca kemični element - to je število ekvivalentov, ki jih lahko dani atom pritrdi nase, ali število ekvivalentov v atomu.

Ekvivalente določa število vezanih ali substituiranih vodikovih atomov, tako da je stehiometrična valenca enaka številu vodikovih atomov, s katerimi dani atom interagira. Vendar vsi elementi ne medsebojno delujejo prosto, vendar skoraj vsi medsebojno delujejo s kisikom, zato lahko stehiometrično valenco definiramo kot dvakratno število vezanih atomov kisika.

Na primer, stehiometrična valenca žvepla v vodikovem sulfidu H 2 S je 2, v oksidu SO 2 - 4, v oksidu SO 3 -6.

Pri določanju stehiometrične valence elementa s formulo binarne spojine je treba upoštevati pravilo: skupna valenca vseh atomov enega elementa mora biti enaka skupni valenci vseh atomov drugega elementa.

Oksidacijsko stanje tudi označuje sestavo snovi in je enaka stehiometrični valenci z znakom plus (za kovino ali bolj elektropozitiven element v molekuli) ali minus.

1. B preproste snovi oksidacijsko stanje elementov je nič.

2. Oksidacijsko stanje fluora v vseh spojinah je -1. Tudi preostali halogeni (klor, brom, jod) s kovinami, vodikom in drugimi bolj elektropozitivnimi elementi imajo oksidacijsko stopnjo -1, vendar imajo v spojinah z bolj elektronegativnimi elementi pozitivne vrednosti oksidacijska stanja.

3. Kisik v spojinah ima oksidacijsko stopnjo -2; izjema so vodikov peroksid H 2 O 2 in njegovi derivati (Na 2 O 2, BaO 2 itd., v katerih ima kisik oksidacijsko stanje -1, pa tudi kisikov fluorid OF 2, v katerem je oksidacijsko stanje kisika je +2.

4. Alkalni elementi (Li, Na, K itd.) In elementi glavne podskupine druge skupine periodnega sistema (Be, Mg, Ca itd.) Imajo vedno oksidacijsko stanje, ki je enako številki skupine, tj. je +1 oziroma +2.

5. Vsi elementi tretje skupine, razen talija, imajo konstantno oksidacijsko stanje, ki je enako številu skupine, tj. +3.

6. Najvišje oksidacijsko stanje elementa je enako številki skupine periodnega sistema, najnižja pa razlika: številka skupine - 8. Na primer, najvišja stopnja oksidacija dušika (nahaja se v peti skupini) je +5 (pri dušikovi kislini in njenih solih), najnižja pa je -3 (pri amoniaku in amonijevih soli).

7. Oksidacijska stanja elementov v spojini se med seboj izničijo, tako da je njihova vsota za vse atome v molekuli ali nevtralni formulski enoti enaka nič, za ion pa je to njegov naboj.

Ta pravila se lahko uporabijo za določitev neznanega oksidacijskega stanja elementa v spojini, če so oksidacijska stanja drugih znana, in za sestavo formul za večelementne spojine.

Oksidacijsko stanje (oksidacijsko število) — pomožna konvencionalna vrednost za zapisovanje procesov oksidacije, redukcije in redoks reakcij.

Koncept oksidacijsko stanje pogosto uporablja v anorganska kemija namesto pojma valenca. Oksidacijsko stanje atoma je enako numerični vrednosti električnega naboja, dodeljenega atomu, ob predpostavki, da so vezni elektronski pari popolnoma pristranski proti bolj elektronegativnim atomom (to je ob predpostavki, da je spojina sestavljena samo iz ionov).

Oksidacijsko število ustreza številu elektronov, ki jih je treba dodati pozitivnemu ionu, da ga reduciramo v nevtralni atom, ali odšteti od negativnega iona, da ga oksidiramo v nevtralni atom:

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

Lastnosti elementov se glede na strukturo elektronske ovojnice atoma spreminjajo glede na obdobja in skupine periodnega sistema. Ker so v nizu analognih elementov elektronske strukture le podobne, ne pa enake, potem pri prehodu iz enega elementa v skupini v drugega ne opazimo preprostega ponavljanja lastnosti, temveč njihovo bolj ali manj jasno izraženo naravno spreminjanje. .

Kemična narava elementa je določena s sposobnostjo njegovega atoma, da izgubi ali pridobi elektrone. Ta sposobnost je kvantificirana z vrednostmi ionizacijskih energij in elektronske afinitete.

Energija ionizacije (E in) najmanjša količina energije, ki je potrebna za abstrakcijo in popolno odstranitev elektrona iz atoma v plinski fazi pri T = 0

K brez prenosa kinetične energije na sproščeni elektron s pretvorbo atoma v pozitivno nabit ion: E + Ei = E+ + e-. Ionizacijska energija je pozitivna količina in ima najnižje vrednosti za atome alkalijskih kovin in največje za atome žlahtnih plinov.

Elektronska afiniteta (Ee) je energija, ki se sprosti ali absorbira, ko se elektron doda atomu v plinski fazi pri T = 0

K s pretvorbo atoma v negativno nabit ion brez prenosa kinetične energije na delec:

E + e- = E- + Ee.

Največjo afiniteto do elektronov imajo halogeni, zlasti fluor (Ee = -328 kJ/mol).

Vrednosti Ei in Ee so izražene v kilojoulih na mol (kJ/mol) ali v elektronvoltih na atom (eV).

Sposobnost vezanega atoma, da premakne elektrone kemičnih vezi proti sebi, s čimer poveča elektronsko gostoto okoli sebe, se imenuje elektronegativnost.

Ta koncept je v znanost uvedel L. Pauling. Elektronegativnostoznačen s simbolom ÷ in označuje težnjo danega atoma, da dodaja elektrone, ko tvori kemično vez.

Po R. Malikenu je elektronegativnost atoma ocenjena s polovico vsote ionizacijskih energij in elektronske afinitete prostih atomov = (Ee + Ei)/2

V obdobjih obstaja splošna težnja, da se ionizacijska energija in elektronegativnost povečata z naraščanjem naboja atomskega jedra; v skupinah se te vrednosti zmanjšujejo z naraščanjem atomskega števila elementa.

Poudariti je treba, da elementu ni mogoče pripisati konstantne vrednosti elektronegativnosti, saj je ta odvisna od številnih dejavnikov, zlasti od valenčnega stanja elementa, vrste spojine, v katero je vključen, ter števila in vrste sosednjih atomov. .

Atomski in ionski polmeri. Velikosti atomov in ionov so določene z velikostjo elektronske lupine. Po kvantnomehanskih konceptih elektronska lupina nima strogo določenih meja. Zato lahko polmer prostega atoma ali iona vzamemo kot teoretično izračunana razdalja od jedra do položaja glavnega maksimuma gostote zunanjih elektronskih oblakov. Ta razdalja se imenuje orbitalni radij. V praksi se običajno uporabljajo radiji atomov in ionov v spojinah, izračunani na podlagi eksperimentalnih podatkov. V tem primeru ločimo kovalentne in kovinske radije atomov.

Odvisnost atomskega in ionskega polmera od naboja jedra atoma elementa je periodične narave. V obdobjih, ko se atomsko število povečuje, se radiji zmanjšujejo. Največje zmanjšanje je značilno za elemente kratkih obdobij, saj je njihov zunanji elektronski nivo zapolnjen. V velikih obdobjih v družinah d- in f-elementov je ta sprememba manj ostra, saj v njih pride do polnjenja elektronov v predzunanji plasti. V podskupinah se polmeri atomov in ionov iste vrste na splošno povečajo.

Periodični sistem elementov je jasen primer manifestacije različnih vrst periodičnosti v lastnostih elementov, ki jih opazujemo vodoravno (v obdobju od leve proti desni), navpično (v skupini, na primer od zgoraj navzdol). ), diagonalno, tj. neka lastnost atoma se poveča ali zmanjša, vendar periodičnost ostane.

V periodi od leve proti desni (→) se oksidacijske in nekovinske lastnosti elementov povečujejo, redukcijske in kovinske pa zmanjšujejo. Torej bo od vseh elementov obdobja 3 natrij najaktivnejša kovina in najmočnejši reducent, klor pa bo najmočnejši oksidant.

Kemična vez- To je medsebojna povezanost atomov v molekuli ali kristalni mreži, ki je posledica delovanja električnih sil privlačnosti med atomi.

To je interakcija vseh elektronov in vseh jeder, ki vodi do nastanka stabilnega, večatomskega sistema (radikal, molekulski ion, molekula, kristal).

Kemične vezi izvajajo valenčni elektroni. Po sodobnih konceptih je kemična vez elektronske narave, vendar se izvaja na različne načine. Zato obstajajo tri glavne vrste kemičnih vezi: kovalentna, ionska, kovinska.Nastane med molekulami vodikova vez, in se zgodi van der Waalsove interakcije.

Glavne značilnosti kemične vezi vključujejo:

- dolžina povezave - To je medjedrna razdalja med kemično povezanimi atomi.

Odvisno je od narave medsebojno delujočih atomov in mnogoterosti vezi. Z večanjem množice se dolžina vezi zmanjšuje in posledično povečuje njena moč;

- mnogokratnost vezi je določena s številom elektronskih parov, ki povezujejo dva atoma. Z večanjem množice se veča energija vezave;

- priključni kot- kot med namišljenimi ravnimi črtami, ki potekata skozi jedri dveh kemijsko povezanih sosednjih atomov;

Energija vezi E SV - to je energija, ki se sprosti pri tvorbi določene vezi in porabi za njeno raztrganje, kJ/mol.

Kovalentna vez - Kemična vez, ki nastane z delitvijo para elektronov med dvema atomoma.

Razlaga kemijske vezi z nastankom skupnih elektronskih parov med atomi je bila osnova spinske teorije valence, katere orodje je metoda valentne vezi (MVS) , ki ga je leta 1916 odkril Lewis. Za kvantnomehanski opis kemijskih vezi in zgradbe molekul se uporablja druga metoda - molekularna orbitalna metoda (MMO) .

Metoda valenčne vezi

Osnovni principi tvorjenja kemične vezi z uporabo MBC:

1. Kemijsko vez tvorijo valenčni (nesparjeni) elektroni.

2. Elektroni z antiparalelnimi spini, ki pripadajo dvema različnima atomoma, postanejo pogosti.

3. Kemijska vez nastane le, če se pri približevanju dveh ali več atomov skupna energija sistema zmanjša.

4. Glavne sile, ki delujejo v molekuli, so električnega, Coulombovega izvora.

5. Močnejša kot je povezava, bolj se medsebojno delujoči elektronski oblaki prekrivajo.

Obstajata dva mehanizma za nastanek kovalentnih vezi:

Menjalni mehanizem. Vez nastane z delitvijo valenčnih elektronov dveh nevtralnih atomov. Vsak atom prispeva en neparni elektron k skupnemu elektronskemu paru:

riž. 7. Menjalni mehanizem za nastanek kovalentnih vezi: A- nepolarni; b- polarni

Donorsko-akceptorski mehanizem. En atom (donor) zagotavlja elektronski par, drugi atom (akceptor) pa zagotavlja prazno orbitalo za ta par.

povezave, izobražen po donorsko-akceptorskem mehanizmu pripadajo kompleksne spojine

riž. 8. Donorsko-akceptorski mehanizem tvorbe kovalentne vezi

Kovalentna vez ima določene značilnosti.

Nasičenost - lastnost atomov, da tvorijo strogo določeno število kovalentnih vezi. Zaradi nasičenosti vezi imajo molekule določeno sestavo.

Usmerjenost - t . e) povezava se oblikuje v smeri največjega prekrivanja elektronskih oblakov . Glede na črto, ki povezuje središča atomov, ki tvorijo vez, jih ločimo: σ in π (slika 9): σ-vez - nastane s prekrivanjem AO vzdolž črte, ki povezuje središča medsebojno delujočih atomov; π vez je vez, ki nastane v smeri osi, ki je pravokotna na premico, ki povezuje jedra atoma. Smer vezi določa prostorsko zgradbo molekul, to je njihovo geometrijsko obliko.

Hibridizacija - gre za spremembo oblike nekaterih orbital pri tvorbi kovalentne vezi za doseganje učinkovitejšega prekrivanja orbital. Kemična vez, ki nastane z udeležbo elektronov hibridnih orbital, je močnejša od vezi z udeležbo elektronov nehibridnih s- in p-orbital, saj pride do večjega prekrivanja. Razlikujemo naslednje vrste hibridizacije (slika 10, tabela 31): sp hibridizacija - ena s-orbitala in ena p-orbitala se spremenita v dve enaki "hibridni" orbitali, kot med njunima osema je 180°. Molekule, v katerih pride do sp-hibridizacije, imajo linearno geometrijo (BeCl 2).

sp 2 hibridizacija- ena s-orbitala in dve p-orbitali se spremenijo v tri enake "hibridne" orbitale, katerih kot med osema je 120°. Molekule, v katerih pride do sp 2 hibridizacije, imajo ravno geometrijo (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hibridizacija- ena s-orbitala in tri p-orbitale se preoblikujejo v štiri enake "hibridne" orbitale, katerih kot med osema je 109°28". Molekule, v katerih pride do sp 3 hibridizacije, imajo tetraedrsko geometrijo (CH 4 , NH 3).

riž. 10. Vrste hibridizacije valenčnih orbital: a - sp-hibridizacija valenčnih orbital; b - sp 2 - hibridizacija valenčnih orbital; V - sp 3-hibridizacija valenčnih orbital